Окислението е процесът на отвръщане на електрона, с увеличаване на степента на окисление.

За окисление вещества в резултат на връщане електрони Тя се увеличава степен на окисление. Атоми Окислено вещество се нарича донори Електрони и атоми окислител - акцептори електрони.

В някои случаи, по време на окисляването на молекулата на изходния материал, тя може да стане нестабилна и да изчезне в по-стабилни и по-малки компоненти (виж Свободни радикали). В същото време някои от атомите на получените молекули имат по-висока степен на окисление, отколкото същите атоми в изходната молекула.

Окислител, приемащ електрони, придобива възстановителни свойства, превръщайки се в конюгиран редукционен агент:

оксидиращ агент+ д. − ↔ конюгиран редуциращ агент.

Възстановяване

Възстановяване Извиква се процесът на свързване на електрони чрез атом на вещество, а степента на окисление намалява.

По време на възстановяването атоми или йони Прикрепете електрони. В същото време има намаление степен на окисляване елемент. Примери: Възстановяване оксиди метали за свободни метали с водород, въглероддруги вещества; Възстановяване органични киселини в алдехид и алкохол; хидрогениране дебел и т.н.

Редукционният агент, който дава на електроните, придобива окислителни свойства, превръщайки се в конюгиран окислител:

намаляване на агента - д. − ↔ конюгиран окислител.

Неконсолидиран, свободен електрон е най-силният редуциращ агент.

Реакционно окисление - Това са реакции, при които взаимодействат веществата или дават електрони. Окислението се нарича частица (йон, молекула, елемент), която прикрепя електроните и се движи от по-високо окисление до по-нисък, т.е. Възстановява. Редукционният агент е частица, която дава електрони и се движи от по-ниското окисление до по-високо, т.е. Оксис.

Интермолекуларни реакции, при които окисляването и регенериращите атоми са в молекули от различни вещества, например:

Н. 2 С. + Cl. 2 → С. + 2HCL.

Интрамолекуларните реакции, при които окисляването и регенериращите атоми са в молекулите на едно и също вещество, например:

2Х. 2 О. → 2Х. 2 + О. 2

Дипропорционално (самозаместване-самолечение) - реакции, при които атомите с междинно окисление се превръщат в еквимоларна смес от атоми с по-висока и по-ниска градуса на окисление, например:

Cl. 2 + Х. 2 О. → HCLO. + HCL.

Въпросиране (компилация) - реакции, при които един и същият елемент от две различни степени на окисление са една степен на окисление, например:

NH. 4 Не. 3 → Н. 2 О. + 2Х. 2 О.

Окисляване, възстановяване

При реакции на окислително редуциране, електрони от един атоми, молекули или йони отиват на други. Процесът на връщане на електрони - окисление. При окисляване степента на окисление се увеличава:

Процесът на свързване на електрони - възстановяване. При възстановяването на степента на окисление намалява:

Атомите или йони, които в тази реакция свързват електроните са окислители и които те дават на електрони - редуциращи агенти.

Редукционни реакции (потенциал на електрода)

Електроните могат да действат като химически реагенти, а полу-ресурсите се използват практически в устройства, наречени галванични елементи.

Пример за електрод може да служи като плоча и кристален цинк, потопен в разтвор на цинков сулфат. След потапяне плаката се появява 2 процеса. В резултат на първия процес, записът придобива отрицателен заряд, след известно време след потапяне в разтвора, скоростта се изравнява и се среща равновесие. И плочата придобива някакъв електрически потенциал.

Измерване на потенциала на електрода по отношение на потенциала на стандартния водород.

Меден водороден електрод - Използва се електрод като сравнение на електрода с различни електрохимични измервания и в галванични елементи. Водородният електрод (ve) е плоча или тел, изработена от метална добре абсорбираща газообразна водород (Обикновено се използва платина или паладий) наситен с водород (при атмосферно налягане) и се потапя воден разтворсъдържание водородни йони. Потенциалът на плочата зависи посочете ] От концентрацията на Н + йони в разтвор. Електродът е бенчмарк спрямо който се извършва електродният потенциал на определената химична реакция. С налягане на водородния атм., Протонни концентрации в разтвор 1 mol / l и температура 298 ДА СЕ Потенциалът на VE е равен на 0 V. при сглобяване на галваничния елемент от VE и определения електрод, реакцията е обратимо обратима на повърхността на платина:

2N + + 2E - \u003d H2

това също се случва възстановяване водород или негов окисление Това зависи от потенциала на реакцията, която тече върху определения електрод. Измерване на емисиите на галваничния електрод при стандартни условия (виж по-горе) определят стандартен потенциал на електрода определена химическа реакция.

Ние се използва за измерване на стандартния електрически потенциал на електрохимичната реакция за измерване концентрация (дейност) водородни йони, както и всяка друга йони. Използва се по същия начин за определяне на продукта на разтворимост, за да се определят константи на някои електрохимични реакции.

Уравнение на Nernsta.

Зависимостта на потенциала за окисление и намаляване, съответстващ на полубуда на оползотворяването на перманганатния йон в кисела среда (и, както вече е отбелязано, в същото време полуобразуването на окислението на MN 2+ катион преди перманганата Йон в киселата среда) от гореспоменатите фактори се описват количествено от уравнението на Nernst

Всяка от концентрациите под знака на естествен логаритъм в уравнението на нуртовете се издига в степен, съответстваща на стехиометричния коефициент на тази частица в уравнението на полуакцията, \\ t н. - броя на електроните, получени от окислителя, R. - Универсална газова константа, T. - Температура, Е. - брой на Фарадей.

Измерване на повторния потенциал в реакционния съд по време на реакционния поток, т.е. При нежелани условия е невъзможно, тъй като при измерването на потенциала, електроните трябва да се предават от редуциращия агент към окислител, а не директно, но през металните проводници, свързващи електродите. В този случай скоростта на предаване на електронната предаване (текущата сила) трябва да се поддържа много малка поради прилагането на външната (компенсираща) потенциална разлика. С други думи, измерването на електродните потенциали е възможно само в равновесни условия, когато се изключва директен контакт между окислителния агент и редуциращия агент. Следователно, квадратни скоби в уравнението на нурст са посочени, както обикновено, равновесие (при измерване) на концентрация на частици. Въпреки че потенциалите на Redox Recover Steam по време на реакционния поток не могат да бъдат измерени, те могат да бъдат изчислени, замествайки тока, т.е. съответстващ на този момент от времевата концентрация. Ако промяната в потенциала се счита за потока на реакцията, тогава първо той е първоначална концентрация, след това концентрации в зависимост от времето и накрая, след спиране на реакцията, равновесие. Тъй като реакцията се изчислява от уравнението на нурнете, потенциалът на окислителя намалява и реакцията на респондента, съответстващ на второто полуобразуване, се увеличава. Когато тези потенциали изравняват, реакцията спира и системата идва в състояние на химическо равновесие.

25. Комплексните съединения се наричат \u200b\u200bсъединения, които съществуват както в кристалното състояние, така и в разтвора, чиято характеристика е наличието на централен атом, заобиколен от лиганди. Комплексните съединения могат да се считат за сложни съединения с по-висок ред, състоящ се от прости молекули на самостоятелно съществуване в разтвор. Координационната теория на вернатора във всяко сложно съединение се отличава с вътрешна и външна сфера. Централният атом със заобикалящите лиганди образуват вътрешната сфера на комплекса. Обикновено завършва в квадратни скоби. Всичко останало в комплексното съединение е външна сфера и е написана отвъд квадратни скоби. Определен брой лиганди се поставят около централния атом, който се определя от координационния номер. Броят на координираните лиганди най-често е равен на 6 или 4. Лиганд заема място за координация в близост до централния атом. При координация свойствата на лиганди и централния атом се променят. Често координираните лиганди не могат да бъдат открити чрез химични реакции, характерни за тях в свободно състояние. По-твърдо свързани частици на вътрешната сфера се наричат \u200b\u200bкомплекс (сложен йон). Закон за атракционните сили между централния атом и лиганди се формира (ковалентна облигация за обмен и (или) механизъм за донор-акцептор), между лиганди - отблъскващи сили. Ако зареждането на вътрешната сфера е 0, тогава външната координационна сфера отсъства. Централният атом (комплексов агент) е атом или йон, който заема централното положение в комплексното съединение. Ролята на комплекса на комплекса се извършва най-често от частици със свободна орбитална и доста голяма положителна ядро, и следователно могат да бъдат електронни акцептори. Това са катиони за преходни елементи. Най-силните комплекси са елементите на IV и VIIIV групите. Рядко, неутрални D-елементи атоми и неметални атоми в различни степени на окисление рядко са сложни. Броят на свободните атомни орбитали, предоставени от комплекса, определя номера на координацията. Мащабът на координационния номер зависи от много фактори, но обикновено е равно на двойното зареждане на комплекса от консултативни. Лиганди са йони или молекули, които са пряко свързани с комплексовия агент и са донори на електронни двойки. Това са електронни системи, които имат свободни и мобилни електронни двойки, могат да бъдат донори на електрони. Съединенията на P-Element проявяват комплексообразни свойства и действат в цялостна връзка като лиганди. Лиганди могат да бъдат атоми и молекули (протеинови, аминокиселини, нуклеинови киселини, въглехидрати). По отношение на броя на връзките, образувани от лиганди със сложния агент, лиганди се разделят на моно-, био- и полидоментни лиганди. Горните лиганди - молекули и аниони са монотелни, тъй като те са донори на един e-pair. Бидентивите лиганди включват молекули или йони, съдържащи две функционални групи, способни да бъдат донор на два електронни двойки. Трите трафик на вътрешната сфера на комплексното съединение е алгебрично количество зареждания на частиците, образуващи го. Комплексните съединения с йонна външна сфера се подлагат на дисоции на сложен йон и йони на външната сфера. Те се държат в разредени решения като силни електролити: дисоциацията преминава незабавно и практически насочена. SO4 \u003d 2+ + SO42-. Ако хидроксидните йони се намират във външната сфера на комплексното съединение, това съединение е силна основа.

В IA, групата включва литий, натрий, калий, рубидий, цезий и Франция. Тези елементи се наричат \u200b\u200bалкални елементи. Понякога в групата на IA включва водород. Така тази група включва елементи на всеки от 7-те периода. Общата Valence електронна формула на IA елементите на групата е NS1 на външното ниво 1electron. Agenically отстранен от ядрото. Безкрайните потенциали на йонизацията. Атомите се получават 1 електрод. Металните свойства са подобрени с увеличение в номера на последователността. Физическа война: Металите са меки, леки, бели дробове с добро електрическо провеждане, имат голяма отрицателна стойност на електрическите потенциали. Химични свойства: 1) Да се \u200b\u200bсъхранява под слоя от течни въглеводороди (бензол, бензин, керасин) 2) окислители. Лекоокисление на алкални метали до халиди, сулфиди, фосфиди. Li Na K RB CS Увеличаване на метални радиус Намаляване на енергийната енергия Намаляване на електроенергията Намаляване на топенето и температурата на кипене Използвайте натрий и калиев приложение 1. Приготвяне на пероксиди. 2. Натриева и калиева сплав - охлаждаща течност в атомните електроцентрали. 3. Получаване на метални органични съединения.

27. Общи сравнителни характеристики на елементите и техните съединения IA и IB периодични групи Групи алкални метали са елементите на първата група от периодичната таблица на химичните елементи (съгласно остаряла класификация - елементи на основната подгрупа I група): литиев Ли, Натриев Na, калиев K, рубидьор RB, цезий CS и France fr. При разтваряне на алкални метали във вода се образуват разтворими хидроксиди, наречени pych. В периодичната система те се следват веднага зад инертните газове, така че особеността на структурата на атомите на алкален метал е, че те съдържат един електрон на външното енергийно ниво: тяхната електронна конфигурация NS1. Очевидно е, че валентните електрони на алкалния метал могат лесно да бъдат отстранени, защото атомите е енергично благоприятно да се даде електрон и да придобият конфигурация на инертен газ. Ето защо, за всички алкални метали, възстановителните свойства са характерни. Това се потвърждава от ниския йонизационен потенциал (йонизационният потенциал на цезиевия атом е един от най-ниските) и електрическата активност (ЕО). Всички метали на тази подгрупа имат сребрист бял цвят (с изключение на сребърно-жълт цезий), те са много меки, могат да бъдат нарязани от скалпел. Литий, натрий и калий са по-леки от водата и плуват на повърхността й, реагирайки с него. Алкалните метали се намират в природата под формата на връзки, съдържащи еднозатоварени катиони. Много минерали съдържат метали в състава им от групата на основната подгрупа I. Например, ортоклази, или разделяне на полето се състои от калиев алумосиликат К2, подобен минерал, съдържащ натрий - Албит - има състав на Na2. Морската вода съдържа натриев хлорид NaCl, а в почвата - калиеви соли - Sylvin KC1, силвинит NaCl Kcl, KC12Cl2 6H2O Carnallite, K2S04 MgS04 CASO4 2H2O полигалит. Подгрупата на мед е химичните елементи на 11-та група от периодичната таблица на химичните елементи (според остарената класификация - елементи на групата на страничната подгрупа). Групата включва преходни метали, от които традиционно правят: мед Cu, Silver AG и Gold AU. Въз основа на структурата на електронната конфигурация, рентгеновите лъчи на RG се прилагат и за една и съща група, но тя не попада в "Mint Group" (това не е дългогодишен транктивинид с полуживот от 3,6 секунди) . Името на металите на монетата не се прилага официално към групата от 11 елемента, тъй като за производството на монети се използват други метали, като алуминий, олово, никел, неръждаема стомана и цинк. Всички елементи на подгрупата са относително химически инертни метали. Характерни са и висока плътност, топене и температура на кипене, висока топлинна и електрическа проводимост. Характеристика на елементите на подгрупата е наличието на напълнен антизомин-продукт, постигнат поради електронна крила с NS-подрамка. Причината за такова явление е високата стабилност на напълно напълнен D-подрамка. Тази характеристика определя химическата инертност на простите вещества, тяхната химическа неактивност, следователно златото и среброто се наричат \u200b\u200bблагородни метали. Водород. Основни характеристики. Реакция с кислород, халогени, метали, оксиди. Водороден пероксид, неговите редуксови свойства на водород е най-често срещаният химичен елемент във Вселената. Това е основната част от слънцето, както и много звезди. В земната кора, масовата фракция на водород е само 1%. Въпреки това, неговите съединения са широко разпространени, например, вода Н20. Съставът на естествения горивен газ включва главно съединението от въглерод с водород - метан СН4 - водород се съдържа и в много органични вещества. 1) Ако запалите водород (след проверка на чистотата, вижте още по-нататък) и тръбата с изгаряне на водород се пропуска в съда с кислород, след това на стените на съда са оформени водните капчици: водородни изгаряния без примеси. Обаче, смес от водород с кислород или въздух експлодира. Най-експлозивната смес, състояща се от два обема водород и един обем кислород, - плъх газ. Ако експлозията се появи в стъклен съд, неговите фрагменти могат да бъдат семена

Хвалете другите. Ето защо, преди да настигнете водород, е необходимо да го проверите за чистота. За да направите това, събирайте водород в епруветката, която в положението нагоре е направено до пламъка. Ако водородът е чист, той изгаря спокойно, с характерния звук на "P-pah". Ако водородът компресира въздух, той изгаря с експлозия. Когато работите с водород, трябва да следват правилата за безопасност. 2) Ако, например, когато се нагрява, за да се пропусне оксид на мед (II) поток от водород, след това се появява реакцията, в резултат на което се образуват вода и метален мед: в тази реакция се появява процесът на възстановяване, Тъй като водородът приема кислород от медни атоми. Процесът на възстановяване е противоположен на окислителния процес. Вещества, които приемат кислород, принадлежат към редуциращи агенти. Процесите на окисление и възстановяване са взаимно свързани (ако един елемент се окислява; след това другото се възстановява и обратно). 3) Халогените реагират с водород, образувайки НХ и с флуор и хлор, реакцията протича с експлозия с малко активиране на него. Бавно взаимодействие с BR2 и I2. За да тече с реакция на водород, тя е достатъчна за активиране на малка част от реагентите, използващи осветление или нагряване. Активираните частици взаимодействат с неактивирани, образуващи НХ и нови активирани частици, които продължават процеса, и реакцията на две активирани частици по основната реакция завършва с образуването на продукта. 4) окислителни реакции. Когато водородът се нагрява с метали I и II на основните подгрупи: 2NA + Н2 (300 ° С) ® 2nah; Са + Н2 (500-700 ° C) ® cah2. Водороден пероксид (водороден пероксид), H2O2 е най-простият представител на пероксидите. Безцветна течност с "метален" вкус, неограничен разтворим във вода, алкохол и етер. Концентрираните водни разтвори са експлозивни. Водородният пероксид е добър разтворител. От водата се отличава като нестабилен кристален H2O2 2H2O. Водородният пероксид има окислително, както и възстановителни свойства. Той окислява нитрити в нитрати, той разпределя йоди от метали йодид, разделя ненаситени съединения на мястото на двойните връзки. Водородният пероксид възстановява солта на златото и среброто, както и кислород, когато реакциите с воден разтвор на калиев перманганат в кисела среда. По време на възстановяването на Н202 се образува от H2O или IT, например: H2O2 + 2KI + H2SO4 \u003d I2 + K2SO4 + 2H2O под действието на силни окислители H2O2 показва редуциращи свойства, осветяващ свободен кислород: O22- - 2E- → Реакцията на KMNO4 с H2O2 се използва в химичен анализ, за \u200b\u200bда се определи съдържанието на Н202: 5Н2О2 + 2kmn04 + 3H2S04 → 5O2 + 2MNS04 + K2SO4 + 8H20, окисляването на органични съединения от водороден пероксид (например сулфиди и тиоли) е препоръчително да се извършва в среда на оцетна киселина.

29. Пеене на характеристиките Свойствата на елементите и техните съединения 2 А от група. Физични и химични свойства, приложение. Включени са част S-елементи. Да бъде mg ca br ra sr, с изключение на са те са полиизотропни. Атомите на елементите на външното ниво имат 2-те елемента с противоположни завъртания с цената на необходимата енергия, един елемент от състоянието на държавата влиза в списък. Тези метали, но те са по-малко активни от алкалните. Най-разпространеното в естеството на mg CA се намира под формата на минерал BE3AL2 (Si03) 6 метод за получаване: култ на електролиза. Хлорид физически SV-Va: леки метали, но по-твърд алкали. Метали. HIM.SV-Va: 1na Air Повърхността е и mg е покрита с оксиден филм. 2. Иннационални взаимодейства на взаимодействия с азот 3. Интерактивява се с вода VE. 4. Киселите (с изключение на низостта) изместват водород. Приложение: Основната употреба на метален калций е използването на него като редуциращ агент при производството на метали, особено никел, особено никел , мед и неръждаема стомана. Станете. Калций и неговият хидрид също се използват за получаване на твърди метали, като хром, торий и уран. Калциевите сплави с олово се използват в батерии и лагери. Калциевите гранули се използват и за отстраняване на следи от въздух от електровакум устройства

№31 график - метали - химически елементи 2-ри групи от основната подгрупа, с изключение на берилий и магнезий: калций, стронций, бариев и радий. Обърнете се към втората група елементи на нова класификация Jupak. Са наречени, защото са оксиди. - "Земя" (на терминология алхимици) - Доклад вода алкална реакция. Соли. Избраните метали, с изключение на радий, са широко разпространени в природата във формата минерали.

Оксиди. - Вещества, чиито молекули се състоят от два атома на елемента, единият от които е кислород. Оксидите са разделени на основно образувани от метални атоми, например K2O, Fe2O3, CAO; Киселина - образувани от неметални атоми и някои метали в най-високо окисление: СО2, S03, P2O5, CRO3, MN2O7 и амфотер, например, Zno, Al2O3, CR2O3. Оксидите се получават чрез изгаряне на прости и сложни вещества, както и по време на разграждането на сложни вещества (соли, основи, киселини).

Химични свойства на оксидите:1. Алкални и алкалоземни метални оксиди взаимодействат с вода, образувайки разтворими основи - бучки (NaOH, KOH, BA (OH) 2) .NA2O + H2O \u003d 2NaOH

Повечето кисели оксиди взаимодействат с вода, образувайки киселини: CO2 + H2O \u003d H2CO3

2. Някои оксиди взаимодействат с основните оксиди: CO2 + SAO \u003d SASO3

3. Основни оксиди взаимодействат с киселини: WA + 2NSL \u003d YOUL2 + H2O

4. Киселинни оксиди взаимодействат с двете киселини и алкали: Zno + 2HC1 \u003d ZnCl2 + H2O

Zno + 2naoh \u003d Na2ZNO2 + H2O

Хидроксиди ( hydrooksi.) - съединения на оксидохимични елементи. Известни хидроксиди на почти всички химически елементи; Някои от тях се намират в природата в вокалинеалите. Се наричат \u200b\u200bхидроксиди на алкални метали. В зависимост от това дали съответният оксид-роден, киселициамфотер, съответно разграничава:

основни хидроксиди (основа) - хидроксиди, показващи основни свойства (например, калциев хидроксид (О) 2, калиев хидроксида, натриев хидроксид и др.);

киселинно хидроксид (кислородни киселини) - Хидроксиди, проявяващи киселинни свойства (например, азотен киселина 2, сярна киселина 2 Така 4, сярна киселина 2 Така 3 и т.н.)

амфотерични хидроксиди.съществуващи в зависимост от условията или основните или кисели свойства (например алуминиев хидроксид (0) 3, цинков цинков хидроксид (0) 2).

Карбонати и бикарбонати - соли и етери възнакова киселина (Х. 2 Колерия 3). Има нормални карбонати (с Anion Co 3-) и кисели или соли сред солите. въглеводороди (от анион NSO 3 -).

Химични свойства

При нагряване, киселинните карбонати отиват на нормални карбонати:

При тежко нагряване, нормалните карбонати разлагат на оксиди и въглероден диоксид:

Карбонати реагират с въглища (почти всички известни киселини, включително органични) от отделения газ:

Приложение:Калциевите карбонати, магнезий, барий и т.н. се използват в строителния бизнес, в химическата промишленост, оптиката и др. газирани напитки (Na2C03 и NaHC03). Киселинните карбонати извършват важна физиологична роля, съществуват буферни вещества регулиране на постоянството на реакцията кръв .

Силикатите и алуминиевиците са обширна група минерали . Те се характеризират със сложен химичен състав и изоморфни заместители на някои елементи и комплекси от елементи от други. Основните химични елементи, принадлежащи към силикатите, са Si. , О. , Ал , Fe. 2+, Fe 3+, Mg. , Mn. , Ок. , На. , К. , както и Ли. , Б. , БЪДА. , ZR. , TI. , Е. , Х. , във формата (о) 1- или Н20 и др.

Произход (битие ): Ендогенен, главно магматичен (пироксен поле с шпати ), те също са характерни за пегматици (Мик, турмалин, Берил и др.) И скарнонов (Гранати, велластонит). Широко разпространени в метаморфни скали - ламели. и gneisah. (гранати, дистен, хлорит). Силикатите на екзогенния произход са изветрени продукти или промени в първични (ендогенни) минерали (каолинит, глауконит, хризокола)

№32. Групата на групата включва бор, алуминий, галий, Индия, талий (основна подгрупа), както и скандай, итрий, лантан и лантаноиди, актиниум и актиноиди (странична подгрупа).

На външното ниво на елементите на основната подгрупа има три електрона (S 2P 1). Те лесно дават тези електрони или образуват три несвързани електрона поради прехода на един електрон на P-ниво. За бор и алуминий кръстопът е само със степен на окисление +3. Елементите на подгрупата на галий (галий, индий, талий) на външното електронно ниво съдържат три електрона, образувайки конфигурацията S 2P1, но те се намират след 18-електронния слой. Затова, за разлика от алуминиевия галий очевидно неметални свойства. Тези свойства в ред GA, в, TL са отслабени и металните свойства са подобрени.

Елементите на подгрупата на сканда на външното електронно ниво съдържат и три електрона. Въпреки това, тези елементи се отнасят до преходни D-елементи, електронната конфигурация на техния валентен слой d 1 s 2. Тези електрони всички три елемента са доста лесно. Елементите на подгрупата лантанид имат отличителна конфигурация на външно електронно ниво: те са изградени 4F - нивото и изчезват D-ниво. Започвайки с церий, всички елементи, с изключение на гадолин и лутенс, имат електронна конфигурация на външното електронно ниво 4F N 6S 2 (гадолини и Lutets имат 5D 1 -electrols). Номерът N варира от 2 до 14. Следователно S- и F-електроните участват в формирането на валентни отношения. Най-често степента на окисление на лантаниди +3, по-рядко +4.

Електронната структура на валентния слой на актиноиди до голяма степен напомня за електронната структура на валентния слой лантаниди. Всички лантаноиди и актиноиди са типични метали.

Всички елементи на групата III имат много силен афинитет към кислород и образуването на техните оксиди е придружено от освобождаването на голямо количество топлина.

Елементи на група III намират най-разнообразната употреба.

33. Физични свойства. Алуминиева - сребърна бяла светлина метал, топене при 660 ° C. Много пластмаса, лесно се разтяга в тел и ролки в листове: от него можете да направите фолио с дебелина по-малка от 0.01 mm. Алуминият има много голяма топлинна и електрическа проводимост. Неговите сплави с различни метали са трайни и лесни.

Химични свойства. Алуминият е много активен метал. В ред на напрежение, той стои след алкални и алкални земни метали. Въпреки това, тя е доста стабилна във въздуха, тъй като повърхността му е покрита с много гъсто оксид филм, който предпазва метала от контакта с въздуха. Ако с алуминиев тел, отстранете защитния оксид филм, тогава алуминий ще започне да взаимодейства енергично с кислород и водна пара, превръщайки се в насипна маса - алуминиев хидроксид:

4 al + 3 O 2 + 6N 2 O \u003d 4 al (ON) 3

Тази реакция е придружена от освобождаването на топлина.

Алуминият, пречистен от защитния оксиден филм, взаимодейства с вода с водородното освобождаване:

2 al + 6H2O \u003d 2 al (OH) 3 + 3H2

Алуминият е добре разтворим в разредени сяра и солни киселини:

2 Al + 6 NSL \u003d 2 ALSL 3 + 3N 2

2 Al + 3N 2S04 \u003d al 2 (SO 4) 3 +3 h2

Разредете гадене с азотна киселина през алуминий, но когато нагрята алуминий се разтваря в нея с освобождаване на азотен оксид, азотен хемиоксид, свободен азот или амоняк, например:

8 Al + 30 NNO 3 \u003d 8 Al (No 3) 3 + 3 N2O + 15H2O

Концентрираната азотна киселина пасива алуминий.

Тъй като алуминиевият оксид и хидроксидът имат амфотер

свойства, алуминийът се разтваря лесно във водни разтвори на всички алкали, с изключение на амониев хидроксид:

2 Al + 6 Kon + 6N 2 O \u003d 2 K3 [AL (OH) 6] + 3 h2

Алуминий на прах лесно взаимодейства с халогени, кислород и всички неметали. За да започнете реакциите, е необходимо нагряване, след което те продължават много интензивно и придружени от освобождаването на голямо количество топлина:

2 al + 3 VR 2 \u003d 2 ALVR 3 (алуминиев бромид)

4 Al + 3 O 2 \u003d 2 АЛ 2О 3 (алуминиев оксид)

2 al + 3 s \u003d al 2 s 3 (алуминиев сулфид)

2 Al + N2 \u003d 2 ALN (алуминиев нитрид)

4 Al + 3 C \u003d Al 4 C3 (алуминиев карбид)

Алуминиевият сулфид може да съществува само в твърда форма. Във водни разтвори се подлага на пълна хидролиза с образуването на алуминиев и сероводороден сулфиден хидроксид:

Al 2 S 3 + 6H2O \u003d 2 Al (OH) 3 + 3 H2S

Алуминий лесно приема кислород и халогени в оксиди и соли на други метали. Реакцията е съпроводена чрез подчертаване на голямо количество топлина:

8 Al + 3 Fe 3 O 4 \u003d 9 FE + 4 AL 2 O 3

Процесът на възстановяване на металите от техните алуминиеви оксиди се нарича алибилидия. Alummithic използване при получаването на някои редки метали, които образуват твърда връзка с кислород (ниобий, тантал, молибден, волфрам и т.н.), както и за заваряване на релсите. Ако с помощта на специално топене на смес от малък алуминий и магнитен желязо на прах Fe3 O4 (термит), след това реакцията протича спонтанно с нагряване на сместа до 3500 ° С. Желязо при такава температура е в стопеното състояние.

Получаване. За първи път алуминий се получава чрез възстановяване на алуминиев хлорид с метален натрий:

ALSL 3 + 3 Na \u003d 3 NASL + AL

Понастоящем се получава чрез електролитни разтопени соли в електролитни бани (фиг. 46). Като електролит, стопилка, съдържаща 85-90% криоля-комплекс сол 3NF alf3 (или Na3 алф 6) и 10-15% алуминиев оксид е алуминиев оксид Al 2O3. Такава смес се топи при температура от около 1000 ° С.

Приложение. Алуминият се използва много широко. Изработен е от фолио, използвано в радио инженерството и за опаковането на хранителни продукти. Алуминиевият обхваща стоманени и чугунени продукти, за да се преюдим от корозия: продуктите се загряват до 1000 ° С в смес от алуминиев прах (49%), алуминиев оксид (49%) и алуминиев хлорид (2%). Този процес се нарича климатизация.

Аликатните продукти издържат нагряване до 1000 ° C, без корозия. Алуминиевите слоеве, характеризиращи се с голяма лекота и издръжливост, се използват при производството на топлообменни апланти, в строителството на въздухоплавателни средства и машиностроене.

Алуминиев оксид ал 2О 3. Това е бяло вещество с точка на топене 2050 ° С. В природата алуминиевият оксид се намира под формата на корунд и алуминиев оксид. Понякога има прозрачни кристали с красива форма и общество. CONUNTUM боядисани хромови съединения в червено, наречено рубини и боядисани титаний и железни съединения в син цвят - сапфир. Руби и сапфир са скъпоценни камъни. В момента те са доста лесни за изкуствено.

Борен-елементосновната подгрупа на третата група, вторият период периодична система от химични елементиD.I. Mendeleeeva, S. атомно число5. означава символ Б.(Борит). В свободно състояние борен- безцветно, сиво или червено кристално или тъмно аморфно вещество. Има повече от 10 аулотропни модификации на бор, образуването и взаимните преходи на които се определят чрез температурата, при която се получава Бор.

Получаване

Най-чистят бор се получава чрез пиролиза на Бородоров. Такъв Бор се използва за получаване на полупроводникови материали и фин химически синтез.

1. Метод на металотермията (по-често, магнезий или натрий):

2. Термично разлагане на борен бромидни пари върху горещ (1000-1200 ° C) тантал тел в присъствието на водород:

Физически свойства

Изключително твърдо вещество (по-ниско само диамант, въглероден нитрид, борен нитрид (бор), борен карбид, борен въглерод-силиконова сплав, карбид Скандиа-Титан). Той има крехкост и полупроводникови свойства (широк полупроводник).

Химични свойства

На много физически и химични свойства, nemmetall bor прилича на силиций.

Химическият бор е доста инертен и при стайна температура взаимодейства само с флуор:

Когато се нагрява, Бор реагира с други халогени с образуването на тригалоиди, с азот форми на бора бр нитрид, с фосфор- фосфид на BP, с въглероден карбид с различен състав (В4С, В12СЗ, ВЗ1С2). Когато се нагрява в кислородна атмосфера или във въздуха, борът комбинира с голямо освобождаване на топлина, се образува B 2O3:

С водород, бори не взаимодейства директно, въпреки че са известни доста голям брой борозоди (борани) с различни състави, получени при преработката на алкални или алкалоземни метали с киселина, са известни:

С силно отопление, Бор има рехабилитационни свойства. Тя е способна, например, за възстановяване силиций или фосфор От техните оксиди:

Това свойство на бор може да се обясни с много висока якост на химически връзки в борен оксид В 2 О 3.

При липса на окислители, нивото е устойчиво на алкални разтвори. В горещ азот, сярна киселини и в кралската водка борбата се разтваря с образуването на борна киселина.

Бораксид - типичен киселинен оксид. Той реагира с вода, за да образува борна киселина:

При взаимодействието на борна киселина с алкали, соли са произтичащи от самата борна киселина (съдържаща анион BO 3 3-) и тетрабарати, например:

Приложение

Елементарен бор

Бор (под формата на влакна) служи като укрепващ агент на много композитни материали.

Също така, борът често се използва в електрониката за промяна на вида на проводимостта силиций.

Boron се използва в металургията като микроелемен елемент, който значително увеличава калцинирането на стоманите.

34.харакетъринг елементи 4А група. Калай, олово.

(добавяне)

Групата включва 5 елемента: два неметала - въглерод и силиций, разположени във втория и третия период на системата Mendeleev и 3 метални генератора (междинни между неметали и метали, калай и олово, разположени в края на големи периоди - IV, V, VI. За всички тези елементи е характерна, сервизната станция на външната енергийна степен 4 на електрона. И следователно може да покаже степента на окисление от + 4 до -4. Тези елементи образуват газообразни съединения с Водород: СН4, Si H4, SN N4, PBN4. Нагряването във въздуха се комбинира с елементите на подгрупата кислород, сяра и с халогени. Степента на окисляване е +4, когато се движи 1S -Electron на безплатен P-Electron .

С увеличаване на атомния радиус, се намалява силата на свързването на външни електрони с ядрото. Неметалните свойства са намалени и металите се увеличават. (точката на топене и кипене е намалена и т.н.)

Въглерод (с), силиций (Si), Германия (GE), калай (SN), олово (PI) - елементи 4 от основната подгрупа на PSE. На външния електронен слой атомите на тези елементи имат 4 електрона: NS 2 NP2. В подгрупа с увеличаване на последователността на елемента, атомният радиус се увеличава, неметални свойства отслабват, а металът се повишава: въглерод и силиций - неметали, германий, калай, оловни метали.

Основни характеристики. Въглерод и силиций

Въглеродната подгрупа, която включва въглерод, силиций, германий, калай и олово, е основната подгрупа от 4 групи от периодичната система.

На външната електронна обвивка на атомите на тези елементи има 4 електрона и тяхната електронна конфигурация в обща форма могат да бъдат написани, както следва: NS 2 NP 2, където N е номерът на периода, в който се намира химическият елемент. Когато се движите отгоре надолу, групата, неметалните свойства са отслабени, а металът се увеличава, така че въглеродът и силиций са не метали, а калай и олово проявяват свойствата на типичните метали. Образуването на ковалентни полярни връзки с водородни атоми, С и SI показват формалната степен на окисление -4 и с по-активни неметали (N, O, s) и халогени показват степента на окисление +2 и + 4. в изясняване на Реакционният механизъм, въглеродният изотоп 13 понякога се използва С (метод на етикетирани атоми). Следователно е полезно да се знае, че разпространението на въглеродни изотопи: 12 С - 98.89% и 13 С - 1.11%. Ако се ограничите до прехвърлянето на изотопи, преобладаването на което повече от 0.01%, след това в силиций от такива изотопи 3, в Германия - 5, на калай - 10, в оловен 4 стабилен изотоп.

При нормални условия въглеродът може да съществува под формата на две алотропни

модификации: диамант и графит; Ултрапик кристален силиций

Полупроводник.

От съединенията от елементи (д) подгрупи въглерод с водород, помислете за съединенията от тип 4. С увеличаване на заряда на ядрото atom E стабилност на хидридите намалява.

При преминаване от С до РВ, стабилността на съединенията със степента на окисление е +4

намалява и C +2 се увеличава. EO 2 оксидите намаляват киселия символ, а оксидите на EO увеличават главния символ.

Въглерод

Въглеродът в природата се намира под формата на диамант и графит. Той съдържа в изкопаеми въглища: от 92% - в антрацит до 80% - в кафявия ъгъл. В едно кохерентно състояние въглеродът се намира в карбид: Caco 3 креда, варовик и мрамор, MGCO 3 · CACO 3 - доломит, \\ t

MGCO 3 - MAGNEZIT. Във въздуха въглеродът се съдържа под формата на въглероден диоксид (0.03% по обем). Съдържат въглерод и в съединения, разтворени в морска вода.

Въглеродът е част от растения и животни, съдържащи се в нефт и природен газ.

При реакции с активни неманданди, въглеродът лесно се окислява:

2 C + O 2 \u003d 2 CO,

C + 2 F2 \u003d CF4.

Въглеродът може да проявява заместващи свойства и когато взаимодейства със сложни вещества:

C + 2 CUO \u003d 2 CU + CO 2,

C + 2H2S04 (заключител) \u003d CO 2 + 2S02 + Н20,

2 C + BASO 4 \u003d BAS + 2 CO 2.

В реакции с метали и по-малко активни неметали, въглероден окислител: 2С + Н2 \u003d С2Н2,

2 C + CAC 2,

3 C + 4 Al \u003d Al 4 C3.

Алуминиевият карбид е истински карбид: всичките четири валентни връзки всеки въглероден атом се свързва с метални атоми. Калциевият карбид е ацетилен, тъй като има тройна връзка между въглеродните атоми. Следователно, с взаимодействието на алуминиеви карбиди с вода, се различава метан и когато карбидът с воден карбид е взаимодействал - ацетилен

Al 4 C3 + 12H2O \u003d 4AL (OH) 3 + 3CH 4,

CAC 2 + 2H2O \u003d Ca (OH) 2 + С2Н2.

Каменните въглища се използват като гориво, използвано за получаване на синтетичен газ. Електродите са направени от графит, графитните пръти се използват като модератор.

неутрони в ядрените реактори. Диамантите се използват за режещи инструменти, абразиви, женски диаманти (диаманти) са скъпоценни камъни.

Силиций

Силиконът в природата се осъществява само в свързаната форма под формата на силициев диоксид Si02 и различни силициеви киселини (силикати). Това е вторият (след кислород) за разпространението в земната кора, химическият елемент (27.6%).

През 1811 г. френският j.l.he. l. liusak и l.zh.nerer получиха кафяво-кафяво вещество (силиций) чрез реакция:

Sif 4 + 4 k \u003d 4 kf + si

и едва през 1824 г., швед J. Bercelyus, след като е получил силиций чрез реакция:

K 2 sif 6 + 4 k \u003d 6 kf + si,

доказа, че това е нов химичен елемент. Сега силиций се получава от силициев диоксид:

Sio 2 + 2 mg \u003d Si + 2 Mgo,

3SIO 2 + 4AL \u003d SI + 2AL 2 O 3,

възстановяване на него с магнезий или въглерод. Оказва се и по време на разграждането на Силан:

SIH 4 \u003d SI + 2H2.

При реакции с неметали силиций може да бъде окислен (т.е. Si-редуциращ агент):

Si + O 2 \u003d SiO 2,

Si + 2 f 2 \u003d sif 4,

Силиконов разтворим в алкалис:

Si + 2 NaOH + H2O \u003d Na2 Si0 3 + 2 H2,

неразтворими в киселини (с изключение на флуид).

В реакции с метали, силиций показва окислителни свойства:

2 mg + si \u003d mg 2 si.

С разлагането на солната киселина на магнезиев силицид се получава силан:

Mg 2 Si + 4 HCI \u003d 2MGC12 + SIH 4.

Силиконът се използва за производство на много сплави, базирани на желязо, мед

и алуминий. Добавянето на силиций до стомана и чугун подобрява техните механични свойства. Големите силициеви добавки придават на сплавите на резистентността към желязо киселина.

Handicular Silicon е полупроводник и се използва за производство на микросиркули и в производството на слънчеви панели.

Кислородни съединения. Получаване, свойства и приложения

Въглеродни оксиди

Въглероден (ii) оксид (съвместно въглероден оксид)

Ко-отровен газ без цвят и мирис, слабо разтворим във вода.

Получаване

Композиторията CO се получава чрез разлагане на форма или оксалова киселина (в присъствието на концентрирани Н2СО 4):

HCOOH \u003d CO + H 2O,

H 2 C2O 4 \u003d CO + CO 2 + H 2 O

или нагревай цинков прах с калциев карбонат:

CACO 3 + ZN \u003d CAO + Zno + Co.

При фабричните условия, СО се получава чрез въздух или въглероден диоксид чрез горещи въглища:

2C + O 2 \u003d 2CO,

Имоти

Отравящият ефект на въглероден оксид е причинен от факта, че афинитетът на хемоглобина към въглероден оксид е по-голям от кислород. В този случай се образува карбоксигемоглобин и по този начин блокира прехвърлянето на кислород в организма.

Въглеродният (II) оксид лесно се окислява, въздухът се изгаря с голямо количество топлина:

2 CO + O 2 \u003d 2 CO 2 + 577 KJ / mol.

CO възстановява много метали от техните оксиди:

Feo + Co \u003d FE + CO 2,

CUO + CO \u003d CU + CO 2.

CO лесно влиза в реакцията на свързване:

CO + CL 2 \u003d COCL 2,

CO + NaOH \u003d Hcoona,

Ni + 4 co \u003d ni (co) 4.

Промишлеността често се използва без чисто сътрудничество, но различните смеси от него с други газове. Генераторният газ се получава чрез преминаване в пещ за вала чрез горещи въглища:

2 C + O 2 \u003d 2 CO + 222 KJ.

Водният газ се получава чрез преминаване през гореща въглеродна пара:

C + H2O \u003d CO + H2 - 132 KJ.

Първата екзотермична реакция, а вторият идва с абсорбция на топлина. Ако и двата процеса се редуват, тогава е възможно да се поддържа необходимата температура в пещта. При комбиниране на генератор и водосборния газ се получава смесен газ. Тези газове се използват не само като гориво, но и за синтез, например, метанол:

CO + 2H2 \u003d CH3OH.

Въглероден оксид (IV) (CO 2 - въглероден двуокис)

CO 2 е безцветен несилващ газ. Той се откроява, когато дишането на животни. Растенията абсорбират CO 2 и отделят кислород. Въздухът обикновено съдържа 0,03% въглероден диоксид. Благодарение на човешката дейност (неконтролирано обезлесяване,

изгарянето на нарастващо количество въглища, нефт и газ) Съдържание на CO 2 в атмосферата постепенно се увеличава, което причинява оранжерия и заплашва човечеството към екологична катастрофа.

Получаване

Лабораторията за CO 2 се получава в апарата на Кипър, действащ със солна киселина към мрамор:

CACO 3 + 2HCL \u003d CaCl 2 + Н20 + СО2.

Можете да донесете много реакции, в резултат на което се получава CO 2:

KHCO 3 + H2S04 \u003d KHSO 4 + H2O + CO 2,

C + O 2 \u003d CO 2,

2 CO + O 2 \u003d 2 CO 2,

Са (HCO 3) 2 CACO 3 y + CO 2 + H2O,

CACO 3 \u003d CAO + CO 2,

BASO 4 + 2 C \u003d BAS + 2 CO 2,

C + 2H2S04 (конц.) \u003d CO 2 + 2S02 + 2H2O,

C + 4 HNO 3 (конц) \u003d CO 2 + 4 No 2 + 2H2O.

Имоти

Когато CO 2 се разтваря във вода, се образува коалинова киселина:

Н2О + СО2 \u003d Н2СО 3.

За CO 2 всички тези реакции са известни, че са характерни за кисели оксиди:

Na2 O + CO 2 \u003d Na2CO3,

Ca (OH) 2 + 2 CO 2 \u003d СА (HCO3) 2,

Ca (OH) 2 + CO 2 \u003d CACO 3 + Н20.

Satathral mg продължава да гори в въглероден диоксид:

CO 2 + 2 mg \u003d 2 Mgo + C.

Колиновата киселина е слаба биегодишна киселина:

H 2O + CO 2 \u003d H 2CO3

Н + + HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-

и може да покаже по-слаби киселини от решения на техните соли:

Na2 Si0 3 + CO 2 + H2O \u003d H2 Si0 3 + Na2CO3,

KCN + CO 2 + Н20 \u003d KHCO 3 + HCN.

Сол на въглеродна киселина. Карбонати и бикарбонати

Общите методи за получаване на соли са типични и за получаване на соли на карбонова киселина:

CACO 3 + CO 2 + Н20 \u003d Са (HCO3) 2,

Са (HCO 3) 2 + СА (ОН) 2 \u003d 2 CaCO 3 + 2H2O.

Алкалният метал и амониев карбонати са добре разтворими във вода и

податливи на хидролиза. Всички други карбонати са практически неразтворими:

Na2C03 + Н20 \u003d 2 Na + + ОН-+ HCO3 -.

Със сравнително слабо отопление, бикарбонатите се разлагат:

Са (HCO 3) 2 \u003d CACO 3 + CO 2 + H2O.

При изчисляване на карбонати се получават метални оксиди и СО2:

CACO 3 \u003d CAO + CO 2.

Карбонати лесно се разлагат по-силни (от въглищни) киселини:

MGCO 3 + 2HCL \u003d MgCl2 + CO 2 + Н20.

CACO 3 + 2HCL \u003d CaCl 2 + CO 2 + H2O.

При изчисляване на карбонати със Si0 2 пясък, повече летливи оксид се измества:

Na2C0 + Si02 \u003d Na2 Si0 + CO 2.

Приложение

Натриев карбонат Na2C03 (калцинирана сода) и неговата кристална Na2C0310H2O

(кристална сода) се използват в стъкло, сапун, целулоза и хартиена промишленост. Натриев бабонатен NaHC03 (питейна сода)

използва се в хранително-вкусовата промишленост и в медицината. Варовик - изграждане на камък и суровини за производство на вар.

Силиконови оксиди (IV) (Sio 2 )

Sio 2 силициев диоксид съществува в природата в кристален (главно кварц) и аморфен (например, Opal Sio 2 · NH2O) форми.

Получаване

Sio 2 е кисел оксид, който може да бъде получен чрез реакции:

Si + O 2 \u003d SiO 2,

H 2 SiO 3 \u003d Si02 + Н20,

SiH 4 + 2O 2 \u003d Si02 + 2H2 O.

Имоти

Когато взаимодействате с метали или въглерод Si02 може да се възстанови до силиций

Sio 2 + 2 mg \u003d Si + 2 Mgo,

Sio 2 + 2 C \u003d Si + 2 Co

или даване на Carborund (SIC) Sio 2 + 3 C \u003d SIIS + 2 CO.

Когато се образуват Sio 2 с метални оксиди, силикати се образуват основи и някои соли:

Si02 + 2 NaOH \u003d Na2 Si0 3 + Н20,

Sio 2 + K 2 CO 3 \u003d K2 Si0 + CO 2,

Sio 2 + Cao \u003d Casio 3.

Киселите не действат върху Si02. Изключение е хидрофлуоринова киселина:

Sio 2 + 4HF \u003d SIF 4 + 2H2O,

SIF 4 + 2HF \u003d H2,

Sio 2 + 6HF \u003d H2 + 2H2O.

Силиконовата киселина H 2 SiO 3 е най-простият от семейството на силиконовото киселина. Неговата обща формула Xsio 2 · YH2O. може да се получи от силикати

Na2 Si0 + 2 HCI \u003d H2 Si0 3 + 2 NaCl.

При нагряване на силициевата киселина се разлага:

H 2 SiO 3 \u003d Si02 + H 2 O.

Силикати

Известни са много стотици силикатни минерали. Те съставляват 75% от масата на земната кора. Сред тях са много много алуминиеви. Силикатите са основният компонент на цимента, стъклото, бетона и тухла.

Само Na и K силикати са разтворими във вода. Водните им разтвори се наричат \u200b\u200b"течно стъкло". Когато хидролизата, тези разтвори имат алкална реакция. Използват се за производството на киселинно-устойчив цимент и бетон.

Редукционни реакции

Реакции, при които промяна в степените на окисление на атоми от елементи, включени в реакционните съединения, \\ tнаречен redox.

Степен на окисление(S.o.) е обвинението на елемента в съединението, изчислено въз основа на предположението, че връзката се състои от йони. Определянето на степента на окисление се извършва, като се използват следните разпоредби: \\ t

1. Степента на окисление на елемента в проста субстанция, например, в ZN, СА, Н2, Vg2, S, O2, е нула.

2. Сушенето на окислението на кислород в съединенията е обикновено -2. Изключения са пероксиди Н 2 +1О 2 -1, Na2 +1O 2 -1 и кислороден флуорид O +2 F2.

3. Степента на водородно окисление в повечето съединения е +1, с изключение на физиологични хидриди, например, Na +1H -1.

4. Постоянната степен на окисление има алкални метали (+1); Берилий и магнезий mg (+2); Алкални земни метали CA, SR, BA (+2); Флуор (-1).

5. Алгебричното количество на степените на окисление на елементи в неутралната молекула е нула, в сложен йон - йонната заряда.

Като пример, изчислете степента на хромов окисление в съединението до 2 CR2O7 и азот в аниона (№ 2) -

K 2 +1 cr 2 Х. O 7 -2 2 ∙ (+1) + 2 х. + 7 (–2) = 0 х. = + 6

(№ 2) - х. + 2 (–2) = –1 х. = + 3

При реакции на окислително редуциране, електрони от един атоми, молекули или йони отиват на други. Окисление – процесът на recoil електронен атом, молекула или йон, придружена от увеличаване на степента на окисление. Възстановяване – процесът на свързване на електрони, придружен от намаление на степента на окисление.

-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8
Процес на възстановяване

Окисляване и възстановяване - взаимосвързани процеси, които се срещат едновременно.

Окислители Наречен вещества (атоми, йони или молекули), които в процеса на реакцията са свързани електрон, реставри – електронни вещества. Окислителите могат да бъдат халогенни атоми и кислород, положително заредени метални йони (Fe 3+, AU 3+, Hg2 +, Cu 2+, Ag +), сложни йони и молекули, съдържащи метални атоми в най-високо окисление (KMNO 4, K 2 CR 2O 7, Nabio 3 и т.н.), неметални атоми в положителна степен на окисление (HNO3, концентрирани Н2СО 4, HClo, HClO 3, KCLO 3, NaBro и др.).

Типичните редуциращи агенти са почти всички метали и много неметали (въглерод, водород) в свободно състояние, отрицателно заредени неметални йони (S 2-, I -, Br -, CI - и т.н.), положително заредени метални йони в най-ниското окисление (SN 2+, FE2+, CR2 +, MN 2+, CU + и др.).

Съединения, съдържащи елементи в максималната и минималната окислителна степен, могат съответно или само окислители (KMNO 4, K2CR2O7, HN03, H2S04, PBO2), или само редуциращи агенти (Ki, Na2S, NH3). Ако веществото съдържа елемент в междинна степен на окисление, след това в зависимост от условията на реакцията, той може да бъде окислително средство и редуциращ агент. Например, KNO 2 нитрит, съдържащ азот до степента на окисление +3, водороден пероксид Н202, съдържащ кислород до степента на окисление -1, присъствието на силни окислители проявяват редуциращи свойства и при взаимодействие с активни редуциращи агенти са окислители.

При съставянето на уравненията на редокс реакциите се препоръчва да се придържат към следния ред:

1. Напишете формули на изходните вещества. Определете степента на окисление на елементи, които могат да го променят, да намерят окислител и редуциращ агент. Пишете реакционни продукти.

2. Направете уравненията на процесите на окисление и възстановяване. Изберете множители (основни коефициенти), така че броят на електроните, дадени по време на окислението, е равен на броя на електроните, получени по време на възстановяването.

3. Планирайте коефициентите в уравнението на реакцията.

K2 CR2 +6O 7 + 3H2S -2 + 4H2S04 \u003d CR2 +3 (SO 4) 3 + 3S 0 + K2S04 + 7H2O

окислител Реставраторна среда

Окисление S -2 - 2ē → S 0 ½3

recovery 2cr +6 + 6ē → 2cr +3 ½1

Естеството на много редуксови реакции зависи от средата, в която те продължават. За да се създаде кисела среда, разредена сярна киселина най-често се използва за създаване на алкални разтвори на натрий или калиев хидроксид.

Съществуват три вида окислителни реакции: междумолекулен, интрамолекулен, непропорционалност. Междумолекуленредукционни реакции - това са реакции, при които окислителният агент и редуциращият агент са в различни вещества. Реакцията, обсъдена по-горе, се отнася до този тип. ДА СЕ интрамолекуларен свързани реакции в който окислителът и редуциращият агент са в едно и също вещество.

2kCl +5 O 3 -2 \u003d 2KCL -1 + 3O 2 0

възстановяване CL +5 + 6ē → CL - ½2CL +5 - окислител

окисление 2О -2 - 4º → O 2 0 ½3 O -2 - редуциращ агент

В реакции непропорционалност(съблазняване - самолечение) молекулите от едно и също вещество реагират помежду си като окисляващ агент и като редуциращ агент.

3K 2 mn +6O 4 + 2H2O \u003d 2kmn +7O 4 + mn +4 o 2 + 4koh

окисление MN +6 - ē → mn +7 ½ 2 mn +6 - възстановяване

възстановяване mn +6 + 2ē → mn +4 ½ 1 mn +6 - окислител

Pliz поне нещо по метода на електронното салдо, изберете коефициентите в схемите на редокс реакциите и посочете окислителния процес

и възстановяване:

1. P + HNO3 + H2O \u003d H3PO4 + не

2. P + HNO3 \u003d H3PO4 + NO2 + H2O

3. K2CR2O7 + HCl \u003d CL2 + KCL + CRCL3 + H20

4. Kmno4 + H2S + H2SO4 \u003d MNSO4 + S + K2SO4 + H2O

5. KMNO4 + HCL \u003d CL2 + MNCL2 + KCL + H2O

Чрез метода на електронно салдо изберете коефициентите в схемите на рекоксиалните реакции и посочете процеса на окисление и възстановяване:

CUO + NH3 \u003d CU + N2 + H2O

AG + HNO3 \u003d AGNO3 + NO + H2O

ZN + HNO3 \u003d ZN (NO3) 2 + N2 + H2O

CU + H2SO4 \u003d CUSO4 + SO2 + H2O

Помощ за: електролитна дисоциация. Редукционни реакции

Част А.
A2 При изучаване на електрическата проводимост на различни вещества с помощта на специален инструмент учениците наблюдаваха следното:

Кои от веществата по-долу са в чаша?
1) Захар (RR)
2) KS1 (телевизор) 3) NaOH (P-P) 4) алкохол
А4 взаимодействието на хлоридните разтвори на бариева и сярна киселина съответства на съкратеното йонно уравнение
1) H + + SG \u003d NS1
2) BA2 + + SO42- \u003d BASO4
3) CO32- + 2N + \u003d H2O + CO2
4) V2 + + Pop2- \u003d Vasozoz
А5 реакцията между разтворите на сребърен и солна киселина нитрат преминава към края, тъй като
1) И двете вещества са електролити
2) Сребърен нитрат е сол
3) образува неразтворим сребърен хлорид
4) се образува разтворима азотна киселина

A7 уравнение Н + + IT \u003d H2O отразява същността на взаимодействието

1) солна киселина и бариев хидроксид
2) сярна киселина и меден хидроксид (p)
3) фосфорна киселина и калциев оксид
4) силициева киселина и натриев хидроксид

A10 Окисляването съответства на схемата
1) S + 6 → S + 4
2) CU + 2 → CU0
3) n + 5 → n-3
4) C-4 → C + 4

ЧАСТ Б.

В2 инсталирайте кореспонденцията между формулата на веществото и общия брой на йоните, образуващи при пълна дисоциация 1 mol от това вещество: за всяка позиция от първата колона, изберете съответната позиция от втората колона, обозначена с номера.
Номер на формула на йони (молци)
А) А1 (NO3) 3 1) 1 б) mg (No3) 2 2) 2
Б) nan03 3) 3 g) cu (no3) 2 4) 4
5) 5

Напишете в таблицата Избрани номера под подходящите букви.

Отговорът под формата на поредица от четири цифри се прехвърля към тестовата форма под съответната задача, без да се променя реда на числата.

Имате предложен списък с взаимосвързани концепции:

А) киселина
Б) солна киселина
Б) кислородна киселина
Г) силен електролит
Запишете буквите, които са посочени от концепциите, в таблицата, така че веригата от частната концепция към най-често срещаната е да се преструва.

Получената последователност от букви се придвижват към тестовата форма, без да се променя реда на буквите.

Вид на урока. Придобиване на нови знания.

Урок за задачите.Образователен.Въвеждане на ученици с нова класификация на химични реакции въз основа на промени в степените на окисление на елементи - с редокс реакции (OSR); Учете учениците да разкриват коефициентите по метода на електронното равновесие.

Разработване. Продължаване на развитието на логическото мислене, способността да се анализира и сравнява, образуването на интерес към темата.

Образователен.Формират научен мироглед на учениците; Подобряване на трудовите умения.

Методи и методологически техники. История, разговор, демонстриране на средства за яснота, независима работа на студентите.

Оборудване и реагенти.Възпроизвеждане с изображението на Колоса на Родос, алгоритъм за поставяне на коефициенти, използвайки метода на електронния баланс, таблицата с типични окислители и редуциращи агенти, кръстословица; Fe (нокти), Naon Solutions, Suso 4.

По време на класовете

Въвешна част

(мотивация и цел)

Учител. През III век. Пр. Хр. На остров Родос е построен паметник под формата на огромна статуя на Хелиос (гърците са бог на слънцето). Големите идеи и съвършенството на изпълнението на колоса на Родос - една от чудесата на света - те удариха всеки, който го видял.

Не знаем точно как изглеждаше статуята, но беше известно, че тя е била направена от бронз и достига около 33 метра. Статуята е създадена от скулптор, който се сблъсква, по изграждането му отне 12 години.

Бронзовата обвивка беше прикрепена към железната рамка. Кухата статуя започна да изгражда отдолу и, както тя растеше, изпълнена с камъни, за да стане стабилна. Около 50 години след завършването на конструкцията на Колос се срути. По време на земетресението той счупи нивото на коляното.

Учените смятат, че металната корозия се превърна в истинска причина за краткостта на това чудо. А в основата на корозионния процес е окислителна реакционна реакция.

Днес, в урока, ще се запознаете с редукционни реакции; научете за концепциите за "редуциращ агент" и "окислител", за възстановяване и окислителни процеси; Научете се да изразявате коефициентите в уравненията на редокс реакциите. Запишете номера, урока на тема във вашите работни книги.

Изучаване на нов материал

Учителят прави два демонстрационни опита: взаимодействието на мед (II) сулфат с алкали и взаимодействие на същата сол с желязо.

Учител. Запишете молекулярните уравнения на извършените постъпления. Във всяко уравнение подредете степента на окисление на елементите във формулите на изходните вещества и реакционните продукти.

Студентът пише на борда на уравнението на реакцията и подрежда степента на окисление:

Учител. Степените на окисляването на елементи в тези реакции се променят?

Студент. В първото уравнение степента на окисление на елементите не се променя, а във втория променен - \u200b\u200bв мед и желязо.

Учител. Втората реакция се отнася до редокс. Опитайте се да дефинирате Redox реакции.

Студент. Реакцията, в резултат на което степените на окисление на елементи, включени в реакционните вещества и реакционните продукти, се наричат \u200b\u200bокислителни реакционни реакции.

Учениците се записват в тетрадката под диктовката на учителя, определението за редукционни реакции.

Учител. Какво се случи в резултат на реакция на окисляване? Докато реакцията на желязото е степента на окисление 0, след реакцията стана +2. Както виждате, степента на окисление се увеличава, следователно желязото дава 2 електрона.

В мед преди реакцията, степента на окисление е +2, след реакцията - 0. Както можем да видим, степента на окисление намалява. Следователно медът отнема 2 електрона.

Желязото дава електрони, това е редуциращ агент и процесът на предаване на електрон се нарича окисление.

Медът приема електрони, той е окислител и процесът на свързване на електрони се нарича възстановяване.

Пишаме схемата на тези процеси:

Така че, дайте дефиницията на концепциите "Намаляващ агент" и "окислител".

Студент. Атоми, молекули или йони, които дават електрони, се наричат \u200b\u200bредуциращи агенти.

Атоми, молекули или йони, които прикачват електрони, се наричат \u200b\u200bокислители.

Учител. Какво определяне може да бъде дадено възстановяване и окислителни процеси?

Студент. Намаляването се нарича процес на свързване на електрони чрез атом, молекула или йон.

Окисляването се нарича процес на прехвърляне на електрони чрез атом, молекула или йон.

Студентите се записват под диктуването на дефиницията в тетрадката и извършват чертеж.

Помня!

Изпращайте електрони за окисляване.

Вземете електрони - възстановяване.

Учител. Окисляването винаги е придружено от възстановяване и обратно, възстановяването винаги е свързано с окисление. Броят на електроните, дадени от редуциращия агент, е равен на броя на електроните, свързани чрез окислителния агент.

За избора на коефициенти в уравнения на редокс реакции се използват два метода - електронен баланс и електронен баланс (метод на полуобразуване).

Ще разгледаме само метода за електронен баланс. За да направите това, използвайте алгоритъма за поставянето на коефициенти по метода на електронния баланс (декориран на листата на Watman).

PRI Mers. Поставете коефициентите в тази реакционна схема по метода на електронния баланс, определяте окислителния агент и редуциращото средство, посочете процесите на окисление и възстановяване:

FE 2 O 3 + CO FE + CO 2.

Използваме алгоритъма за настаняването на коефициенти по метода на електронното салдо.

3. Отблъскваме елементите, които променят степените на окисление:

4. правят електронни уравнения, определящи броя на дадените и получени електрони:

5. Броят на дадените и получените електрони трябва да бъде еднакво, защото Нито първоначалните вещества, нито реакционните продукти се зареждат. Регулирайте броя на дадените и получени електрони, вземете най-малко често срещани (NOC) и допълнителни фактори:

6. Получените фактори са коефициенти. Ние прехвърляме коефициентите към реакционната схема:

FE 2 O 3 + 3CO \u003d 2F + 3SO 2.

Вещества, които са окислители или редуциращи агенти в много реакции, се наричат \u200b\u200bтипични.

Домакира се таблицата, извършена на водния лист.

Учител. Редуксовите реакции са много често срещани. С тях са свързани не само корозионни процеси, но и ферментация, гниене, фотосинтеза, метаболитни процеси, които се срещат в жив организъм, са свързани с тях. Те могат да бъдат наблюдавани при изгаряне на гориво. Редуксовите процеси придружават cyphans на веществата в природата.

Знаете ли, че приблизително 2 милиона тона азотна киселина се образуват ежедневно в атмосферата, или
700 милиона тона годишно, а под формата на слаб разтвор пада на земята с дъждове (човек произвежда азотна киселина само 30 милиона тона годишно).

Какво се случва в атмосферата?

Въздухът съдържа 78% от обема на азот, 21% кислород и 1% от други газове. Под действието на гръмотевични изхвърляния, и на Земята, има всяка втора секунда-молекула от 100 ципове, взаимодействието на азотни молекули с кислородни молекули с образуването на азотен оксид (II):

Азот (II) оксид се окислява лесно чрез атмосферен кислород в азотен оксид (IV):

No + O 2 No 2.

Образуваният азотен оксид (IV) взаимодейства с атмосферната влага в присъствието на кислород, превръщайки се в азотна киселина:

№ 2 + Н20 + О2 HNO 3.

Всички тези реакции са редокс.

Задачата . Поставете коефициентите в реакционните диаграми на електронния баланс, посочете окислител, редуциращи агенти, окислителни и процеси на възстановяване.

Решение

1. Определете степените на окисление на елементите:

2. Подчертаваме символите на елементите, степента на окисление, която варира:

3. Отблъскваме елементите, които променят окислителните степени:

4. Разгледайте електронните уравнения (определяме броя на дадените и получени електрони):

5. Броят на дадените и получените електрони е еднакво.

6. Преместваме коефициентите от електронните схеми в реакционната схема:

Освен това, студентите се предлагат самостоятелно да организират коефициентите по метода на електронното равновесие, да определят окислител, намаляващия агент, да посочват процесите на окисление и възстановяване в други процеси, които се срещат в природата.

Две други реакционни уравнения (с коефициенти) имат формата:

Проверете дали коректността на изпълнението на задачите се извършва с помощта на кодекопа.

Крайна част

Учителят предлага на учениците да решават кръстословица на изследвания материал. Резултатът от работата е да се провери.

Ripstain. кръстословицаЩе научите, че CMNO 4 вещества, K2 CR2O7, O3-цил ... (вертикален (2)).

Хоризонтално:

1. Какъв процес отразява схемата:

3. Реакция

N2 (G.) + 3N 2 (G.) 2NN 3 (G.) + Q.

това е редокс, обратим, хомогенен, ....

4. ... въглерод (ii) е типичен редуциращ агент.

5. Какъв процес отразява схемата:

6. Да се \u200b\u200bизберат коефициентите в уравненията на редокс реакциите, се използва електронният метод.

7. Според алуминиевата схема дава ... електрон.

8. В реакцията:

H 2 + SL 2 \u003d 2NCL

hydrogen H 2 - ....

9. Какъв тип реакции винаги е само редокс?

10. степента на окисление в прости вещества - ....

11. В реакцията:

restorener - ....

Задача у дома. Според учебника О.С. Габриелевина "Химия-8" § 43, p. 178-179, Upr. 1, 7 писане.

C и D и H A (у дома). Дизайнери на първия космически кораб и подводници са изправени пред проблем: как да се подкрепи постоянният въздушен състав на кораба и космическите станции? Да се \u200b\u200bотървете от излишния въглероден диоксид и попълвате кислородния запас? Решението е намерено.

Калиев пропелент KO 2 в резултат на взаимодействие с въглероден диоксид форми на кислород:

Както можете да видите, това е редокс реакция. Кислородът в тази реакция е окислителният агент и редуциращото средство.

В космическата експедиция по сметката на всеки грам товар. Изчислете подаването на калиев супероксид, който трябва да бъде приет в космическия полет, ако полетът е предназначен за 10 дни и ако екипажът се състои от двама души. Известно е, че човек в продължение на един ден издишва 1 кг въглероден диоксид.

(Отговор. 64.5 кгKo 2. )

Ca d и n и e (повишено ниво на сложност). Запишете уравненията на редокс реакциите, които биха могли да доведат до унищожаване на колоса на Родос. Имайте предвид, че тази гигантска статуя стоеше в пристанищния град на острова в Егейско море, край бреговете на съвременната пуйка, където влажният средиземноморски въздух е наситен с соли. Изработен е от бронз (сплав от мед и калай) и монтиран на желязна рамка.

Литература

GABRIELYAN O.S.. Химия-8. М.: Спад, 2002;
Габриелян О.С., Воскобоиникова Н.П., Яшукова A.V. Бюрото на учителя. 8 клас. М.: Спад, 2002;
Coke R., Morris n. Седем чудеса на света. Древен свят, средновековието, нашето време. М.: BMM AO, 1997;
Малка детска енциклопедия. Химия. М.: Руска енциклопедична асоциация, 2001; Енциклопедия за деца "Аванта +". Химия. Т. 17. m.: Avanta +, 2001;
Homchenko G.P., SevastyAnova k.i. Редукционни реакции. М.: Просвещение, 1989.