Oksidacija je proces elektrona, s porastom stupnja oksidacije.

Za oksidacija tvari kao rezultat povratka elektroni Raste stepen oksidacije. Atomi Poziva se oksidirana supstanca donatori elektroni i atomi oksidans - prihvatnici elektroni.

U nekim slučajevima, tokom oksidacije molekule početnog materijala može postati nestabilan i nestao u stabilniju i manje komponente (vidi Slobodni radikali). Istovremeno, neki od atoma rezultata molekula imaju viši stepen oksidacije od istih atoma u izvornom molekulu.

Oksidizer, uzimanje elektrona, stječe restorativna svojstva, pretvaranjem u konjugirani smanjujući agent:

oksidirajući agent+ e. − ↔ konjugirani smanjujući agent.

Restauracija

Restauracija Pozva se proces povezivanja elektrona atom neke tvari, a njegov stupanj oksidacije opada.

Tokom restauracije atomi ili ioni Priložiti elektroni. Istovremeno postoji pad oksidacijski stupanj element. Primjeri: restauracija oksidi metali do slobodnih metala sa vodonik, ugljik, druge supstance; Restauracija organske kiseline u aldehidi i alkohol; hidrogenacija debeo itd.

Smanjenje agenta, dajući elektronima, stječe oksidativna svojstva, pretvaranjem u konjugirani oksidant:

smanjenje agenta - e. − ↔ kongugirani oksidant.

Nevezano, besplatni elektron je najjači smanjujući agent.

Oporavak reakcije oksidacije - Ovo su reakcije u kojima reagiraju supstance pričvršćuju ili daju elektrone. Oksidator se naziva česticama (jonska, molekula, element), koji pričvršćuje elektrone i kreće se iz veće oksidacije na niže, I.E. Obnavlja. Smanjenje sredstvo je čestica koja daje elektrone i potezi iz niže oksidacije na više, I.E. Oksisu.

Intermolekularne - reakcije u kojima su oksidirajuće i regenerirajuće atome u molekulama različitih supstanci, na primjer:

N. 2 S. + Cl. 2 → S. + 2HCl

Intramolekularne - reakcije u kojima su oksidirajuće i regenerirajuće atome u molekulama iste tvari, na primjer:

2H. 2 O. → 2H. 2 + O. 2

Neproporcionalna (samo-zamjena-samo-izlječenje) - Reakcije u kojima se atomi s intermedijarnim oksidacijom pretvaraju u ekvimolačku mješavinu atoma s višim i nižim oksidacijskim stupnjevima, na primjer:

Cl. 2 + H. 2 O. → HCLO. + HCl

Prenošenje (kompilacija) - reakcije u kojima jedan i isti element dva različita stupnjeva oksidacije jedan je stepen oksidacije, na primjer:

Nh. 4 Ne br. 3 → N. 2 O. + 2H. 2 O.

Oksidacija, restauracija

U oksidativnim reakcijama, elektroni iz jednog atoma, molekula ili jona idu na druge. Proces vraćanja elektrona - oksidacija. Kada se oksidira stupanj oksidacije povećava:

Proces povezivanja elektrona - oporavak. Pri vraćanju stupnja oksidacije opada:

Atomi ili joni, koji u ovoj reakciji, povezuju elektrone oksidizeri, a koji daju elektrone - smanjujući agente.

Redox reakcije (potencijal elektrode)

Elektroni mogu djelovati kao kemijski reagens, a polu-resursi se praktično koriste u uređajima koji se nazivaju galvanski elementi.

Primjer elektrode može poslužiti kao tanjir i kristalni cink uranjao u rješenje cinka sulfate. Nakon uranjanja, tanjir se javlja 2 procesa. Kao rezultat prvog procesa, rekord stječe negativnu naknadu, nakon nekog vremena nakon uranjanja u rješenje, brzine su izjednačene, a događa se ravnoteža. A ploča stječe neki električni potencijal.

Izmjerite potencijal elektrode u odnosu na potencijal standardnog vodika.

Elektroda bakra-vodika - elektroda koja se koristi kao usporedba elektrode sa različitim elektrohemijskim mjerenjima i u elementi elektroplata. Hidrogena elektroda (ve) je tanjir ili žica od metala dobro upijajući gasoviti vodonik (Obično se koristi platinum ili paladijum) zasićen vodonik (na atmosferskom tlaku) i uronjen u vodena rešenjekoji sadrže vodonik ioni. Potencijal tanjira ovisi [ odrediti ] Od koncentracije H + jona u otopinu. Elektroda je referentna mjerila u odnosu na koji se provodi potencijal elektrode od utvrđene kemijske reakcije. S pritiskom hidrogen 1 bankomata., Koncentracije protona u otopini 1 mol / l i temperatura 298 Do Potencijal VE preuzet je jednak 0 V. Prilikom sastavljanja galvanskog elementa iz VE i utvrđene elektrode, reakcija je obrnuto reverzibilna na površini platine:

2N + + 2E - \u003d H 2

to se događa bilo restauracija Vodonik ili njegov oksidacija To ovisi o potencijalu reakcije koja teče na definiranoj elektrodi. Mjerenje emisije elektroda elektrode u standardnim uvjetima (vidi gore) određuju standardni potencijal elektrode utvrđena hemijska reakcija.

Koristimo se za mjerenje standardnog električnog potencijala elektrohemijske reakcije za mjerenje koncentracija (aktivnost) Vodonik ioni, kao i bilo koji drugi ioni. Koristi se na isti način određivanja proizvoda rastvorljivosti, kako bi se utvrdila konstante brzine nekih elektrohemijskih reakcija.

Nernsta jednadžba

Ovisnost oksidacije i smanjenja potencijala koji odgovara polu-pobuni oporavka permanganata iona u kiselog srednjeg (i, kao što je već napomenuto, istovremeno polu-formiranje oksidacije kationske kationske prednosti prije upotrebe Permanganatea Ion u kiselom mediju) od gore navedenih faktora kvantitativno je opisan nennst jednadžbama

Svaka od koncentracija pod znakom prirodnog logaritama u Nenšnjoj jednadžbi postavlja se u diplomu koja odgovara kameniometrijskom koeficijentu ove čestice u jednadžbi pola reakcije, n. - Broj elektrona koje je primljeno oksidantom, R. - Univerzalna konstanta gasa, T. - temperatura, F. - Broj Faradayja.

Izmjerite redoks potencijal u reakcijskoj posudi tokom protoka reakcije, I.E. U nepodnošnim uvjetima, jer je, jer, kada mjeri potencijal, elektroni se trebaju prenijeti iz smanjujućih sredstava do oksidatora ne izravno, već kroz metalni provodnik koji povezuje elektrode. U ovom slučaju, brzina prijenosa elektrona (trenutna čvrstoća) mora se održavati vrlo malim zbog primjene vanjske (kompenzacije) potencijalne razlike. Drugim riječima, mjerenje potencijala elektrode moguće je samo u ravnotežnim uvjetima, kada je isključen direktan kontakt između oksidiračkog sredstva i smanjujućih agenta. Stoga su označene kvadratne zagrade u Nernstu jednadžbi, kao i obično, ravnoteža (u mjernim uvjetima) koncentracije čestica. Iako se potencijali redox oporabe za vrijeme reakcije tijekom reakcije ne mogu mjeriti, mogu se izračunati, zamjenjujući struju, I.E. što odgovara ovom koncentraciji vremena. Ako se promjena potencijala smatra kao reakcijski tokovi, a zatim prvo su početne koncentracije, zatim koncentracije ovisno o vremenu, a na kraju, nakon zaustavljanja reakcije, ravnoteže. Kako reakcija izračunava nennst jednadžbama, potencijal oksidansa se smanjuje, a odgovor ispitanika koji odgovara drugom polu-formaciji se povećava. Kada se ovi potencijali izravnaju, reakcija se zaustavlja, a sistem dolazi u stanje hemijske ravnoteže.

25. Kompleksni spojevi nazivaju se spojevi koji postoje i u kristalnom stanju i u rješenju, čija je karakteristika središnjeg atoma okružena ligandama. Složeni spojevi mogu se smatrati složenim spojevima koji se sastoje od jednostavnih molekula koji se sastoje od jednostavnih molekula sposobnih neovisnog postojanja u rješenju. Koordinacijska teorija Verner u svakom složenom spoju odlikuje se internom i vanjskom sferom. Centralni atom sa okolnim ligandsima čini unutrašnju sferu kompleksa. Obično se zaključuje u uglatim zagradama. Sve ostalo u složenom spoju je vanjska sfera i napisana je izvan kvadratnih zagrada. Određeni broj ligandi postavlja se oko središnjeg atoma, koji se određuje koordinacijskim brojem. Broj koordiniranih ligandi najčešće je jednak 6 ili 4. Ligand zauzima koordinacijsko mjesto u blizini centralnog atoma. Kada se mijenjaju koordinacija, svojstva oba liganda i središnji atom. Često se koordinirani ligandi ne mogu otkriti pomoću hemijskih reakcija karakterističnih za njih u slobodnoj državi. Čvršće povezane čestice u unutrašnjoj sferi nazivaju se složeni (složen ion). Prilike atrakcija čine između središnjeg atoma i liganda (formira se kovalentna veza za razmjenu i (ili) mehanizam donatora-aktorija), između ligandi - odbojnih snaga. Ako je naboj unutrašnje sfere 0, tada je vanjska sfera koordinacije odsutna. Središnji atom (kompleksni agent) je atom ili ion koji zauzima središnji položaj u složenom spoju. Uloga kompleksnog agenta najčešće se izvodi česticama koji imaju besplatni orbitalni i prilično veliki pozitivni naboj jezgra, a samim tim mogu biti elektronski akumulatori. Ovo su kations tranzicijskih elemenata. Najjači kompleksi su elementi IV i VIIV grupa. Rijetko, neutralni d-elementi atomi i nemetalni atomi u različitim stupnjevima oksidacije rijetko su složeni. Broj besplatnih atomskih orbitala koje pruža složeno sredstvo određuje njegov koordinacijski broj. Veličina koordinacijskog broja ovisi o mnogim faktorima, ali obično je jednaka dvostrukom optužbi za kompleks savjetovanja. Ligandi su ioni ili molekuli koji su izravno povezani sa složenim agentom i donatori su elektroničkih parova. Ovo su elektronizirani sustavi koji imaju besplatne i mobilne elektroničke parole, mogu biti elektroni donatori. Spojevi P-elemenata pokazuju složene svojstva i djeluju u sveobuhvatnoj vezi kao ligands. Ligandi mogu biti atomi i molekuli (proteini, aminokiseline, nukleinske kiseline, ugljikohidrate). U pogledu broja veza koje formiraju ligandi s kompleksnim agentom, ligands su podijeljeni u mono-, bi- i polydentate ligande. Gore navedeni ligands - molekuli i anioni su monoti, jer su oni donatori jednog e-para. Bidežni ligandi uključuju molekule ili jone koje sadrže dvije funkcionalne grupe koje mogu biti donator dva elektronička parova. 3 Trgovina unutrašnje sfere složenog spoja je algebarska količina optužbi za čestice koje ih formiraju. Kompleksni spojevi koji imaju jonski vanjsku sferu podvrgnute se disocijacijama na složenom ionskom i jonu vanjske sfere. Oni se ponašaju u razrjeđenim rješenjima kao snažni elektroliti: disocijacija se odmah i praktički usmjeri. So4 \u003d 2+ + SO42-. Ako se hidroksidni ioni nalaze u vanjskoj sferi složenog spoja, ovaj spoj je jaka baza.

U IA, grupa uključuje litijum, natrijum, kalijum, rubidijum, cezijum i Francusku. Ti se elementi nazivaju alkalnim elementima. Ponekad u grupi IA uključuje vodik. Dakle, ova grupa uključuje elemente svakog od 7 razdoblja. Ukupna elektronska formula IA Elementacija Grupe je NS1 na vanjskom nivou 1elektron. Agenski uklonjeni iz jezgra. Beskonačni potencijali jonizacije. Atomi su na snažno izraženi. Metalne nekretnine su poboljšane sa povećanjem u broju sekvence. Fizički rat: Metali su mekani, lagani, pluća s dobrim električnim provođenjem, imaju veliku negativnu vrijednost električnih potencijala. Hemijska svojstva: 1) Prodavnica ispod sloja tečnih ugljovodonika (benzena, benzina, kerassina) 2) oksidifikatori. Lagana oksidacija alkalnih metala na halogenide, sulfides, fosfide. LI NA K RB CS Povećajte metalni radijus Smanjenje ionizacije Smanjenje energije Smanjenje električne energije Smanjenje topljenje topljenje i temperatura ključanja Koristite natrijum i kalijum-aplikacija 1. Priprema peroksida. 2. Legura natrijuma i kalijuma - rashladno sredstvo u nuklearnim elektranama. 3. Priprema metalnih organskih spojeva.

27. Opće uporedne karakteristike elemenata i njihovih spojeva IA i IB Periodične grupe Alkali Metali su elementi 1. grupe periodične tablice hemijskih elemenata (prema zastarjeli klasifikaciji - elementi glavne podgrupe I grupe): litijum-li, Natrijum na, kalijum k, rubidium RB, cezijum CS i Francuska Fr. U raspuštanju alkalnih metala u vodi se formiraju topljivi hidroksidi koji se nazivaju Pych. U periodičnom sistemu prate se odmah iza inertnih gasova, tako da je osobina strukture alkalnih metalnih atoma u tome što sadrže jedan elektron na vanjskom nivou energije: njihova elektronska konfiguracija NS1. Očito, valence elektroni alkalnog metala mogu se lako ukloniti, jer atomi je energetski povoljan za davanje elektrona i steknu konfiguraciju inertne gasove. Stoga su za sve alkalne metal, karakteristične su restorativne nekretnine. To potvrđuju niski jonizacioni potencijali (po potencijalu jonizacije cezijum atoma jedan je od najnižeg) i elektronegativnosti (EO). Svi metali ove podskupine imaju srebrnu bijelu boju (osim srebrne žute cezium), vrlo su mekani, mogu ih sjeći skalpelom. Litijum, natrijum i kalijum su lakši od vode i plivajte na njenoj površini, reagiraju s njim. Alkalski metali nalaze se u prirodi u obliku veza sa jednim nabijenim kationima. Mnogi minerali sadrže metale u svom sastavu glavne podgrupe I grupe. Na primjer, ortoklaze ili polje Split, sastoji se od kalijuma aluminolikosti K2, sličnog minerala koji sadrži natrijum - Albite - ima sastav NA2. Morska voda sadrži natrijum-klorid nacl, a u tlu - kalijum soli - sylvin kcl, sylvinite nacl kcl, kcl mgcl2 6h2o carnallite, k2so4 mgso4 caso4 2h2o poligalit. Podgrupa bakra je hemijski elementi 11. grupe periodične tablice hemijskih elemenata (prema zastarjeli klasifikaciji - elementi bočne podgrupe I grupe). Grupa uključuje tranzicijske metale, od kojih kovanica tradicionalno čine: bakar Cu, srebrni ag i zlatni au. Na osnovu strukture elektronske konfiguracije, RG-ovi rendgenski zraci također se odnose na istu grupu, ali ne spada u "grupu mente" (ovo nije dugotrajan transaktiktinij sa poluživotom od 3,6 sekundi) . Naziv kovanica nije zvanično primijenjen na grupu 11 elemenata, jer se za proizvodnju kovanica, poput ostalih metala, poput aluminija, olova, nikla, nehrđajućeg čelika i cinka. Svi elementi podskupine relativno su hemijski inertni metali. Takođe su karakteristične visoke gustoće, topljenje i ključeve temperature, visoka toplotna i električna provodljivost. Značajka elemenata podskupine je prisustvo ispunjenog antisomina-proizvoda, postignut zbog elektrona kovrča sa NS-subframeom. Razlog takvog fenomena je velika stabilnost potpuno ispunjenog D-subframena. Ova značajka određuje hemijsku inertnost jednostavnih tvari, njihovu hemijsku neaktivnost, zato zlato i srebro se nazivaju plemenitim metalima. Vodonik. Opće karakteristike. Reakcija sa kisikom, halogenima, metalima, oksidima. Vodonik peroksid, njegova redox svojstva vodonika je najčešći hemijski element u svemiru. To je glavni dio sunca, kao i mnogih zvijezda. U zemljinoj kore, masovni frakcija vodonika je samo 1%. Međutim, na primjer, njegovi spojevi su široko raspoređeni, na primjer, voda H20. Sastav prirodnog zapaljivog plina uključuje uglavnom spoj ugljika s vodonik - metanima CH4 - vodik također sadrži i u mnogim organskim tvarima. 1) Ako zapalite vodonik (nakon provjere čistoće, pogledajte dalje), a cijev sa gorim hidrogenom izostavljena je u posudu sa kisikom, a zatim se oblikovane kapljice vode na žilima sa pločicama: sagoreni vodik bez nečistoća. Međutim, mješavina vodika sa kisikom ili zrakom eksplodira. Najprozirnija mješavina koja se sastoji od dvije količine vodonika i jedna zapremina kiseonika, - pacovskog plina. Ako se eksplozija dogodi u staklenoj posudi, njegovi fragmenti mogu biti sjeme

Hvalite druge. Stoga, prije nego što nadoknadite vodonik, potrebno je provjeriti na čistoću. Da biste to učinili, sakupljajte vodik u testnu cijev, koja je u položaju do dna napravljena na plamen. Ako je vodonik čist, onda mirno gori, karakterističnim zvukom "P-PAH". Ako vodik komprimira zrak, gori eksplozije. Pri radu sa vodikom, sigurnosni propisi trebaju slijediti. 2) ako, na primjer, kada se zagrijava za preskoči preko oksida bakra (II) toka vodika, tada se reakcija dogodi, kao rezultat toga se formiraju vode i metalni bakar: u ovoj reakciji, proces oporavka se pojavljuje proces oporavka, Budući da vodik uzima kiseonik od bakrenih atoma. Proces oporavka suprotan je procesu oksidacije. Tvari koje uzimaju kisik pripadaju reducirajućim sredstvima. Procesi oksidacije i oporavka međusobno su povezani (ako je jedan element oksidiran; tada se drugi obnavlja i obrnuto). 3) halogeni reagiraju s vodonikom, formirajući HX, i sa fluorom i hlorom, reakcija se nastavlja eksplozijom s malom aktiviranjem. Polako interakcija s br2 i I2. Da teče hidrogen reakcijom, dovoljno je da aktivira mali udio reagenata koristeći osvjetljenje ili grijanje. Aktivirane čestice komuniciraju s ne aktiviranim, formirajući HX i nove aktivirane čestice koje nastaju proces, a reakcija dvije aktivirane čestice glavnom reakcijom završava se s formiranjem proizvoda. 4) reakcije oksidacije. Kad se vodik zagrijava metalima I i II glavnih podskupina: 2na + H2 (300 ° C) ® 2nah; CA + H2 (500-700 ° C) ® CAH2. Vodonik peroksid (vodonik peroksid), H2O2 je najjednostavniji predstavnik peroksida. Bezbojna tečnost sa "metalnim" ukusom, neograničen rastvorljiv u vodi, alkoholu i etru. Koncentrirana vodena rješenja su eksplozivna. Vodonik peroksid je dobar otapalo. Iz vode se razlikuje kao nestabilna kristalna H2O2 2H2O. Vodonik peroksid ima oksidativno, kao i restorativna svojstva. Oksidizira nitrite u nitrate, a raspoređuje iodis iz metala ididi, dijeli nezasićene spojeve na mjestu dvostrukih veza. Vodonik peroksid obnavlja sol zlata i srebra, kao i kisik kada su reakcije s kalijum permanganate vodenim otopinom u kiselom okruženju. Tokom restauracije H2O2 formira H2O ili ga, na primjer: H2O2 + 2ki + H2SO4 \u003d I2 + K2SO4 + 2H2O pod djelovanjem jakih oksidacijskih sredstava H2O2 prikazuje reduciranje svojstava, isticanje slobodnog kisika: O22- - 2E- → O2 KMNO4 reakcija s H2O2 koristi se u hemijskoj analizi za određivanje sadržaja H2O2: 5H2O2 + 2kMNO4 + 3HSO2 + K2SO4 + 8H2O, oksidacija organskih spojeva hidrogen peroksida (na primjer, sulfidi i tiolovi) da se izvrši u medijucke kiseline.

29. Pjevane karakteristike Svojstva elemenata i njihovih spojeva 2 A grupe. Fizička i hemijska svojstva, primjena. Uključeni su dijelovi S-Elements. Budite mg ca br ru sr sr SR s izuzetkom da su poliizotropni. Atomi elemenata na vanjskom nivou imaju 2 S elemente sa suprotnim okretama s cijenom potrebne energije, jedan element iz stanja države prelazi na popis. Ovi metali, ali su manje aktivni od alkalne. Najviše distribuirani u prirodi MG CA nalazi se u obliku mineralnog BE3AL2 (SIO3) 6 metoda dobijanja: elektroliza Cult. Klorid fizički SV-VA: lagani metali, ali teže alkali. Metali. Njega.SV-VA: 1na zrak Površina BE i MG prekrivena je oksidnim filmom. 2. Involucionarni interakcija interakcija sa azotom 3. Interakcije vode vodom. 4. Kisele (osim nitrićeve) pomiče vodonik. Postanite. Kalcijum i njegov hidrid koriste se i za postizanje teško uspostavljenih metala, poput hrom, torijuma i urana. Legure kalcijuma sa olovom koriste se u baterijama i legurima ležaja. Kalcijumske granule koriste se i za uklanjanje tragova zraka sa elektrovacruumskih uređaja

№31 Raspored Metali - hemijski elementi Druge grupe glavne podskupine, osim berilijevog i magnezijuma: kalcijum, strontijum, barijum i radijum. Pogledajte 2. grupu elemenata na novu klasifikaciju Jupak. Su imenovani jer su oksidi. - "Zemlja" (na terminologiji alkemičari) - Izvještaj voda alkalna reakcija. Sololi. Pokupljeni metali, osim radijuma, široko su u prirodi u obliku minerali.

Oksidi. - Tvari čiji se molekuli sastoje od dva elementa atoma, od kojih je jedan kisik. Oksidi su podijeljeni u osnovni formirani od metalnih atoma, na primjer, K2O, FE2O3, CAO; Kisela - formirana nemetalnim atomima i nekim metalima u najvećoj oksidaciji: CO2, SO3, P2O5, CRO3, MN2O7 i amfoterični, na primjer, ZNo, AL2O3, CR2O3. Oksidi se dobivaju sagorijevanjem jednostavnih i složenih tvari, kao i tokom raspada složenih tvari (soli, baza, kiselina).

Hemijska svojstva oksida:1. alkalni i alkalni metalni oksidi koji djeluju s vodom, formiranje topljivih baza - kvržice (naoh, koh, ba (oh) 2) .na2o + h2o \u003d 2aoh

Većina kiselih oksida komuniciraju s vodom, formirajući kiseline: CO2 + H2O \u003d H2CO3

2. Neki oksidi komuniciraju s glavnim oksidima: CO2 + SAO \u003d SASO3

3. Glavni oksidi komuniciraju sa kiselinama: wa + 2nsl \u003d youl2 + h2o

4. Kiseli oksidi komuniciraju s obje kiseline i alkalisom: ZNo + 2HCL \u003d ZNCL2 + H2O

Zno + 2naoh \u003d na2zno2 + H2O

Hidroksidi ( hydrooks) - Spojevi oksidohemijskih elemenata. Poznati hidroksidi gotovo svih hemijskih elemenata; Neki od njih se nalaze u prirodi u vocomminealsu. Zove se alkalni metalni hidroksidi. Ovisno o tome da li odgovarajuća oksidna matična, acidiciampiamfoter, respektivno razlikuje:

osnovni hidroksidi (osnova) - hidroksidi koji prikazuju osnovna svojstva (na primjer, kalcijum hidroksid (o) 2, kalijum hidroksidekoh, natrijum hidroksid, itd.);

kiseli hidroksid (kiseonične kiseline) - hidroksidi izlagati kiselinski svojstva (na primjer, nitric kiselo 3, sumporna kiselina 2 SO 4, sumporna kiselina 2 SO 3, itd.)

ampfoteric hidroksidiPostojeće ovisno o uvjetima ili osnovnim ili kiselim svojstvima (na primjer, aluminijski hidroksid (O) 3, cinkovim cinkovim hidroksidom (O) 2).

Karbonati i bikarbonati - soli i eteri koalična kiselina (H. 2 Co. 3). Postoje normalni karbonati (sa Anion CO 3 2) i kisele ili soli među solima. hidrokarbonati (od anion NSO 3 -).

Hemijska svojstva

Kada se zagrijavaju, kiseli karbonat odlaze u normalne karbone:

S jakim grijanjem, normalnim karbonatima koji se razdvajaju na okside i ugljični dioksid:

Karbonati reagiraju ugljena kiselina (gotovo sve poznate kiseline, uključujući organski) iz odvojenog plina:

Primjena:Kalcijum karbonati, magnezijum, barijum itd. Koriste se u građevinskom poslovanju, u hemijskoj industriji, optici itd. Primijenjena tehnika, industrija i svakodnevni život soda (Na 2 co 3 i nahco 3). Kiseli karbonat obavljaju važnu fiziološku ulogu, biću tampon supstance regulisanje konstantnosti reakcije krv .

Silikate i aluminozalici su opsežna grupa minerali . Karakterizira ih složeni hemijski sastav i izomorfne zamjene nekih elemenata i kompleksa elemenata od strane drugih. Glavni hemijski elementi koji pripadaju silikatima su Si , O. , Al , Fe. 2+, FE 3+, Mg. , Mn. , Ca. , N / A. , K. , kao i Li , B. , Biti. , Zr. , TI , F. , H. , u obliku (oh) 1- ili h 2 o itd.

Porijeklo (genesis ): Endogeni, uglavnom magmatični (piroxen polje Schpaties ), oni su takođe karakteristični za pegmati (Mića, turmalin, beril itd.) I skarnov (Granate, vollastonit). Široko raspoređen u metamorfnim stijenama - letvice. i gneisah (granate, disten, hlorit). Silikate egzogenog porijekla su prometni proizvodi ili promjene u primarnim (endogenim) mineralima (kaolinite, glaukonite, Chrysocolla)

№32. Grupa grupe uključuje bor, aluminijum, galijum, Indiju, talijum (glavna podskupina), kao i skandijum, ytrijum, lanthanum i lantanoide, aktinijum i aktinoide (bočna podgrupa).

Na vanjskoj elektronskom nivou elemenata glavne podgrupe nalaze se tri elektrona (s 2 p 1). Oni lako daju ove elektrone ili formiraju tri nepokoračena elektrona zbog prelaska jedne elektrone na nivop. Za bor i aluminij, čvor je samo s stepenom oksidacije +3. Elementi podskupine galija (galijum, indija, talijum) na vanjskom nivou elektrona takođe sadrže tri elektrona, formirajući konfiguraciju S 2 P 1, ali nalaze se nakon sloja od 18 elektrona. Stoga, za razliku od aluminijskog galijuma ima očito nemetalna svojstva. Ova svojstva u nizu GA, u, TL su oslabljena, a poboljšana je metalna svojstva.

Elementi podskupine Scandium na vanjskom elektroničkom nivou također sadrže tri elektrona. Međutim, ovi se elementi odnose na prolazne D-elemente, elektroničku konfiguraciju njihovog valentnog sloja D 1 S 2. Ovi elektroni Sva tri elementa su prilično lako date. Elementi podskupine Lanthanide imaju karakterističnu konfiguraciju vanjskog elektroničkog nivoa: izgrađeni su 4F - nivo i nestaje D-nivo. Počevši od cerij, svi elementi, osim Gadolina i muta, imaju elektroničku konfiguraciju vanjskog elektroničkog nivoa 4F N 6s 2 (Gadoline i Lutets imaju 5D 1 -Elektone). Broj n varira od 2 do 14. Stoga su sudjeluju S- i F-elektroni u formiranju valentnih odnosa. Najčešće stupanj oksidacije Lanthanida +3, manje često +4.

Elektronska struktura valentne sloja aktinoida u velikoj mjeri podsjeća na elektroničku strukturu valenskog sloja Lanthanidesa. Svi lanthanoidi i aktinoidi su tipični metali.

Svi elementi grupe III imaju vrlo snažan afinitet za kisik, a formiranje njihovih oksida prati oslobađanje velike količine topline.

Elementi grupe III Pronađite najraznolju upotrebu.

33. Fizička svojstva. Aluminij - srebrno-bijelo svjetlo, topljenje na 660 ° C. Vrlo plastična, lako se ispruži u žicu i valja se u listove: iz njega možete napraviti foliju debljine manjim od 0,01 mm. Aluminij ima vrlo veliku toplinu i električnu provodljivost. Njegove legure s različitim metalima su izdržljive i jednostavne.

Hemijska svojstva. Aluminij je vrlo aktivan metal. U nizu naglašaka stoji nakon alkalnih i alkalnih metala. Međutim, prilično je stabilan u zraku, jer je njegova površina prekrivena vrlo gustom oksidnom filmom koji štiti metal iz kontakta sa zrakom. Ako sa aluminijskim žicom, uklonite zaštitni oksidni film, a aluminij će početi snažno komunicirati s kiseonikom i vodenim parom, okrećući se u labavu masu - aluminijski hidroksid:

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

Ova reakcija prati oslobađanje topline.

Aluminijum pročišćeni iz zaštitnog oksidnog filma djeluje sa vodom s puštanjem vodonika:

2 al + 6 h 2 o \u003d 2 al (oh) 3 + 3 h 2

Aluminijum je dobro rastvorljiv u razblaženoj sumpornim i hidroklorološkim kiselinama:

2 al + 6 nsl \u003d 2 alsl 3 + 3 h 2

2 al + 3N 2 So 4 \u003d Al 2 (SO 4) 3 +3 H 2

Razblažite mirunu na aluminijumu, ali kada se grijani aluminij otopi u njemu puštanjem dušičnog monoksida, azot hemioksida, slobodnog dušika ili amonijaka, na primjer:

8 al + 30 NNo 3 \u003d 8 al (br. 3) 3 + 3 n 2 o + 15 h 2 o

Koncentrirana dušična kiselina pasivira aluminij.

Budući da aluminijum oksid i hidroksid imaju amfoteričnu

nekretnine, aluminijum se lako otopi u vodenim rješenjima svih alkalija, osim amonijum hidroksida:

2 al + 6 kon + 6n 2 o \u003d 2 k 3 [al (oh) 6] + 3 h 2

Aluminij u prahu lako komunicira s halogenima, kisikom i svim nemetalima. Za početak reakcija, potrebno je grijanje, a zatim se vrlo intenzivno i prate puštanjem velike količine topline:

2 al + 3 VR 2 \u003d 2 Alvr 3 (aluminijski bromid)

4 al + 3 o 2 \u003d 2 al 2 o 3 (aluminijum oksid)

2 al + 3 s \u003d al 2 s 3 (aluminijski sulfid)

2 al + n 2 \u003d 2 aln (aluminijum nitrid)

4 al + 3 c \u003d al 4 c 3 (aluminijski karbid)

Aluminijski sulfid može postojati samo u čvrstom obliku. U vodenim rješenjima izloženo je potpunu hidrolizu sa formiranjem aluminija i hidrogenog sulfidnog hidroksida:

Al 2 S 3 + 6 h 2 o \u003d 2 al (oh) 3 + 3 h 2 s

Aluminij lako uzima kisik i halogene u oksidima i soli drugih metala. Reakcija je praćena isticanjem velike količine topline:

8 al + 3 FE 3 O 4 \u003d 9 FE + 4 AL 2 O 3

Proces obnove metala iz njihovih aluminijumskih oksida naziva se Alylummia. Alumumhic koristi u pripremi nekih rijetkih metala, koji čine čvrstu vezu sa kisikom (niobium, tantalum, molibden, volfram itd.), Kao i zavarivanje šina. Ako uz pomoć posebnog topljenja mješavine malog aluminijskog i magnetnog željeznog praha FE 3 O 4 (TERMITE), tada se reakcija nastavlja spontano grijanjem smjese do 3500 ° C. Gvožđe na takvoj temperaturi je u rastopljenoj državi.

Dobijanje. Prvi put je aluminij dobiven obnovom aluminijum-hlorida s metalnim natrijumom:

Alsl 3 + 3 na \u003d 3 nasl + al

Trenutno se dobiva elektrolitičkim otopljenim solima u elektrolitičkim kupkama (Sl. 46). Kao elektrolit, talina koja sadrži 85-90% Cryolya-Complex Solt 3nf · Alf 3 (ili na 3 ALF 6) i 10-15% ALUMINA je aluminijum oksid al 2 o 3. Takva se mješavina topi na temperaturi od oko 1000 ° C.

Aplikacija. Aluminijum se koristi vrlo široko. Izrađen je od folije koja se koristi u radiotegaciji i za pakiranje prehrambenih proizvoda. Aluminij pokriva čelične i livene željezne proizvode kako bi ih predrasude od korozije: proizvodi se zagrijavaju na 1000 ° C u mješavini aluminijskog praha (49%), aluminijumskog oksida (2%) i aluminijski klorid (2%). Ovaj se proces naziva alitacijom.

O nejanja proizvoda podnose grijanje na 1000 ° C, bez korozije. Aluminijski slojevi, karakterizirani velikom lakoćom i izdržljivošću koriste se u proizvodnji aparati za izmjenu topline, u izgradnji zrakoplova i mašinstvom.

Aluminijski oksid al 2 o 3. To je bijela supstanca sa talištem od 2050 ° C. U prirodi je aluminijski oksid nalazi u obliku korunda i alumina. Ponekad postoje prozirni krunski kristali prekrasnog oblika i društva. Korundum obojeni kromirani slojevi u crvenom, zvani rubini, i obojeni titanijum i gvozdeni spojevi u plavoj boji - safir. Ruby i Sapphire su dragocjene kamenje. Trenutno su prilično lako dobiti umjetno.

Boron-elementglavna podgrupa treće grupe, drugi period periodični sistem hemijskih elemenataD.I. Mendeleeva, S. atomski broj5. Označava simbol B.(Borium). U slobodnom stanju boron- bezbojna, siva ili crvena kristalna ili tamna amorfna supstanca. Postoji više od 10 alotropnih modifikacija borona, čiji su formirani i međusobni prijelazi određuju temperaturu na kojoj je dobio Bohr.

Dobivanje

Najčišća borona dobiva se pirolizom Borodovorova. Takav Bor koristi se za proizvodnju poluvodičkih materijala i fine kemijske sinteze.

1. Metalotermia metoda (češće, magnezijum oporavak ili natrijum):

2. Toplotno raspadanje pare boron bromida na vrućoj (1000-1200 ° C) tantalum žica u prisustvu vodonika:

Fizička svojstva

Izuzetno čvrsta supstanca (inferiorni jedini dijamant, ugljični nitrid, boron nitrid (boron), boron karbid, boron ugljik-silikonska legura, skandia-titan karbid). Ima nekretnine za brittlest i poluvodiča (široki poluvodič).

Hemijska svojstva

Na mnogim fizičkim i hemijskim svojstvima, Nemmetall Bor podseća silicijum.

Hemijski bor je prilično inertn i na sobnoj temperaturi samo komunicira sa fluor:

Kada se zagreva, Bor reagira s drugim halogenima sa formiranjem trigolatora, sa nitrogen Formira Bora Bor nitrid, sa fosfor- BP fosfid, sa ugljičnim karbidom razne kompozicije (B 4 C, B 12 C 3, B 13 C 2). Kada se zagrijava u atmosferi kiseonika ili u zraku, boron se kombinira s velikim izletama topline, formira se B 2 O 3:

Birdogen, borin ne dijeli direktno komunicira, iako je poznati prilično veliki broj boronovodova (borani) različitih kompozicija dobivenih u preradi alkalnih ili alkalnih zemaljskih metala sa kiselinom:

S jakim grijanjem, Bor ima rehabilitacijsku svojstva. Sposoban je, na primjer, obnavljanje silicijum ili fosfor Iz njihovih oksida:

Ova nekretnina Borona može se objasniti vrlo visokom čvrstoćom hemijskih obveznica u boron oksidu b 2 o 3.

U nedostatku oksidansa, nivo je otporan na alkalis rješenja. U vrućim miričnim, sumpornim kiselinama i u kraljevskoj votku, Bor se rastvara sa formiranjem borić kiseline.

Bora oksid - tipičan kiseli oksid. Reagira s vodom da formira boru kiselinu:

U interakciji boranske kiseline sa alkalijem, soli se proizilaze iz same borbene kiseline (koja sadrže anion BO 3 3-) i tetraborati, na primjer:

Primjena

Osnovni bora

Bor (u obliku vlakana) služi kao sredstvo za jačanje mnogih kompozitnih materijala.

Takođe se Boron često koristi u elektronici za promjenu vrste provodljivosti silicijum.

Boron se koristi u metalurgiji kao element mikro elemenata koji značajno povećava kalcinacija čelika.

34.haraugostiteljski elementi 4A grupa. Tin, olovo.

(dodavanje)

Grupa uključuje 5 elemenata: dva nemetala - ugljik i silikon koji se nalaze u drugoj i trećim periodima MendeleeV sustava i 3 metalna generatora (srednji između ne metala i metala, koji se nalaze na kraju velikih perioda koji se nalaze na kraju velikih razdoblja - IV, V, VI. Za sve ove elemente je karakteristična, servisna stanica na vanjskom energetskom nivou 4 elektrona. I zato može pokazati stupanj oksidacije od +4 do -4. Ovi elementi čine gasoviti spojevi sa Vodonik: CH4, SI H4, SN N4, PBN4. Grijanje u zraku kombinirano je sa elementima podskupine kisika, sumpora i halogena. Umjenjivo je +4, prilikom premještanja 1s -elector-a na besplatnom P-orbitalu .

Uz povećanje zračenja ATOM-a, snagu spajanja vanjskih elektrona s jezgrama je smanjena. Nemetalna svojstva su smanjena, a metal se povećava. (tačka topljenja i ključanja je smanjena itd.)

Carbon (C), Silicon (SI), Njemačka (GE), TIN (SN), olovo (PI) - Elementi 4 glavne podskupine PSE. Na vanjskom sloju elektrona, atomi ovih elemenata imaju 4 elektrona: NS 2 NP 2. U podskupini sa porastom redoslijeda elementa, povećava se atomski radijus, nemetalna svojstva slabi i poboljšani metal: ugljik i silikon - nemetali, germanijum, limenke, olova - metali.

Opće karakteristike. Carbon i Silicon

Podgrupa ugljika, koja uključuje ugljični, silicijum, germanij, limenku i olovu, glavna je podskupina 4 grupe periodičnog sistema.

Na vanjskoj elektronskom školjku ovih elemenata, postoji 4 elektrona, a njihova elektronska konfiguracija u općem obliku mogu se napisati na sljedeći način: NS 2 NP 2, gdje je N razdoblje u kojem se nalazi hemijski element. Prilikom prelaska s vrha do dna dolje, ne-metalna svojstva su oslabljena, a metal se povećava, tako da ugljeni i silicijum nisu metali, a kan i olovo pokazuju svojstva tipičnih metala. Formiranje kovalentnih polarnih obveznica sa atomima vodika, C i Si prikazuju formalni stepen oksidacije -4, a sa aktivnijim nemetalima (N, O, S) i halogenima izlažu stupanj oksidacije +2 i + 4. u pojavljivanju Mehanizam reakcije, ugljični izotop 13 ponekad se koristi C (metoda s označenim atomima). Stoga je korisno znati da je rasprostranjenost izotopa ugljika: 12 C - 98,89% i 13 C - 1,11%. Ako se ograničimo na prijenos izotopa, čija je rasprostranjenost od čega više od 0,01%, zatim u silicijum takvih izotopa 3 u Njemačkoj - 5, u TIN - 10, u olovom 4 stabilna izotopa.

U normalnim uvjetima ugljik može postojati u obliku dva alotropna

izmjene: dijamant i grafit; Ultrapy kristalni silicijum

Poluvodič.

Iz spojeva elemenata (e) podskupine ugljika s vodonik, razmislite o spojevima tipa A 4. Uz porast optužbe za nukleusovu atomu E stabilnost hidrija opada.

Prilikom prelaska iz C u Pb, stabilnost spojeva sa stupnjem oksidacije je +4

opada, a C +2 se povećava. EO 2 oksida smanjuju kiseo karakter, a eo oksidi povećavaju glavni znak.

Ugljik

Ugljič u prirodi nalazi se u obliku dijamanta i grafita. Sadrži ga u fosilnim ugljem: od 92% - u antracit, do 80% - u smeđim uglom. U koherentnom stanju, ugljen se nalazi u karbidi: Caco 3 kreda, krečnjak i mramor, MGCO 3 · Caco 3 - Dolomit,

MGCO 3 - MAGNEZIT. U zraku je ugljen sadržan u obliku ugljičnog dioksida (0,03% po volumenom). Sadržani ugljik i u spojevi otopini u morskoj vodi.

Ugljik je dio biljaka i životinja, sadržanih u naftom i prirodnom plinu.

U reakcijama s aktivnim ne-metallandsima ugljik se lako oksidira:

2 C + O 2 \u003d 2 CO,

C + 2 F 2 \u003d CF 4.

Carbon može pokazati zamjenske svojstva i prilikom interakcije sa složenim tvarima:

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

C + 2 h 2 SO 4 (zaključak) \u003d CO 2 + 2 SO 2 + H 2 O,

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

U reakcijama s metalima i manje aktivnim nemetanima, ugljikom - oksidantizing agent: 2c + h 2 \u003d c 2 h 2,

2 C + CA CAC 2,

3 c + 4 al \u003d al 4 c 3.

Aluminijski karbid je istinski karbid: sve četiri valence veze svaka ugljika atom povezana je s metalnim atomima. Kalcijum karbid je acetilen, jer postoji trostruka veza između atoma ugljika. Stoga, sa interakcijom aluminijumskih karbida sa vodom, metan se razlikuje, a kada se komunicira karbid sa vodenim karbidom - acetilen

AL 4 C 3 + 12h 2 O \u003d 4AL (OH) 3 + 3CH 4,

CAC 2 + 2h 2 O \u003d CA (OH) 2 + C 2 H 2.

Kameni ugljen se koristi kao gorivo, koji se koristi za dobivanje sinteze plina. Elektrode su izrađene od grafitnih, grafitnih šipki koriste se kao moderator.

neutroni u nuklearnim reaktorima. Dijamanti se koriste za izradu alata za rezanje, abrazive, ženske dijamante (dijamante) su dragocjene kamenje.

Silicijum

Silicijum u prirodi javlja se samo u graničnom obliku u obliku SiO2 silikata i različitih silicijskih kiselina (silikata). To je drugi (nakon kisika) za prevalenciju u zemljinoj kore, hemijskom elementu (27,6%).

1811., francuski J.L.HE. L. Liusak i L.zh.tener primili su smeđi smeđi supstanci (silikon) reakcijom:

SIF 4 + 4 K \u003d 4 KF + SI

i samo 1824, Šveđanin J. Bercelyus, primio silicijum reakcijom:

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

dokazao je da je ovo novi hemijski element. Sada se silicon dobiva iz silika:

SIO 2 + 2 mg \u003d SI + 2 MGO,

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

vraćajući ga magnezijumom ili ugljikom. Ispada i za vrijeme raspada silane:

SIH 4 \u003d SI + 2 H 2.

U reakcijama sa nemetalima Silicon može se oksidirati (I.E. SI-reducira agent):

Si + O 2 \u003d SIO 2,

Si + 2 F 2 \u003d Sif 4,

Silikon topiv u alkalisu:

SI + 2 NAOH + H 2 O \u003d NA 2 SIO 3 + 2 H 2,

netopljivi u kiselinama (osim tekućine).

U reakcijama sa metalima, silicijum prikazuje oksidativna svojstva:

2 mg + si \u003d mg 2 si.

Sa raspadanjem hlorovodične kiseline magnezijum silane se dobiva silane:

Mg 2 si + 4 hcl \u003d 2mgcl 2 + sih 4.

Silicon se koristi za proizvodnju mnogih legura na pežili, bakra

i aluminijum. Dodavanje silikona u čelik i liveno željezo poboljšava njihovu mehanička svojstva. Veliki silicijumski aditivi daju legure otpornosti od željezne kiseline.

Habiler Silicon je poluvodič i koristi se za proizvodnju mikrokirkija i u proizvodnji solarnih panela.

Kisik spojevi. Dobijanje, nekretnine i aplikacije

Ugljični oksidi

Carbon (II) oksid (CO - ugljični monoksid)

CO - otrovni plin bez boje i mirisa, slabo rastvorljiv u vodi.

Dobivanje

Ja laboratorija se dobiva razgradnjom formenske ili oksalične kiseline (u prisustvu koncentriranog H 2 SO 4):

HCOOH \u003d CO + H 2 O,

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

ili grijanje cinkovog prašine sa kalcijum karbonatom:

Caco 3 + ZN \u003d CAO + ZNO + Co.

U tvorničkim uvjetima CO se dobija zračnim ili ugljičnim dioksidom kroz vrući ugljen:

2c + o 2 \u003d 2co,

Nekretnine

Trovanje učinka ugljičnog monoksida uzrokuje je činjenica da je afinitet hemoglobina do ugljičnog oksida veći od kisika. U ovom slučaju se formira karboksigemoglobin i na taj način blokirao je prijenos kisika u tijelu.

Ugljik (ii) oksid se lako oksidira, zrak gori s velikom količinom topline:

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

Co obnavlja mnoge metale iz svojih oksida:

Feo + co \u003d fe + co 2,

Cuo + co \u003d cu + co 2.

CO lako ulazi u reakciju veze:

CO + CL 2 \u003d CoCL 2,

CO + NAOH \u003d HCOONA,

NI + 4 CO \u003d NI (CO) 4.

Industrija se često koristi ne-čistoj co, ali razne mješavine od nje s drugim gasovima. Generatorski gas se dobija prolazeći u peći osovine kroz vrući zrak ugljen:

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

Vodeni gas se dobiva prolazeći kroz vruću karbonu pare vode:

C + H 2 O \u003d CO + H 2 - 132 kj.

Prva egzotermna reakcija, a druga dolazi sa apsorpcijom topline. Ako oba procesa izmjenjuju, tada je moguće održavati potrebnu temperaturu u peći. Pri kombiniranju generatora i vodenog plina dobija se mješoviti plin. Ovi plinovi se koriste ne samo kao gorivo, već i za sintezu, na primjer, metanol:

CO + 2H 2 \u003d CH 3 Oh.

Karbonski oksid (iv) (co 2 - ugljen-dioksid)

CO 2 je bezbojni ne-mirisni plin. Izdvaja se kad diše životinje. Biljke apsorbiraju CO 2 i izlučuju kisik. Zrak obično sadrži 0,03% ugljičnog dioksida. Zbog ljudske aktivnosti (nekontrolisano krčenje šuma,

spaljivanje sve veće količine uglja, nafte i gasa) Sadržaj CO 2 u atmosferi se postepeno povećava, što uzrokuje efekat staklenika i ugrožava čovječanstvu ekološkoj katastrofi.

Dobivanje

Laboratorija CO 2 dobiva se u aparatu Kipra, koji djeluju sa hidrokloronom kiselinom do mramora:

Caco 3 + 2HCL \u003d CACL 2 + H 2 O + CO 2.

Možete donijeti puno reakcija, kao rezultat koji se dobije CO 2:

KHCO 3 + H 2 SO 4 \u003d KHSO 4 + H 2 O + CO 2,

C + O 2 \u003d CO 2,

2 CO + O 2 \u003d 2 CO 2,

CA (HCO 3) 2 CACO 3 ї + CO 2 + H 2 O,

Caco 3 \u003d CAO + CO 2,

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

C + 2 h 2 SO 4 (CONC.) \u003d CO 2 + 2 SO 2 + 2H 2 O,

C + 4 HNO 3 (CONC) \u003d CO 2 + 4 NO 2 + 2 H 2 O.

Nekretnine

Kada se CO 2 otopi u vodi, formira se koalična kiselina:

H 2 O + CO 2 \u003d H 2 CO 3.

Za CO 2 su poznate sve te reakcije koje su karakteristične za kisele okside:

Na 2 o + co 2 \u003d na 2 co 3,

CA (OH) 2 + 2 CO 2 \u003d CA (HCO 3) 2,

CA (OH) 2 + CO 2 \u003d CACO 3 + H 2 O.

Sathedral MG i dalje gori u ugljičnom dioksidu:

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

Koalična kiselina je slaba bijenalna kiselina:

H 2 O + CO 2 \u003d H 2 CO 3

H + + HCO 3 - \u003d H + + CO 3 2-

i može izložiti slabije kiseline iz rešenja svojih soli:

Na 2 sio 3 + co 2 + h 2 o \u003d h 2 sio 3 + na 2 co 3,

KCN + CO 2 + H 2 O \u003d KHCO 3 + HCN.

Sol karbonske kiseline. Karbonati i bikarbonati

Opće metode za dobivanje soli su tipične i za dobivanje soli karbonskih kiselina:

Caco 3 + CO 2 + H 2 O \u003d CA (HCO 3) 2,

CA (HCO 3) 2 + CA (OH) 2 \u003d 2 CACO 3 + 2 h 2 O.

Alkali metalni i amonijum karbonati dobro su topljivi u vodi i

osjetljiv na hidrolizu. Svi ostali karbonati su praktično nerastvorljivi:

Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d 2 NA + + OH - + HCO 3 -.

Sa relativno slabom grijanjem, bikarbonati se raspadaju:

CA (HCO 3) 2 \u003d CACO 3 + CO 2 + H 2 O.

Prilikom izračunavanja karbonata, dobiveni su metalni oksidi i CO 2:

Caco 3 \u003d CAO + CO 2.

Karbonati se lako razgrađuju jače (od uglja) kiselina:

MGCO 3 + 2HCL \u003d MGCL 2 + CO 2 + H 2 O.

CACO 3 + 2HCL \u003d CACL 2 + CO 2 + H 2 O.

Prilikom izračunavanja karbonata sa sio 2 pijeskom, više isparljivih oksida pomiču:

Na 2 co 3 + sio 2 \u003d na 2 sio 3 + co 2.

Primjena

Natrijum-karbonat na 2 CO 3 (kalcistično soda) i njen kristalni na 2 CO 3 10h 2 o

(Kristalna soda) koriste se u industriji stakla, sapuna, celuloze i papira. Natrijum barubota Nahco 3 (soda za piće)

koristi se u prehrambenoj industriji i u medicini. Krečnjak - građevinski kamen i sirovine za proizvodnju vapna.

Silicijumski oksidi (iv) (sio 2 )

Sio 2 Silica postoji u prirodi u kristalnom (uglavnom kvarcu) i amorfna (na primjer, Opal Sio 2 · NH 2 O) obrasci.

Dobivanje

SIO 2 je kiseo oksid koji se može dobiti reakcijama:

Si + O 2 \u003d SIO 2,

H 2 sio 3 \u003d sio 2 + h 2 o,

SIH 4 + 2O 2 \u003d SIO 2 + 2H 2 O.

Nekretnine

Kada se komuniciraju s metalima ili ugljikom Sio 2 može se oporaviti u silikon

SIO 2 + 2 mg \u003d SI + 2 MGO,

SIO 2 + 2 C \u003d SI + 2 CO

ili dajte Carborund (Sic) sio 2 + 3 c \u003d siis + 2 co.

Prilikom grize SiO 2 s metalnim oksidima, silikate formiraju alkalis i neke soli:

Sio 2 + 2 naoh \u003d na 2 sio 3 + h 2 o,

SIO 2 + K 2 CO 3 \u003d K 2 SIO 3 + CO 2,

Sio 2 + cao \u003d Casio 3.

Kiseline ne djeluju na SIO 2. Izuzetak je hidrofluorska kiselina:

SIO 2 + 4HF \u003d SIF 4 + 2H 2 O,

Sif 4 + 2HF \u003d H 2,

SIO 2 + 6HF \u003d H 2 + 2H 2 O.

Silicijunska kiselina H 2 SiO 3 je najjednostavnija porodice silikonske kiseline. Njegova opća formula XSIO 2 · YH 2 O. Može se dobiti od silikata

Na 2 sio 3 + 2 hcl \u003d h 2 sio 3 + 2 nacl.

Prilikom grijanja silicijske kiseline razgrađuje:

H 2 SIO 3 \u003d SIO 2 + H 2 O.

Silikate

Poznato je mnogo stotina silikatnih minerala. Oni čine 75% mase Zemljine kore. Među njima su vrlo mnogo aluminozalizacija. Silikate su glavna komponenta cementa, stakla, betona i cigle.

Samo na i k silikate su topljivi u vodi. Njihova vodena rješenja nazivaju se "tekućim staklom". Kada hidrolizom, ova rješenja imaju alkalnu reakciju. Koriste se za proizvodnju cementa i betona otpornog na kiselinu.

Redox reakcije

Reakcije u kojima se promjena stupnjeva oksidacije atoma elemenata uključene u reagirajuće spojeve,pozvan redox.

Stepen oksidacije(S.o.) je optužba elementa u spoju izračunati na osnovu pretpostavke da se veza sastoji od jona. Određivanje stupnja oksidacije vrši se koristeći sljedeće odredbe:

1. Stupanj oksidacije elementa u jednostavnoj supstanci, na primjer, u ZN, CA, H 2, VG \u200b\u200b2, S, O 2, je nula.

2. Oksidacija za sušenje kisika u spojevima je obično -2. Izuzeci su peroksidi H 2 +1 O 2 -1, na 2 +1 o 2 -1 i kisik fluorid O +2 F 2.

3. Stepen hidrogen oksidacije u većini spojeva je +1, s izuzetkom fizidrata sa slanim, na primjer, na +1 H -1.

4. Stalni stupanj oksidacije ima alkalne metale (+1); Beryllium BERY i magnezijum mg (+2); Alkalni zemaljski metali CA, SR, BA (+2); Fluor (-1).

5. Algebarska količina stupnjeva oksidacije elemenata u neutralnom molekulu je nula, u složenom ionskom ionu.

Kao primjer izračunajte stupanj oksidacije kroma u spoju na 2 CR 2 O 7 i azot u anioni (br. 2) -

K 2 +1 CR 2 H. O 7 -2 2 ∙ (+1) + 2 x. + 7 (–2) = 0 x. = + 6

(Br. 2) - x. + 2 (–2) = –1 x. = + 3

U oksidativnim reakcijama, elektroni iz jednog atoma, molekula ili jona idu na druge. Oksidacija – proces povrata elektronskih atoma, molekule ili jona, u pratnji povećanjem stupnja oksidacije. Restauracija – proces povezivanja elektrona praćen je smanjenjem stupnja oksidacije.

-4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 +8
Proces oporavka

Oksidacija i oporavak - međusobno povezani procesi koji se događaju istovremeno.

Oksidirači pozvan supstance (atomi, joni ili molekuli), koji su u procesu reakcije priloženi elektroni, obnavlja – elektronske supstance. Oksidifikatori mogu biti halogeni atomi i kisik, pozitivno nabijeni metalni joni (FE 3+, au 3+, HG 2+, CU 2+, ag +), složeni ioni i molekuli koji sadrže metalne atome u najvišoj oksidaciji (KMNO 4, k 2 CR 2 O 7, Nabio 3, itd.), Nemetalski atomi u pozitivnom stepenu oksidacije (HNO 3, koncentrirani H 2 SO 4, hclo, hclo 3, kclo 3, nabro, itd.).

Tipični smanjujući agenti gotovo su svi metali i mnogo nemetala (ugljik, vodonik) u slobodnom stanju, negativno nabijene ne-metalne ioni (s 2-, i -, br -, CL - itd.), Pozitivno nabijeni metalni joni u Najniža oksidacija (SN 2+, FE 2+, CR 2+, MN 2+, CU + itd.).

Spojevi koji sadrže elemente u maksimalnoj i minimalnoj oksidacijskoj stupnjevi mogu se odnositi ili samo oksidirajuća sredstva (KMNO 4, k 2 CR 2 O 7, HNO 3, H 2 SO 4, PBO 2) ili samo smanjuje sredstva (Ki, na 2 S, NH 3). Ako tvar sadrži element u srednjem stupnju oksidacije, zatim ovisno o uvjetima reakcije, to može biti oksidirajući agent i smanjujući agent. Na primjer, kno 2 nitrit koji sadrži dušik u stupnju oksidacije +3, hidrogen peroksid H 2 o 2, koji se sastoji od kisika do stupnja oksidacije -1, prisustvo jakih oksidanti pokazuju smanjujuće svojstva, a kada su u interakciji s aktivnim sredstvima za smanjenje oksidizeri.

U sastavljanju jednadžbi redox reakcija, preporučuje se pridržavati se sljedećeg reda:

1. Napišite formule pokretnih supstanci. Odredite stupanj oksidacije elemenata koji ga može promijeniti, pronađite oksidansu i smanjenje sredstva za smanjenje. Napišite reakcijske proizvode.

2. Učinite jednadžbe procesa oksidacije i oporavka. Odaberite množitelje (glavne koeficijente) tako da je broj elektrona danih tokom oksidacije jednak broju elektrona primljenih tokom oporavka.

3. Planirajte koeficijente u reakcijskoj jednadžbi.

K 2 CR 2 +6 O 7 + 3H 2 S -2 + 4H 2 SO 4 \u003d CR 2 +3 (SO 4) 3 + 3S 0 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

okruženje za restauraciju oksidajna

Oksidacija S -2 - 2 četvrta → s 0 ½3

oporavak 2cr +6 + 6 j → 2cr +3 ½1

Priroda mnogih Redox reakcija ovisi o mediju u kojem se nastavljaju. Da bi se stvorila kisela srednja, razblažena sumporna kiselina najčešće se koristi za stvaranje alkalne - natrijum-ili kalijum hidroksidni rješenja.

Postoje tri vrste oksidativnih reakcija: intermolekularna, intramolekularna, nesrazmjerna. Intermolekularanredox reakcije - ovo su reakcije u kojima su oksidirajući agent i redukcioni agent u različitim supstancama. Gore naveden reakcija odnose se na ovaj tip. Do intramolekularni Povežite reakcije u kojem su oksidant i smanjujući agent u istoj supstanci.

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

oporavak CL +5 + 6 j. → CL - ½2 CL +5 - oksidant

oksidacija 2O -2 - 4 j → O 2 0 ½3 O -2 - Smanjenje sredstvo

U reakcijama neproporcionalna(samozavodljivo - samoizlječenje) molekuli iste supstance reagiraju jedni s drugima kao oksidirajuće sredstvo i kao smanjenje sredstvo.

3k 2 mn +6 o 4 + 2h 2 o \u003d 2kmn +7 o 4 + mn +4 o 2 + 4KOH

oksidacija MN +6 - ē → MN +7 ½ 2 MN +6 - Vraćanje

oporavak MN +6 + 2 četvrti → MN +4 ½ 1 MN +6 - oksidantor

Pliz barem nešto metodom elektronskog salda, odaberite koeficijente u programima redoksnih reakcija i odredite proces oksidacije

i oporavak:

1. P + HNO3 + H2O \u003d H3PO4 + ne

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

Po metodi elektronskog salda odaberite koeficijente u programima redox reakcija i navedite proces oksidacije i oporavka:

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

Pomoć odlučivati: elektrolitička disocijacija. Redox reakcije

Dio A.
A2 Prilikom proučavanja električne provodljivosti raznih supstanci uz pomoć posebnog instrumenta, studenti su primijetili sljedeće:

Koja je od niže supstance bila u čaši?
1) šećer (RR)
2) KS1 (TV.) 3) NAOH (P-P) 4) alkohol
A4 Interakcija hlorida barijeva i sumpornom kiselinom odgovara skraćenoj ionskoj jednadžbi
1) H + + SG \u003d NS1
2) BA2 + + SO22- \u003d BaSO4
3) CO32- + 2N + \u003d H2O + CO2
4) v2 + + pop2- \u003d vasozoz
A5 Reakcija između rješenja srebrne i hidroklorovske nitrate nastavlja se do kraja, jer
1) Obje tvari su elektrolite
2) srebrni nitrat je sol
3) formira nerastvorljive srebrne hlorid
4) Formira se rastvorljiva mirijska kiselina

A7 jednadžba H + + IT \u003d H2O odražava suštinu interakcije

1) HIDROHLOKSNA AKCISTA I BARIUM HYDROXIDE
2) sumporna kiselina i bakreni hidroksid (P)
3) fosforna kiselina i kalcijum oksid
4) silicijska kiselina i natrijum hidroksid

A10 Oksidacijski proces odgovara shemi
1) S + 6 → S + 4
2) CU + 2 → CU0
3) N + 5 → N-3
4) C-4 → C + 4

Dio B.

B2 Instalirajte prepisku između formule tvari i ukupan broj iona koji se formiraju punom disocijacijom 1 MOL-a ove tvari: Za svaku poziciju iz prvog stupca odaberite odgovarajuću poziciju iz drugog stupca, označenog brojem.
Formula Broj jona (moljac)
A) A1 (no3) 3 1) 1 b) mg (no3) 2 2) 2
B) nano3 3) 3 g) cu (no3) 2 4) 4
5) 5

Pišite u tablici odabranim brojevima ispod odgovarajućih slova.

Odgovor u obliku niza četiri znamenke prenosi se na ispitni obrazac ispod odgovarajućeg zadatka, bez promjene redoslijeda brojeva.

Nudi vam se popis međusobno povezanih koncepata:

A) kiselina
B) hidrouklorična kiselina
B) kiseonička kiselina
D) Snažni elektrolit
Zapišite slova koja su označena pojmovima, u tablici, tako da se pretvara lanac iz privatnog koncepta na najčešće.

Rezultirajući redoslijed slova prelazi na testni obrazac bez promjene redoslijeda slova.

Vrsta lekcije. Sticanje novih znanja.

Lekcija zadataka.Edukativno.Upoznati studente s novom klasifikacijom hemijskih reakcija na temelju promjena u stupnjevima oksidacije elemenata - sa Redox reakcijama (OSR); Naučite studente da izlažu koeficijente metodom elektronskog bilansa.

Razvoj. Nastaviti razvoj logičkog razmišljanja, sposobnost analize i usporedbe, formiranje interesa za temu.

Edukativno.Formiraju naučni svjetonazor studenata; Poboljšati radne veštine.

Metode i metodološke tehnike. Priča, razgovor, demonstracija sredstava jasnoće, nezavisni rad studenata.

Oprema i reagensi.Reprodukcija sa slikom kolossusa Rodosa, algoritam za postavljanje koeficijenata pomoću metode elektroničke ravnoteže, tablicu tipičnih oksidansa i smanjenja agenata, križaljka; Fe (nail), Naon Solutions, Suso 4.

Tokom nastave

Unosni dio

(motivacija i gol)

Nastavnik. U III veku. BC. Spomenik je izgrađen na otoku Rodosu u obliku ogromnog statua Heliosa (Grci su Bog sunca). Grand ideje i savršenstvo izvršenja kolosaja Rodosa - jedna od čuda svijeta - pogodili su sve koji su ga videli.

Tačno ne znamo kako je statua izgledala, ali je bilo poznato da je napravljena od bronce i dosegnuta oko 33 m. Kipu je stvorio vajar haretha, na njenoj izgradnji je trebalo 12 godina.

Brončana ljuska bila je pričvršćena na željezni okvir. Hollow Statue počeo je graditi odozdo i, dok je ona rasla, ispunila kamenjem kako bi ga učinila stabilnim. Otprilike 50 godina nakon završetka izgradnje Colossusa srušio se. Tokom zemljotresa slomio se na nivou koljena.

Naučnici vjeruju da je metalna korozija postala istinski uzrok kratkoće ovog čuda. A osnova procesa korozije su reakcije oksidativne reakcije.

Danas ćete, na lekciji upoznati sa Redox reakcijama; Saznajte o konceptima "reduciranog agenta" i "oksidirajućih sredstava", o procesima oporavka i oksidacije; Naučite izraziti koeficijente u jednadžbi redox reakcija. Snimite broj, lekciju teme u svojim radnim knjigama.

Proučavanje novog materijala

Učitelj čini dva demonstracijska iskustva: interakcija bakra (ii) sulfata s alkalijem i interakcijom iste soli sa željezom.

Nastavnik. Zabilježite molekularne jednadžbe izvršenih prihoda. U svakoj jednadnji rasporedite stepen oksidacije elemenata u formulama izvornih tvari i reakcijskim proizvodima.

Student piše na Odboru reakcijske jednadžbe i uređuje stepen oksidacije:

Nastavnik. Da li su se stepeni oksidacije elemenata u tim reakcijama promijenili?

Student. U prvoj jednadžbi stupanj oksidacije elemenata nije se promijenio, a u sekundi se promijenjeno - u bakrama i željezo.

Nastavnik. Druga reakcija odnosi se na redoks. Pokušajte definirati Redox reakcije.

Student. Reakcija, kao rezultat čija se stepeni oksidacije elemenata uključenih u reagirajuće tvari i reakcijski proizvodi nazivaju se oksidativne reakcije reakcija.

Studenti se bilježe u bilježnici pod diktatom učitelja, definiciju redoksnih reakcija.

Nastavnik. Što se dogodilo kao rezultat reakcije reakcije oksidacije? Dok je reakcija željeza nije bila stupanj oksidacije 0, nakon reakcije, postao je +2. Kao što vidite, stupanj oksidacije povećan je, stoga, željezo daje 2 elektrona.

U bakrama prije reakcije stupanj oksidacije je +2, nakon reakcije - 0. Kao što vidimo, stupanj oksidacije se smanjio. Shodno tome, bakar uzima 2 elektrona.

Gvožđe daje elektrone, to je smanjujući agent, a proces elektronskog prenosa naziva se oksidacijom.

Bakar uzima elektrone, to je oksidant, a postupak povezivanja elektrona naziva se oporavak.

Pišemo shemu ovih procesa:

Dakle, dajte definiciju koncepata "smanjujući agent" i "oksidant".

Student. Atomi, molekuli ili ioni koji daju elektrone nazivaju se smanjujući sredstva.

Atomi, molekuli ili joni koji pričvršćuju elektrone nazivaju se oksidacijski agenti.

Nastavnik. Koje odluke se mogu dati procesi oporavka i oksidacije?

Student. Smanjenje se naziva procesom povezivanja elektrona atom, molekulom ili jonom.

Oksidacija se naziva procesom prijenosa elektrona atom, molekulom ili ionom.

Studenti se bilježe pod diktatom definicije u bilježnici i izvedu crtež.

Sjetite se!

Pošaljite elektrone oksidiratima.

Uzmi elektrone - oporaviti se.

Nastavnik. Oksidacija je uvijek praćena oporavkama, a obrnuto, oporavak je uvijek povezan s oksidacijom. Broj elektrona koje je dao smanjujući agentu jednak je broju elektrona povezanih od strane oksidirajućih sredstava.

Za izbor koeficijenata u jednadžbi redox reakcija koriste se dvije metode - elektronski balans i elektron-jonski balans (metoda polu-jona).

Razmotrit ćemo samo metodu elektronskog bilansa. Da biste to učinili, koristite algoritam za postavljanje koeficijenata metodom elektronskog bilansa (ukrašen na Watman listu).

Pri mers Koeficijenti stavite u ovu reakcijsku shemu metodom elektronskog bilansa, odredite oksidansu i smanjujući agent, navedite procese oksidacije i oporavka:

FE 2 O 3 + CO FE + CO 2.

Algoritam koristimo za postavljanje koeficijenata metodom elektronskog bilansa.

3. Ponavljamo elemente koji mijenjaju stepene oksidacije:

4. Izradite elektroničke jednadžbe, određujući broj navedenih i primljenih elektrona:

5. Broj navedenih i primljenih elektrona treba biti podjednako, jer Ni početne tvari niti reakcijski proizvodi se ne naplaćuju. Prilagodite broj navedenih i primljenih elektrona, pokupite najmanje uobičajene višestruke (NOC) i dodatne faktore:

6. Rezultirajuće faktore su koeficijenti. Prenosimo koeficijente na reakcijsku shemu:

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

Tvari koje su oksidizeri ili smanjenje sredstava u mnogim reakcijama nazivaju se tipičnim.

Stol izveden na Watman listu je domaćin.

Nastavnik. Redox reakcije su vrlo česte. Ne samo korake korozije, već i fermentaciju, truljenje, fotosinteza, među njima su povezani metabolički procesi u živom organizmu. Mogu se primijetiti prilikom sagorijevanja goriva. Redox procesi prate ciftove tvari u prirodi.

Znate li da se otprilike 2 miliona tona dušične kiseline nalazi svakodnevno u atmosferi, ili
700 miliona tona godišnje, a u obliku slabog rješenja pada na Zemlju sa kišom (osoba proizvodi dušičnu kiselinu samo 30 miliona tona godišnje).

Šta se događa u atmosferi?

Zrak sadrži 78% volumenom dušika, 21% kisika i 1% drugih plinova. Pod djelovanjem grmljavinskih pražnjenja, a na zemlji se nalazi drugi molekul od 100 patentnih patentnih zatvarača, interakcija molekula dušika sa molekulama kisika sa formiranjem dušičnog oksida (II):

Azot (ii) oksid lako se oksidira atmosferskim kisikom u dušikov oksid (iv):

NO + O 2 Ne 2.

Formirani dušični oksid (iv) komunicira s atmosferskim vlagom u prisustvu kisika, pretvaranjem u dušičnu kiselinu:

Ne 2 + H 2 O + O 2 HNO 3.

Sve ove reakcije su redox.

Zadatak . Stavite koeficijente u dijagramima reakcije elektronskog bilansa, odredite oksidajzer, smanjujući agente, oksidacijske i oporavne procese.

Odluka

1. Odredite stepene oksidacije elemenata:

2. Naglašavamo simbole elemenata, stupanj oksidacije koji variraju:

3. Ponavljamo elemente koji su promijenili oksidacijsku stupnjeve:

4. Razmislite o elektronskim jednadžbima (definiramo broj navedenih i primljenih elektrona):

5. Broj navedenih i primljenih elektrona jednako je.

6. Koeficijenti premještamo iz elektronskih krugova u reakcijsku shemu:

Nadalje, predlažu studenti da samostalno organizuju koeficijente metodom elektronskog bilansa, određuju oksidant, smanjujući agent, ukazuje na procese oksidacije i oporavka u drugim procesima koji se događaju u prirodi.

Dvije druge jednadžbe reakcija (sa koeficijentima) imaju obrazac:

Provjerite ispravnost izvršenja zadataka vrši se pomoću kodekopa.

Završni dio

Učitelj nudi studentima da riješe križaljku na studiju materijala. Rezultat rada je provjeriti.

Ripstain ukršteni rečNaučit ćete da su tvari CMNO 4, k 2 CR 2 O 7, O 3 - Cyl ... (vertikalna (2)).

Horizontalno:

1. Koji proces odražava shemu:

3. Reakcija

N 2 (G.) + 3N 2 (G.) 2NN 3 (G.) + TUŽILAC WHITING - PITANJE:

to je redox, reverzibilan, homogeni, ....

4. ... Carbon (ii) je tipičan smanjujući agent.

5. Koji proces odražava shemu:

6. Da biste odabrali koeficijente u jednadžbima Redox reakcija, koristi se elektronička metoda.

7. Prema aluminijumskoj šemi dali ... elektron.

8. U reakciji:

H 2 + SL 2 \u003d 2ncl

vodonik H 2 - ....

9. Kakve su vrste reakcija uvijek samo redox?

10. Stupanj oksidacije u jednostavnim supstancama - ....

11. U reakciji:

restorener - ....

Zadatak kod kuće. Prema udžbeniku O. GABRIELEVINA "Chemistry-8" § 43, str. 178-179, UPR. 1, 7 pisanje.

C i d i h a (kod kuće). Dizajneri prve svemirske letjelice i podmornice suočili su se sa problemom: Kako podržati konstantan sastav zraka na plovilošnim i svemirskim stanicama? Riješite se viška ugljičnog dioksida i napunite zalihe kisika? Rješenje je pronađeno.

Kalijum-propelantno gorivo KO 2 Kao rezultat interakcije sa ugljičnim dioksidom Oblici kiseonik:

Kao što vidite, ovo je Redox reakcija. Kiseonik u ovoj reakciji je i oksidirajuća sredstva i smanjujući agent.

U svemirskoj ekspediciji na računu svakog grama tereta. Izračunajte opskrbu kalijum superoksidom, koji se mora uzimati u svemirski let, ako je let dizajniran za 10 dana i ako se posada sastoji od dvije osobe. Poznato je da osoba preko dnevnog izdiše 1 kg ugljičnog dioksida.

(Odgovor. 64,5 kgKo 2. )

CA D i N i E (povišeni nivo složenosti). Zabilježite jednadžbe redoksnih reakcija koje bi mogle dovesti do uništenja kolosaja Rodosa. Imajte na umu da je ovaj divovski statuu stajao u lučkom gradu na otoku u Egejskom moru, s obale moderne Turske, gdje je vlažni mediteranski zrak zasićen solima. Napravljen je od bronze (legura bakra i limenke) i montiran na željeznom okviru.

Literatura

Gabrielyan O.S.. Chemistry-8. M.: Pad, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboinikova N.P., Yashukova A.V. Učiteljska stolna knjiga. 8. razred. M.: Pad, 2002;
Koke R., Morris n. Sedam čuda svijeta. Drevni svijet, srednji vek, naše vrijeme. M.: BMM AO, 1997;
Enciklopedija male djece. Hemija. M.: Ruska enciklopedijska udruga, 2001; Enciklopedija za "Avantu +" djecu. Hemija. T. 17. M.: Avanta +, 2001;
Homchenko G.P., Sevastyanova K.i. Redoks reakcije. M.: Prosvetljenje, 1989.