Oxidácia je proces elektrónového spätného odberu, so zvýšením stupňa oxidácie.

Pre oxidácia látky v dôsledku návratu elektróny Zvyšuje sa stupeň oxidácie. Atómy Oxidovaná látka sa nazýva darcovia Elektrony a atómy oxidač - akceptory elektróny.

V niektorých prípadoch sa počas oxidácie molekuly východiskového materiálu môže stať nestabilnými a zmiznutý do stabilnejších a menších komponentov (pozri Voľné radikály). Súčasne majú niektoré atómy výsledných molekúl vyšší stupeň oxidácie ako rovnaké atómy v zdrojovej molekule.

Oxidač, užívanie elektrónov, získava regeneratívne vlastnosti, na zmenu konjugovaného redukčného činidla:

oxidačné činidlo+ e. − ↔ konjugované redukčné činidlo.

Reštaurovanie

Reštaurovanie Proces spojovacích elektrónov sa nazýva atómom látky a jeho stupeň oxidácie klesá.

Počas reštaurovania atómy alebo ióny Pripojiť elektróny. Zároveň je zníženie oxidácia element. Príklady: Reštaurovanie oxidy kovy na voľné kovy s vodík, uhlík, iné látky; Reštaurovanie organické kyseliny v aldehydy a alkohol; hydrogenácia tuk a atď.

Redukčný prostriedok, ktorý poskytuje elektróny, nadobúda oxidačné vlastnosti, otočí sa do oxidačného činidla konjugátu:

redukčné činidlo - e. − ↔ konjugovaný oxidačný.

Neviazaný, voľný elektrón je najsilnejší redukčný prostriedok.

Reakcia oxidácie - Toto sú reakcie, v ktorých reagujúce látky pripájajú alebo poskytujú elektróny. Oxidačný oxidač sa nazýva častice (ión, molekula, prvok), ktorý pripája elektróny a pohybuje sa z vyššej oxidácie na nižšie, t.j. Obnovuje. Redukčným činidlom je častica, ktorá dáva elektróny a pohybuje sa z nižšej oxidácie na vyššie, t.j. Oxisses.

Intermolekulárne - reakcie, v ktorých sú oxidačné a regeneračné atómy v molekulách rôznych látok, napríklad:

N. 2 S. + Cl. 2 → S. + 2Hcl

Intramolekulárne - reakcie, v ktorých sú oxidačné a regeneračné atómy v molekulách tej istej látky, napríklad:

2H. 2 O. → 2H. 2 + O. 2

Disproporciation (samo-substitučné-samohybné) - reakcie, pri ktorých atómy s medziproduktou sa konvertujú na ekvimolárnu zmes atómov s vyššími a nižšími oxidovacími stupňami, napríklad:

Cl. 2 + H. 2 O. → Hclo. + Hcl

Optváranie (kompilácie) - reakcie, v ktorých jeden a ten istý prvok dvoch rôznych stupňov oxidácie je jeden stupeň oxidácie, napríklad:

NH. 4 Č. 3 → N. 2 O. + 2H. 2 O.

Oxidácia, reštaurovanie

Pri oxidačných-redukčných reakciách, elektróny z jedného atómov, molekúl alebo iónov idú ostatným. Proces vrátenia elektrónov - oxidáciu. Pri oxidácii stupňa oxidácie sa zvyšuje:

Proces pripojenia elektrónov - zotavenie. Pri obnovení stupňa oxidácie znižuje:

Atómy alebo ióny, ktoré v tejto reakcii pripojte elektróny, sú oxidačné činidlá, a ktoré poskytujú elektróny - redukčné činidlá.

Redox Reakcie (Elektródový potenciál)

Elektrony môžu pôsobiť ako chemické činidlá, a polodry sa prakticky používajú v zariadeniach nazývaných galvanické prvky.

Príklad elektródy môže slúžiť ako doska a kryštalický zinok ponorený do roztoku sulfátu zinočnatého. Po ponorení sa doska uskutočňuje 2 procesy. V dôsledku prvého procesu získa záznam záporný náboj, po určitom čase po ponorení do roztoku sa rýchlosť vyrovnávajú a rovnováž sa vyskytuje. A tanier nadobúda nejaký elektrický potenciál.

Zmerajte potenciál elektród vzhľadom na potenciál štandardného vodíka.

Elektróda medi - elektróda použitá ako porovnanie elektródy s rôznymi elektrochemickými meraniami a v elektroplatné prvky. Vodíková elektróda (VE) je doska alebo drôt vyrobený z kovového dobre absorbujúceho plynného plynu vodík (Zvyčajne sa používa platina alebo paládium) nasýtené vodíkom (pri atmosférickom tlaku) a ponorené do vodný roztokobsahujúce vodíkové ióny. Potenciál dosky závisí [ zadať ] Z koncentrácie iónov H + v roztoku. Elektróda je referenčná hodnota, ku ktorej sa uskutočňuje potenciál elektródy stanovenej chemickej reakcie. S tlakom vodíka 1 atm., Protónové koncentrácie v roztoku 1 mol / l a teplota 298 Na Potenciál VE sa berie rovný 0 V. Pri montáži galvanického prvku z VE a určenej elektródy je reakcia reverzibilne reverzibilná na povrchu platiny:

2N + + 2E - \u003d H2

to znamená, že sa to stane reštaurovanie vodík alebo jeho oxidácia Záleží na potenciáli reakcie prúdiacej na definovanej elektróde. Meranie emisií elektroplačnej elektródy za štandardných podmienok (pozri vyššie) Štandardný potenciál elektród určená chemická reakcia.

Používame sa na meranie štandardného elektrického potenciálu elektrochemickej reakcie na meranie koncentrácia (aktivity) vodíkové ióny, ako aj iné ióny. Používa sa rovnakým spôsobom, ako určiť produkt rozpustnosti, na určenie rýchlosti konštanty niektorých elektrochemických reakcií.

Nernsta rovnica

Závislosť oxidačného a redukčného potenciálu zodpovedajúceho polovičného povstania regenerácie manganistančného iónu v kyslom médiu (a, ako už bolo uvedené, v rovnakom čase polovičná tvorba oxidácie MN2 + katiónu pred manganistancom ión v kyslom médiu) z vyššie uvedených faktorov je kvantitatívne opísaná Nernst Rovnica

Každá z koncentrácií pod znakom prirodzeného logaritmu v Nernstovej rovnici sa postaví do stupňa zodpovedajúceho so stechiometrickým koeficientom tejto častice v polovici reakcie rovnice, \\ t n. - počet elektrónov prijatých oxidážnom, R. - univerzálna plynová konštanta, T. - teplota, F. - Počet Faraday.

Zmerajte redoxný potenciál v reakčnej nádobe počas reakčného toku, t.j. V objektívnych podmienkach je nemožné, pretože pri meraní potenciálu by sa elektróny mali prenášať zo redukčného činidla na oxidač, ktorý nie je priamo, ale cez kovové vodiče spájajúce elektródy. V tomto prípade je potrebné udržiavať rýchlosť prenosu elektrónov (prúdová sila) veľmi malá kvôli aplikácii externého (kompenzačného) potenciálneho rozdielu. Inými slovami, meranie potenciálov elektród je možné len v rovnovážnych podmienkach, keď je vylúčený priamy kontakt medzi oxidačným činidlom a redukčným činidlom. Preto sú uvedené štvorcové konzoly v Nernstovej rovnici, ako obvykle, rovnováha (v podmienkach merania) koncentrácie častíc. Aj keď sa nedajú merať potenciály Redox Recovery Steam počas reakčného toku, môžu sa vypočítať, nahradiť prúd, t.j. zodpovedajúce tomuto bodu koncentrácie času. Ak sa zmena potenciálu považuje za reakčné toky, potom je najprv počiatočné koncentrácie, potom koncentrácie v závislosti od času a nakoniec po ukončení reakcie, rovnováhy. Keďže reakcia vypočíta Nernstovou rovnicou, potenciál oxidačného činidla sa znižuje a reakcia respondenta zodpovedajúce druhej polovici tvorby sa zvyšuje. Keď sú tieto potenciály vyrovnané, reakcia sa zastaví a systém sa dostane do stavu chemickej rovnováhy.

25. Komplexné zlúčeniny sa nazývajú zlúčeniny, ktoré existujú v kryštalickom stave a v roztoku, ktorého znakom je prítomnosť centrálneho atómu obklopovaného ligandami. Komplexné zlúčeniny sa môžu považovať za komplexné zlúčeniny vyššieho rádu pozostávajúceho z jednoduchých molekúl schopných nezávislej existencie v riešení. Teória koordinácie VERNER v každej komplexnej zlúčenine sa vyznačuje vnútornou a vonkajšou guľou. Centrálny atóm s okolitými ligandmi tvoria vnútornú sféru komplexu. Zvyčajne uzatvára v hranatých zátvorkách. Všetko ostatné v komplexnej zlúčenine je externá guľa a je napísaná za štvorcovými konzolami. Určitý počet ligandov je umiestnený okolo centrálneho atómu, ktorý je určený koordinačným číslom. Počet koordinovaných ligandov je najčastejšie rovný 6 alebo 4. ligand zaberá koordinačné miesto v blízkosti centrálneho atómu. Pri koordinácii sa menia vlastnosti oboch ligandov a centrálneho atómu. Koordinované ligandy sa často nemôžu detegovať pomocou chemických reakcií, ktoré sú z nich vo voľnom stave. Pestnejšie pripojené častice vnútornej gule sa nazývajú komplex (komplexný ión). Atrakčné sily konajú medzi centrálnym atómom a ligandom (kovalentná väzba pre výmenu a (alebo) sa vytvára mechanizmus darcovca), medzi ligandmi - odpudzujúcimi silami. Ak je náboj vnútornej gule 0, potom je externá koordinačná guľa neprítomná. Centrálny atóm (komplexotvorné činidlo) je atóm alebo ión, ktorý zaberá centrálnu polohu v komplexnej zlúčenine. Úloha komplexného činidla je najčastejšie vykonávaná časticami, ktoré majú voľný orbitálny a pomerne veľké pozitívne jadro nabitia, a preto môžu byť akceptory elektrónov. Ide o katióny prechodných prvkov. Najsilnejšie komplexy sú prvky skupín IV a VIIV. Zriedkavo, neutrálne atómy D-prvky a nekovové atómy v rôznych stupňoch oxidácie sú zriedkavo ako komplexované. Počet voľných atómových orbitálov poskytnutých komplexným činidlom určuje jeho koordinačné číslo. Veľkosť koordinačného čísla závisí od mnohých faktorov, ale zvyčajne sa rovná dvojitému náboju komplexu konzultácie. Ligands sú ióny alebo molekuly, ktoré priamo súvisia s komplexotvorným činidlom a sú darcami elektronických párov. Toto sú elektronické systémy, ktoré majú voľné a mobilné elektronické páry, môžu byť darčeky elektrónov. Zlúčeniny P-Elements vykazujú komplexné vlastnosti a pôsobia v komplexnom spojení ako ligandy. Ligandy môžu byť atómy a molekuly (proteín, aminokyseliny, nukleové kyseliny, sacharidy). Z hľadiska počtu pripojení tvorených ligandami s komplexotvorným činidlom sú ligandy rozdelené na mono-, bi- a polydentátové ligandy. Vyššie uvedené ligandy - molekuly a anióny sú monotentné, pretože sú darcovia jedného e-páru. Bidentátové ligandy zahŕňajú molekuly alebo ióny obsahujúce dve funkčné skupiny, ktoré sú schopné byť darcom dvoch elektronických párov. 3 obchodovanie s vnútornou oblasťou komplexnej zlúčeniny je algebraické množstvo obvinení z častíc, ktoré ho tvoria. Komplexné zlúčeniny, ktoré majú iónové vonkajšie gule, sa podrobia disociáciám na komplexnom ióne a iónov vonkajšej gule. Správajú sa v zriedených riešeniach ako silné elektrolyty: disociácia sa okamžite a prakticky zameriava. SO4 \u003d 2+ + SO42-. Ak sa v vonkajšej gule komplexnej zlúčeniny nachádzajú hydroxidové ióny, táto zlúčenina je silná báza.

V IA skupina zahŕňa lítium, sodík, draslík, rubídium, cézium a Francúzsko. Tieto prvky sa nazývajú alkalické prvky. Niekedy v skupine IA zahŕňa vodík. Táto skupina zahŕňa teda prvky každej zo 7 období. Celková valencia Elektronický vzorec prvkov IA skupiny je NS1 na vonkajšej úrovni 1elektronu. Agenicky odstránené z jadra. Nekonečné potenciály ionizácie. Atómy poskytujú 1 elektrón. Kovové nástroje sú výrazne vyjadrené. Kovové vlastnosti sú zvýšené zvýšením v poradovom čísle. Fyzická vojna: Kovy sú mäkké, svetlé, pľúca s dobrým elektrickým vedením, majú veľkú zápornú hodnotu elektrických potenciálov. Chemické vlastnosti: 1) Uchovávajte pod vrstvou kvapalných uhľovodíkov (benzén, benzín, kerassin) 2) oxidifikátory. Oxidácia alkalických kovov na halogenidov, sulfidov, fosfidov. LI NA K RB CS Zvýšenie polomeru kovu Znižovanie ionizačnej energie Znižovanie elektrickej energie Redukcia tavenia tavenia teploty a teploty varu Použite aplikáciu sodíka a draslíka 1. Príprava peroxidov. 2. Zliatina sodíka a draslíka - chladivo v jadrových elektrárňach. 3. Príprava kovových organických zlúčenín.

27. Všeobecné komparatívne charakteristiky prvkov a ich zlúčenín IA a IB periodické systémy skupiny ALKALI Kovy sú prvkami prvej skupiny periodickej tabuľky chemických prvkov (podľa zastaranej klasifikácie - prvky skupiny hlavnej podskupiny I): LIVIOD LI, sodík Na, draslík K, Rubidium Rb, Céz a Francúzsko Fr. Pri rozpúšťaní alkalických kovov vo vode sa vytvárajú rozpustné hydroxidy, nazývané PYCH. V periodickom systéme sa sledujú bezprostredne za inertnými plynmi, takže zvláštnosť štruktúry atómov alkalických kovov je, že obsahujú jeden elektrón na úrovni vonkajšej energie: ich elektronická konfigurácia NS1. Je zrejmé, že valenčné elektróny alkalického kovu sa dá ľahko odstrániť, pretože atómy je energicky výhodné, aby sa elektrón a získal inertný konfiguráciu plynu. Preto sú pre všetky alkalické kovové, sú charakteristické regeneračné vlastnosti. Potvrdzujú sa to nízkymi ionizačnými potenciálmi (ionizačný potenciál atómu Cézia je jednou z najnižších) a elektronických gatiktivity (EO). Všetky kovy tejto podskupiny majú striebornú bielu farbu (okrem striebra-žlté cézium), sú veľmi mäkké, môžu byť narezané skalpelom. Lítium, sodík a draslík sú ľahšie ako voda a plávajú na jej povrchu, reaguje s ním. Alkalické kovy sa nachádzajú v prírode vo forme pripojení obsahujúcich jednoduché nabité katióny. Mnohé minerály obsahujú kovy v ich zložení hlavnej skupiny ID podskupiny. Napríklad orthoklasy alebo rozdelené pole pozostáva z aluminosilikát draselného K2, podobného minerálu obsahujúceho sodík - albit - má kompozíciu NA2. Sealnatá voda obsahuje chlorid sodný NaCl a v pôde - draselné soli - sylvin KCL, sylvinit NaCl KCL, KCL MgCl2 6H2O Carnallit, K2SO4 MgS04 CASO4 2H2O polygalite. Podskupina medi je chemické prvky 11. skupine periodickej tabuľky chemických prvkov (podľa zastaranej klasifikácie - prvky skupiny bočnej podskupiny I). Skupina zahŕňa prechodné kovy, z ktorých mince tradične robia: meď cu, strieborný AG a zlato AU. Na základe štruktúry elektronickej konfigurácie sa RG-RG-RAYS vzťahuje aj na tú istú skupinu, ale nespadá do "mincovne skupiny" (to nie je dlhý žijúci transakinid s polčasom 3,6 sekundy) . Názov kovov mincí nie je oficiálne aplikovaný na skupinu 11 prvkov, pretože iné kovy, ako je hliník, olovo, nikel, nehrdzavejúca oceľ a zinok sa používajú na výrobu mincí. Všetky prvky podskupiny sú relatívne chemicky inertné kovy. Vysoká hustota, teploty topenia a teploty varu, vysoké tepla a elektrická vodivosť sú tiež charakteristické. Funkcia prvkov podskupiny je prítomnosť naplneného antizomínového produktu, ktorý sa dosiahol v dôsledku elektrónového curl s NS-Subframe. Dôvodom takéhoto fenoménu je vysoká stabilita plne naplneného D-subrame. Táto funkcia určuje chemickú inertnosť jednoduchých látok, ich chemická nečinnosť, preto sa zlato a striebro nazývajú ušľachtilé kovy. Vodík. Všeobecné charakteristiky. Reakcia s kyslíkom, halogénmi, kovmi, oxidmi. Peroxid vodíka, jeho redox vlastnosti vodíka je najbežnejším chemickým prvkom vo vesmíre. Je to hlavná časť slnka, ako aj mnoho hviezd. V zemskej kôre je hmotnostný frakciu vodíka len 1%. Jeho zlúčeniny sú však široko rozdelené, napríklad voda H20. Zloženie prirodzeného horľavého plynu zahŕňa najmä zlúčeninu uhlíka s vodíkom - metán CH4 - vodík je tiež obsiahnutá v mnohých organických látkach. 1) Ak sa rozsvietite vodík (po kontrole čistej látky, pozri ďalej) a trubica s horiacim vodíkom je vynechaná do nádoby s kyslíkom, potom sú na stenách nádoby vytvorené kvapôčky vody: horí vodík bez nečistôt. Avšak zmes vodíka s kyslíkom alebo výbuchom vzduchu. Najvbavnejšia zmes pozostáva z dvoch objemov vodíka a jedného objemu kyslíka, - potkanového plynu. Ak sa explózia vyskytne v sklenenej nádobe, jeho fragmenty môžu byť semeno

Chváliť ostatných. Preto, než zachytíte vodík, je potrebné ho skontrolovať na čistote. Na tento účel zbierať vodík do testovacej trubice, ktorá je v polohe hore do plameňa. Ak je vodík čistý, potom pokojne horí, s charakteristickým zvukom "P-PAH". Ak sa vodík komprimuje vzduch, popáleniny s výbuchom. Pri práci s vodíkom by mali nasledovať bezpečnostné predpisy. 2) Ak napríklad pri zahrievaní na preskočenie oxidu medi (II) prúdu vodíka, potom sa reakcia vyskytuje, v dôsledku čoho sa vytvára voda a kovová meď: v tejto reakcii sa vyskytuje proces obnovy, \\ t Pretože vodík berie kyslík z atómov medi. Proces regenerácie je oproti procesu oxidačného procesu. Látky, ktoré berú kyslík, patria k redukčným činidlám. Procesy oxidácie a regenerácie sa vzájomne príbuzujú (ak je jeden prvok oxidovaný; potom je druhý obnovený, a naopak). 3) halogény reagujú s vodíkom, tvarovaním HX a fluórom a chlórom, reakcia prebieha s výbuchom s malou aktiváciou. Pomaly interakciu s BR2 a I2. Ak chcete prúdiť vodíkovou reakciou, stačí aktivovať malý podiel činidiel pomocou osvetlenia alebo zahrievania. Aktivované častice interagujú s neaktivovaným, tvarovaním HX a nových aktivovaných častíc, ktoré pokračujú v procese a reakcia dvoch aktivovaných častíc hlavnou reakciou končí tvorbou produktu. 4) oxidačné reakcie. Keď sa vodík zahrieva s kovmi I a II hlavných podskupín: 2NA + H2 (300 ° C) ® 2NAH; CA + H2 (500-700 ° C) ® CAH2. Peroxid vodíka (peroxid vodíka), H2O2 je najjednoduchší zástupca peroxidov. Bezfarebná kvapalina s "kovovým" chuťou, neobmedzené rozpustné vo vode, alkohole a éteri. Koncentrované vodné roztoky sú výbušné. Peroxid vodíka je dobré rozpúšťadlo. Z vody sa rozlišuje ako nestabilný kryštalický H2O2 2H2O. Peroxid vodíka má oxidačné, ako aj regeneratívne vlastnosti. Oxiduje dusitany do dusičnanov, prideľuje jodis z kovov jodidov, rozdeľuje nenasýtené zlúčeniny na mieste dvojitých väzieb. Peroxid vodíka obnovuje soľ zlata a striebra, ako aj kyslík, keď reakcie s vodným roztokom manganistanu draselného v kyslom prostredí. Počas obnove H202 je tvorený H2O alebo IT, napríklad: H202 + 2KI + H2SO4 \u003d I2 + K2SO4 + 2H2O pod pôsobením silných oxidačných činidiel H2O2 ukazuje redukčné vlastnosti, zvýraznenie voľného kyslíka: O22- - 2E- → O2 Reakcia KMNO4 s H202 sa používa v chemickej analýze na stanovenie obsahu H202: 5H2O2 + 2KMNO4 + 3H2O4 → 5O2 + 2MNSO4 + K2SO4 + 8H2O, je vhodná oxidácia organických zlúčenín peroxidu vodíka (napríklad sulfidy a tiols) vykonávať v médiu kyseliny octovej.

29. spev Charakteristiky vlastnosti prvkov a ich zlúčeniny 2 A zo skupiny. Fyzikálne a chemické vlastnosti, aplikácie. Sú zahrnuté prvky. Buďte Mg CA BR RA SR s výnimkou, že sú polyizotropné. Atómy prvkov na vonkajšej úrovni majú 2 S prvky s opačnými točmi s nákladmi na požadovanú energiu, jeden prvok zo stavu stavu prejde do zoznamu. Tieto kovy, ale sú menej aktívne ako alkalické. Najdôležitejší v podstate mg CA sa nachádzajú vo forme minerálnej BE3AL2 (SiO3) 6 spôsobu získania: Elektrolytická kult. Chlorid fyzikálne SV-VA: ľahké kovy, ale tvrdšie alkálie. Kovy. HIM.SV-VA: 1NA vzduchu Povrch BE a MG je pokrytý oxidovým filmom. 2. Informácie interakcií interakcií s dusíkom 3. Interaguje s vodou. Staňte sa. Vápnik a jeho hydrid sa tiež používajú na získanie tvrdo etablovaných kovov, ako sú chróm, tórium a urán. Zliatiny vápnika s olovom sa používajú v batériách a ložiskových zliatinách. Granule vápnika sa tiež používajú na odstránenie stôp vzduchu z elektrovačických zariadení

№31 harmonogram kovov - chemické prvky 2. skupiny hlavnej podskupiny okrem berýlia a horčíka: \\ t vápnik, stroncia, bárium a rádium. Pozri 2. skupinu prvkov na novú klasifikáciu Jupak. Sú pomenované, pretože sú oxidy. - "Zem" (o terminológii alchymistov) - správa vodu alkalická reakcia. Sololi. Zdvihol a kovy, s výnimkou radium, sú rozšírené v prírode vo forme minerály.

Oxidy. - látky, ktorých molekuly sa skladajú z dvoch atómov prvkov, z ktorých jeden je kyslík. Oxidy sú rozdelené do bázických atómov kovov, napríklad K2O, FE2O3, CAO; Kyselina - tvorená nekovovými atómami a niektorými kovmi v ich najvyššej oxidácii: CO2, SO3, p2O5, CRO3, MN2O7 a amfotérny, napríklad ZnO, Al2O3, CR2O3. Oxidy sa získavajú spaľovaním jednoduchých a zložitých látok, ako aj počas rozkladu zložitých látok (solí, báz, kyselín).

Chemické vlastnosti oxidov:1. Alkalické a alkalické oxidy kovov a alkalických zemín interagujú s vodou, vytvárajú rozpustné bázy - hrudky (NaOH, KOH, BA (OH) 2) .NA2O + H20 \u003d 2AOH

Väčšina kyslých oxidov interaguje s vodou, tvarovacie kyseliny: CO2 + H20 \u003d H2CO3

2. Niektoré oxidy interagujú s hlavnými oxidmi: CO2 + SAO \u003d SASO3

3. Hlavné oxidy interagujú s kyselinami: WA + 2NSL \u003d YOUL2 + H2O

4. Oxidy kyselín interagujú s kyselinami a zásadou: ZNO + 2HCl \u003d ZNCL2 + H2O

ZNO + 2NAOH \u003d Na2ZNO2 + H2O

Hydroxidy ( hydrooksi) - Zlúčeniny oxidochemických prvkov. Známe hydroxidy takmer všetkých chemických prvkov; Niektoré z nich sa nachádzajú v prírode v Vo Volancineals. Hydroxidy alkalických kovov sa nazývajú. V závislosti od toho, či zodpovedajúce oxid-natívne, acidicamhoother, resp.

základné hydroxidy (základ) - Hydroxidy vykazujúce základné vlastnosti (napríklad hydroxid vápenatý (0) 2, hydroxidKOH draselný, hydroxid sodný atď.);

kyselina hydroxid (kyslíkové kyseliny obsahujúce) - Hydroxidy vykazujúce vlastnosti kyseliny (napríklad dusičné acidhno 3, kyselina sírová 2 SO 4, kyselina sírová 2 SO3 atď.)

amfotérnych hydroxidov.Existujúce v závislosti od podmienok alebo základných alebo kyslých vlastností (napríklad hydroxid hlinitý (0) 3, hydroxid zinočnatý zinok (0) 2).

Uhličitany a bikarbonáty - soli a étery kyselina koalická (H. 2 Co. 3). Tam sú normálne uhličitany (s aniónom CO 3 2-) a kyslé alebo soli medzi solí. uhľovodíkov (z anión NSO 3 -).

Chemické vlastnosti

Pri zahrievaní sa uhličitany kyselín prejdú na normálne uhličitany:

Pri závažnom zahrievaní sa normálne uhličitany rozkladajú na oxidy a oxid uhličitý:

Uhličitany reagujú so kyselinou uhoľnou (takmer všetky známe kyseliny, vrátane organických) zo separovaného plynu:

Aplikácia:Uhličitany vápenaté, horčík, bárium atď. Sa používajú v stavebníctve, v chemickom priemysle, optike atď. Technika, priemysel a každodenný život aplikovaný sóda (Na2CO3 a NaHCO 3). Kyslé uhličitany vykonávajú dôležitú fyziologickú úlohu, bytia pufrové látky regulácia stálosti reakcie krv .

Silikáty a aluminosilikáty sú rozsiahlou skupinou minerály . Vyznačujú sa komplexným chemickým zložením a izomorfnou náhradou niektorých prvkov a komplexov prvkov inými. Hlavné chemické prvky patriace k silikátom sú Si , O. , Al , Fe. 2+, FE 3+, Mg. , Mn. , Ca. , Na. , K. , ako aj Libier , B. , Byť. , Zr. , Ti , F. , H. , vo forme (OH) 1- alebo H20, atď.

Pôvod (géza ): Endogénny, hlavne magmatický (pyroxén poľa ), sú tiež charakteristické pegmatites (Mica, Tourmaline, Beryl atď.) A skannov (Grenades, Vollastonite). Široko distribuované v metamorfných skalách - lamely. a gneisah (Grenades, Dysten, Chlorit). Silikáty exogénneho pôvodu sú zvetrané produkty alebo zmeny primárnych (endogénnych) minerálov (kaolinit, glaukonit, chrysocolla)

№32. Skupina skupiny zahŕňa bór, hliník, gallium, India, Thallium (hlavná podskupina), ako aj scandium, yttrium, lantánu a lantanoidy, actinium actinoidy (bočná podskupina).

Na vonkajšej úrovni elektrónov prvkov hlavnej podskupiny sú tri elektróny (S2P 1). Jednoducho dávajú tieto elektróny alebo tvoria tri nepárové elektróny v dôsledku prechodu jedného elektrónu na úroveň P-. Pre bór a hliník je križovatka len so stupňom oxidácie +3. Prvky podskupiny gálium (galia, indium, thallium) na vonkajšej úrovni elektrónov obsahujú aj tri elektróny, ktoré tvoria konfiguráciu S2P1, ale sú umiestnené po 18-elektrónovom vrstve. Na rozdiel od hliníkového gália má preto očividne nekovové vlastnosti. Tieto vlastnosti v rade GA, v, TL sú oslabené a sú zvýšené vlastnosti kovov.

Prvky podskupiny scandium na externej elektronickej úrovni obsahujú aj tri elektróny. Tieto prvky sa však týkajú prechodných D-prvkov, elektronickej konfigurácie ich valenčnej vrstvy D 1 S 2. Tieto elektróny všetky tri prvky sú pomerne ľahko udelené. Prvky podskupiny lantanidu majú výraznú konfiguráciu externej elektronickej úrovne: sú vybudované 4F - úroveň a zmiznú úroveň D. Počnúc cerivom, všetky prvky, s výnimkou gadolínu a materiálu, majú elektronickú konfiguráciu externej elektronickej úrovne 4F N 6S2 (Gadolines a Lutets majú 5D 1 -Elektronické). Číslo N sa pohybuje od 2 do 14. Preto sa S- a F-Elektrony zúčastňujú na tvorbe valenčných vzťahov. Najčastejšie sa stupeň oxidácie lantanidov +3, menej často +4.

Elektronická štruktúra valenčnej vrstvy Actinoidov je do značnej miery pripomínajúca elektronickú štruktúru vrstvy valencie lantanidov. Typické kovy sú všetky lanthanoidy a aktinoidy.

Všetky prvky skupiny III majú veľmi silnú afinitu k kyslíku a tvorba ich oxidov je sprevádzaná uvoľňovaním veľkého množstva tepla.

Prvky skupiny III nájdu najrozmanitejšie použitie.

33. Fyzikálne vlastnosti. Hliník - strieborný biely svetlý kov, tavenie pri 660 ° C. Veľmi plastové, ľahko sa natiahne do drôtu a valí do plechov: Z neho môžete vytvoriť fóliu s hrúbkou menšou ako 0,01 mm. Hliník má veľmi veľkú tepelnú a elektrickú vodivosť. Jeho zliatiny s rôznymi kovmi sú trvanlivé a jednoduché.

Chemické vlastnosti. Hliník je veľmi aktívnym kovom. V rade stresu stojí po alkalických a alkalických zeminách. Je však pomerne stabilný vo vzduchu, pretože jeho povrch je pokrytý veľmi hustým oxidovým filmom, ktorý chráni kov od kontaktu so vzduchom. Ak s hliníkovým drôtom, odstráňte ochranný oxidový film, potom sa hliník začne intenzívne interagovať s kyslíkom a vodnou parou, ktorý sa mení na uvoľnenú hmotnosť - hydroxid hlinitý:

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

Táto reakcia je sprevádzaná uvoľňovaním tepla.

Hliník purifikovaný z ochranného oxidu interaguje s vodou s uvoľňovaním vodíka:

2 Al + 6 H20 \u003d 2 Al (OH) 3 + 3 H2

Hliník je dobre rozpustný v zriedených sírových a kyselinách chlorovodíkovej:

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

2 Al + 3N 2 SO 4 \u003d Al2 (SO 4) 3 +3 H2

Zriedená nevoľnosť kyseliny dusičnej cez hliník, ale keď sa zahrievaný hliník rozpustí v ňom so uvoľňovaním oxidu dusíka, hemioxidu dusíka, voľným dusíkom alebo amoniakom, napríklad:

8 Al + 30 NNO3 \u003d 8 Al (NO 3) 3 + 3 N 2O + 15 H20

Koncentrovaná kyselina dusičná pasivuje hliník.

Pretože oxid hlinitý a hydroxid majú amfotérické

vlastnosti, hliník sa ľahko rozpustí vo vodných roztokoch všetkých zásad, s výnimkou hydroxidu amónneho:

2 Al + 6 KON + 6N 2 O \u003d 2 K 3 [Al (OH) 6] + 3 H2

Práškový hliník ľahko interaguje s halogénmi, kyslíkom a všetkými nekovovými spotrebami. Ak chcete začať reakcie, je potrebné vykurovanie, potom postupujú veľmi intenzívne a sprevádzajú sa uvoľnením veľkého množstva tepla:

2 Al + 3 VR 2 \u003d 2 ALVR 3 (bromumid hlinitý)

4 Al + 3 02 \u003d 2 Ал 2O3 (oxid hlinitý)

2 Al + 3 S \u003d Al2S 3 (Sulfid hlinitý)

2 Al + N2 \u003d 2 ALN (nitrid hlinitý)

4 Al + 3 C \u003d Al 4 C3 (karbid hliníka)

Sulfid hlinitý môže existovať len v pevnej forme. Vo vodných roztokoch sa podrobí úplnú hydrolýzu s tvorbou hydroxidu hliníka a hydrogenugénu:

Al2S 3 + 6 H2O \u003d 2 Al (OH) 3 + 3 H 2S

Hliník ľahko berie kyslík a halogény oxidov a solí iných kovov. Reakcia je sprevádzaná zvýraznením veľkého množstva tepla:

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

Proces obnovy kovov z ich oxidov hliníka sa nazýva alylummia. Alummitické použitie pri príprave niektorých vzácnych kovov, ktoré tvoria pevné spojenie s kyslíkom (nióbným, tantalovým, molybdénom, volfrámom atď.), Ako aj na zváranie koľajníc. Ak s pomocou špeciálneho tavenia zmesi malého hliníka a magnetického železa prášku Fe4O4 (termit), potom reakcia prebieha spontánne s ohrevom zmesi na 3500 ° C. Žehlička pri takejto teplote je v roztavenom stave.

Dostať sa. Prvýkrát bol hliník získaný obnovou chloridu hlinitého s kovovým sodným:

ALSL 3 + 3 NA \u003d 3 NASL + AL

V súčasnosti sa získa elektrolytickými roztavenými soliami v elektrolytických kúpeľoch (obr. 46). Ako elektrolyt, tavenina obsahujúca 85 až 90% kryolya-komplexnú soľ 3NF · ALF3 (alebo Na3 ALF 6) a 10-15% oxidu hlinitého je oxid hlinitý Al203. Takáto zmes sa topí pri teplote približne 1000 ° C.

Aplikácia. Hliník sa používa veľmi široko. Je vyrobený z fólie používaných v rádiovom inžinierstve a na balenie potravinárskych výrobkov. Hliníkové kryty oceľových a liatinových železných výrobkov, aby boli dotknuté ich pred koróziou: produkty sa zahrievajú na 1000 ° C v zmesi hliníkového prášku (49%), oxid hlinitý (49%) a chloridu hlinitého (2%). Tento proces sa nazýva obličenie.

CAZAKÉ VÝROBKY Odolávajte vykurovanie na 1000 ° C, bez korózie. Hliníkové vrstvy, charakterizované veľkou ľahkosťou a trvanlivosťou, sa používajú pri výrobe tepelného výmeny aplantátov, v stavebníctve lietadiel a strojárstva.

Oxid hlinitý Al203. Je to biela látka s teplotou topenia 2050 ° C. V prírode sa oxid hlinitý nachádza vo forme korundu a oxidu hlinitého. Niekedy existujú transparentné korunové kryštály krásneho tvaru a spoločnosti. Korundové zlúčeniny chrómu v červenej, nazývanej Rubíny a natreté titánové a železné zlúčeniny v modrej farbe - zafír. Ruby a Sapphire sú drahé kamene. V súčasnosti sú veľmi jednoduché, aby umelo.

Boron-elementhlavnú podskupinu tretej skupiny, druhé obdobie periodický systém chemických prvkovD.I. MENDELELEEVA, S. atómové číslo5. Označuje symbol B.(Borium). Voľný stav boron- bezfarebná, sivá alebo červená kryštalická alebo tmavá amorfná látka. Existuje viac ako 10 alotropných modifikácií bóru, ktorých tvorba a vzájomné prechody sú určené teplotou, v ktorej sa získal BOHR.

Získanie

Najvýraznejší bór sa získa pyrolýzou borodovorov. Takýto bor sa používa na výrobu polovodičových materiálov a jemnej chemickej syntézy.

1. MetalOthermia metóda (častejšie, regenerácia horečnatého alebo sodíka):

2. Tepelný rozklad para borónov bromid na horúcom (1000-1200 ° C) tantalový drôt v prítomnosti vodíka:

Fyzikálne vlastnosti

Extrémne pevná látka (horší len diamant, dusičitý uhlík, nitrid boritý (bór), karbid boritého, borón-silikónové zliatiny, karbid Skandia-Titan). Má krehkosť a polovodičové vlastnosti (široký polovodič).

Chemické vlastnosti

Na mnohých fyzikálnych a chemických vlastnostiach sa NEMMETALALL BOR pripomína silikón.

Chemický bór je celkom inertný a pri izbovej teplote len interaguje fluór:

Pri zahrievaní, Bor reaguje s ďalšími halogénmi s tvorbou trigaloidov, s dusík tvorí nitrid BORA BOR, s fosfor- BP fosfid, s karbidom uhlíka z rôznych prostriedkov (B4C, B12C3, B 13 C 2). Keď sa zahrieva v atmosfére kyslíka alebo vo vzduchu, bór sa kombinuje s veľkým uvoľňovaním tepla, B2O3 sa vytvorí:

S vodíkom, borín nie je priamo interagovať, hoci je známy pomerne veľký počet borónovód (boranes) rôznych kompozícií získaných pri spracovaní alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín s kyselinou:

So silným ohrevom má BOR rehabilitačné vlastnosti. Je schopný napríklad obnoviť silikón alebo fosfor Z ich oxidov:

Táto vlastnosť bóru môže byť vysvetlená veľmi vysokou pevnosťou chemických väzieb v oxide Boron B2O3.

V neprítomnosti oxidačných činidiel je hladina rezistentná voči alkalickým roztokom. V horúcich dusičných, kyselinách sírovej a v kráľovskej vodke sa BOR rozpustí s tvorbou kyseliny boritej.

Oxid bora - typický oxid kyslý. Reaguje s vodou za vzniku kyseliny boritej:

Pri interakcii kyseliny boritej s alkáliou sa soli vznikajú z samotného kyseliny boritej (obsahujúce anión BO3 3-) a textarátov, napríklad:

Žiadosť

Základný bór

BOR (vo forme vlákien) slúži ako spevňujúci prostriedok mnohých kompozitných materiálov.

Boron sa často používa v elektronike na zmenu typu vodivosti silikón.

Boron sa používa v metalurgii ako prvok mikrorejnom, ktorý významne zvyšuje kalcináciu ocelí.

34.harastravovacie prvky 4A Skupina. Tin, olovo.

(pridanie)

Skupina obsahuje 5 prvkov: dve nekovy - uhlíkové a kremík umiestnené v druhom a treťom období systému MendeleEEV a 3 generátory kovov (medziprodukt medzi nekovovými kovmi a kovmi, cínu a olova, umiestnené na konci veľkých období - IV, V, VI. Pre všetky tieto prvky je charakteristická, služobná stanica na úrovni vonkajšej energie 4 elektrónu. A preto môže ukázať stupeň oxidácie od +4 do -4. Tieto prvky tvoria plynné zlúčeniny s Vodík: CH4, Si H4, SN N4, PBN4. Vyhrievanie vzduchu je kombinovaný s prvkami podskupiny kyslíka, síry a halogénmi. Stupeň oxidácie je +4, pri pohybe 1s -elektronu na voľnom p-orbitálnom .

So zvýšením polomeru atómu sa zníži pevnosť spojenia vonkajších elektrónov s jadrom. Nekovové vlastnosti sa znižujú a zvyšuje sa kov. (bod topenia a varu sa znižuje atď.)

Uhlík (C), Silicon (Si), Nemecko (GE), Cín (SN), olovo (PI) - prvky 4 hlavnej podskupiny PSE. Na vonkajšej elektrónovej vrstve majú atómy týchto prvkov 4 elektróny: NS2 NP2. V podskupine so zvýšením sekvenčného počtu prvku sa zvyšuje atómový polomer, nekovové nehnuteľnosti oslabené a zvýšené kovy: uhlík a kremík - nekovy, germánium, cín, olovené kovy.

Všeobecné charakteristiky. Uhlík a kremík

Uhlíková podskupina, ktorá zahŕňa uhlík, kremík, germán, cín a olovo, je hlavnou podskupinou 4 skupín periodického systému.

Na vonkajšom elektrónnom plášti atómov týchto prvkov existujú 4 elektróny a ich elektronická konfigurácia vo všeobecnej forme môže byť napísaná nasledovne: NS2 NP2, kde n je číslo obdobia, v ktorom sa nachádza chemický prvok. Pri pohybe zhora nadol do spodnej časti skupiny, nekovové vlastnosti sú oslabené a zvyšovanie kovov, takže uhlík a kremík sú nekovové, a cín a olovo vykazuje vlastnosti typických kovov. Formovanie kovalentných polárnych väzieb s atómami vodíka, C a SI ukazujú formálny stupeň oxidácie -4, a s aktívnejšími nekovovými spotrebami (N, O, S) a halogénmi vykazujú stupeň oxidácie +2 a + 4. \\ t Reakčný mechanizmus, uhlík izotop 13 sa niekedy používa C (spôsob označených atómov). Preto je užitočné vedieť, že prevalencia uhlíkových izotopov: 12 C - 98,89% a 13 C - 1,11%. Ak sa obmedzíte na prenos izotopov, prevalencia, z ktorej viac ako 0,01%, potom v kremíku takýchto izotopov 3, v Nemecku - 5, v Tin - 10, v olova 4 stabilný izotop.

Za normálnych podmienok môže obsah uhlík existovať vo forme dvoch alrotropných

modifikácie: Diamond a Grafit; Ultrafikačný kryštalický kremík

Polovodič.

Z zlúčenín prvkov (E) podskupín uhlíka s vodíkom, zvážte zlúčeniny typu A4. S nárastom náboja nukleu atómovej stability hydridov.

Pri pohybe z C až PB je stabilita zlúčenín so stupňom oxidácie +4

znižuje sa a C +2 sa zvyšuje. Oxidy EO 2 znižujú kyslý charakter a oxidy EO zvyšujú hlavný charakter.

Uhlík

Uhlík v prírode sa nachádza vo forme diamantu a grafitu. Obsahuje ho v fosílnych uhloch: z 92% - v anthracite až o 80% - v hnedej rohu. V koherentnom stave sa uhlíka nachádza v karbide: CACO 3 CHALK, vápenec a mramor, MGCO 3 · CAko 3 - Dolomit,

MGCO 3 - Magnezit. Vo vzduchu sa uhlík obsiahnutý vo forme oxidu uhličitého (0,03% obj.). Obsahoval uhlík a zlúčeniny rozpustené v morskej vode.

Uhlík je súčasťou rastlín a zvierat, obsiahnutých v oleji a zemnom plyne.

V reakciách s aktívnymi netampandami sa uhlík ľahko oxiduje:

2 C + O 2 \u003d 2 CO,

C + 2 F2 \u003d CF4.

Uhlík môže vykazovať náhradné vlastnosti a pri interakcii s komplexnými látkami:

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

C + 2H2S04 (Záverečné) \u003d CO 2 + 2 SO 2 + H20,

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

V reakciách s kovmi a menej aktívnymi nekovovými kovmi, oxidačným obsahom uhlíka: 2c + H2 \u003d C2H2,

2 C + CAC2,

3 C + 4 al \u003d Al 4 C3.

Hliníkový karbid je skutočný karbid: všetky štyri valenčné väzby, každý atóm uhlíka je spojený s kovovými atómami. Karbid vápenatý je acetylén, pretože tam je trojnásobná spojenie medzi atómami uhlíka. Preto sa s interakciou karbidov hliníka s vodou, metán sa rozlišuje, a keď sa karbid s karbidom vody interaguje - acetylén

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

CAC 2 + 2H20 \u003d CA (OH) 2 + C2H2.

Kamenné uhlie sa používa ako palivo, používa sa na získanie syntézy plynu. Elektródy sú vyrobené z grafitovej, grafitové tyče sa používajú ako moderátor.

neutróny v jadrových reaktoroch. Diamanty sa používajú na výrobu rezných nástrojov, abrazíva, ženských diamantov (diamanty) sú drahé kamene.

Silikón

Kremík v prírode sa vyskytuje len vo viazanej forme vo forme SiO2 oxidu kremičitého a rôznych solí kyseliny kremičitej (kremičitany). Je to druhý (po kyslíku) pre prevalenciu v zemskej kôre, chemický prvok (27,6%).

V roku 1811, francúzsky J.L.HE. L. LUUSAK a L.ZH.TESTER získal reakciou hnedohnedú látku (silikón):

SIF 4 + 4 K \u003d 4 KF + SI

a len v roku 1824, Swede J. BercElyus, ktorý dostal kremík reakciou:

K 2 SIF 6 + 4 K \u003d 6 KF + SI,

dokázal, že je to nový chemický prvok. Teraz sa silikón získava z oxidu kremičitého:

SiO 2 + 2 mg \u003d Si + 2 MgO,

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

obnovenie s horčíkom alebo uhlíkom. Ukazuje sa a počas rozkladu silánu:

SiH4 \u003d Si + 2 H2.

V reakciách s nekovovým kovom môže byť oxidovaný kremík (I.E. SI-redukčné činidlo):

Si + O 2 \u003d SiO 2,

Si + 2 F2 \u003d SIF 4,

Silikón rozpustný v zásadách:

Si + 2 NaOH + H20 \u003d Na2 SiO 3 + 2 H2,

nerozpustný v kyselinách (okrem tekutiny).

V reakciách s kovmi silikón vykazuje oxidačné vlastnosti:

2 mg + Si \u003d mg2 Si.

S rozkladom kyseliny chlorovodíkovej silicídu horečnatého sa získa silánu:

Mg2 Si + 4 HCl \u003d 2mgCl 2 + SiH4.

Silikón sa používa na výrobu mnohých zliatin na báze železa, meď

a hliník. Pridanie kremíka do ocele a liatiny zlepšuje ich mechanické vlastnosti. Veľké kremíkové prísady dávajú zliatiny odolnosti s kyselinou železitou.

Obmedzený kremík je polovodičom a používa sa na výrobu mikroobvodov a pri výrobe solárnych panelov.

Kyslíkové zlúčeniny. Získanie, vlastnosti a aplikácie

Oxidy uhlíka

Oxid uhlíka (II)

Co - jedovatý plyn bez farby a vône, slabo rozpustné vo vode.

Získanie

Laboratórium CO sa získa rozkladom kyseliny mravciovej alebo oxalovej (v prítomnosti koncentrovaného H2S04):

HCOOH \u003d CO + H20,

H2C2O4 \u003d CO + C02 + H20

alebo vykurovací zinkový prach s uhličitanom vápenatým:

CACO 3 + ZN \u003d CaO + ZNO + CO

V podmienkach výroby sa CO získava vzduchom alebo oxidom uhličitým cez horúce uhlie:

2c + 02 \u003d 2CO,

Vlastnosť

Účinok otravy oxidu uhoľnatého je spôsobený tým, že afinita hemoglobínu na oxid uhličitý je väčší ako kyslík. V tomto prípade sa vytvorí karboxygemoglobín a tým zablokuje prenos kyslíka v tele.

Oxid uhlíka (II) sa ľahko oxiduje, vzduch je horiaci veľkým množstvom tepla:

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

CO obnovuje mnoho kovov z ich oxidov:

FEO + CO \u003d FE + CO 2,

CUO + CO \u003d CU + CO 2.

CO ľahko vstupuje do reakcie pripojenia:

CO + Cl2 \u003d COCL 2,

CO + NaOH \u003d HCOONA,

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

Priemysel sa často používa non-čisto, ale rôzne zmesi z neho s inými plynmi. Generátorový plyn sa získa prechodom v šachtovej peci cez uhlie horúceho vzduchu:

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

Vodný plyn sa získa prechádzaním horúcim uhlíkovým párom:

C + H20 \u003d CO + H2 - 132 KJ.

Prvá exotermická reakcia a druhá prichádza s tepelnou absorpciou. Ak sa obidve procesy striedajú, potom je možné udržiavať požadovanú teplotu v peci. Pri kombinovaní generátora a vodného plynu sa získa zmiešaný plyn. Tieto plyny sa používajú nielen ako palivo, ale aj na syntézu, napríklad metanol:

CO + 2H 2 \u003d CH3OH.

Oxid uhličitý (IV) (CO 2 - oxid uhličitý)

CO 2 je bezfarebný ne-vôňový plyn. Vyniká pri dýchaní zvierat. Rastliny absorbujú CO2 a vylučujú kyslík. Vzduch zvyčajne obsahuje 0,03% oxidu uhličitého. Vzhľadom k ľudskej činnosti (nekontrolované odlesňovanie,

pálenie rastúceho množstva uhlia, ropy a plynu) CO2 obsahu v atmosfére sa postupne zvyšuje, čo spôsobuje skleníkový efekt a ohrozuje ľudstvo ekologickej katastrofe.

Získanie

Laboratórium CO 2 sa získa v prístroji Cypru, pôsobiace kyselinou chlorovodíkovou na mramor:

CaCO 3 + 2HCl \u003d CACl2 + H20 + C02.

Môžete priniesť veľa reakcií, v dôsledku čoho sa získa CO 2:

KHCO 3 + H2S04 \u003d KHSO 4 + H20 + CO 2,

C + O 2 \u003d CO 2,

2 CO + O 2 \u003d 2 CO 2,

Ca (HCO 3) 2 CAko 3 ї + CO 2 + H20,

CACO 3 \u003d CaO + CO 2,

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

C + 2H2S04 (konc.) \u003d CO 2 + 2 SO 2 + 2H20,

C + 4 HNO3 (CONC) \u003d CO 2 + 4 NO2 + 2 H20 O.

Vlastnosť

Keď sa CO2 rozpustí vo vode, vytvorí sa kyselina sakoalová:

H20 + CO 2 \u003d H2CO3.

Pre CO2 sú známe všetky tieto reakcie, ktoré sú charakteristické pre kyslé oxidy:

Na2 O + CO 2 \u003d Na2CO3,

Ca (OH) 2 + 2 C02 \u003d CA (HCO 3) 2,

CA (OH) 2 + CO 2 \u003d CAko 3 + H20.

Sathedral mg naďalej spaľuje oxid uhličitý:

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

Kyselina COALPA je slabá dvojročná kyselina:

H20 + CO 2 \u003d H 2 CO 3

H + + HCO 3 - \u003d H + + CO 32-

a môže vykazovať slabšie kyseliny z roztokov ich solí:

Na2 SiO 3 + C02 + H20 \u003d H2 SiO 3 + Na2CO3,

KCN + CO 2 + H20 \u003d KHCO 3 + HCN.

Soli kyseliny uhličitej. Uhličitany a bikarbonáty

Všeobecné spôsoby získania solí sú typické a na získanie solí kyseliny uhličitej: \\ t

CaCO 3 + C02 + H20 \u003d CA (HCO 3) 2,

CA (HCO 3) 2 + CA (OH) 2 \u003d 2 CAko 3 + 2 H20.

Alkalické kovové a uhličitany amónne sú dobre rozpustné vo vode a

náchylná na hydrolýzu. Všetky ostatné uhličitany sú prakticky nerozpustné:

Na2CO3 + H20 \u003d 2 Na + + OH-+ HCO 3 -.

S relatívne slabým zahrievaním sa bikarbonáty rozkladajú:

Ca (HCO 3) 2 \u003d CAko 3 + C02 + H20.

Pri výpočte uhličitanov sa získajú oxidy kovov a CO2:

CACO 3 \u003d CAO + CO 2.

Uhličitany ľahko rozkladajú silnejšie (ako uhoľné) kyseliny:

MGCO 3 + 2HCl \u003d MgCl2 + C02 + H20.

CaCO 3 + 2HCl \u003d CaCl2 + C02 + H20.

Pri výpočte uhličitanov s SiO2 pieskom, viac prchavých oxidov vytvára:

Na2CO3 + SiO 2 \u003d Na2 SiO 3 + CO 2.

Žiadosť

Uhličitan sodný Na2C03 (kalcinovaná sóda) a jej kryštalický Na2C03 10H20

(kryštalická sóda) sa používajú v sklenenej, mydlovej, buničine a papierenskom priemysle. Barbonát sodný NaHCO 3 (pitie sódy)

používa sa v potravinárskom priemysle av medicíne. Vápenec - stavebný kameň a suroviny na výrobu vápna.

Oxidy kremíka (IV) (Sio 2 )

SiO 2 oxid kremičitý existuje v prírode v kryštalickej farbe (hlavne kremeň) a amorfný (napríklad opál Si02 · NH20) formy.

Získanie

SiO2 je oxid kyslý, ktorý sa dá získať reakciami:

Si + O 2 \u003d SiO 2,

H2 SiO3 \u003d SiO 2 + H20,

SiH 4 + 2O 2 \u003d SiO 2 + 2H 2 O.

Vlastnosť

Pri interakcii s kovmi alebo uhlíkovými SiO 2 sa môže obnoviť na kremík

SiO 2 + 2 mg \u003d Si + 2 MgO,

SiO 2 + 2 C \u003d Si + 2 CO

alebo dávajte Carborundund (SIC) SiO 2 + 3 C \u003d SIIS + 2 CO.

Pri fúzii SiO 2 s oxidmi kovov sú kremičitany vytvorené alkálie a niektoré soli:

SiO 2 + 2 NaOH \u003d Na2 SiO 3 + H20,

SiO 2 + K 2 CO 3 \u003d K 2 Sio 3 + CO 2,

Sio 2 + CAO \u003d CASIO 3.

Kyseliny nekonajú na SiO 2. Výnimkou je kyselina fluorovodíková:

SiO 2 + 4HF \u003d SIF4 + 2H 2O,

SIF 4 + 2HF \u003d H2,

SiO 2 + 6HF \u003d H2 + 2H 2 O.

Kyselina H2 SiO3 je najjednoduchšia z rodiny kremíkovej kyseliny. Jeho všeobecný vzorec xsio 2 · yh 2 O. Získa sa zo silikovania

Na2 SiO 3 + 2 HCl \u003d H2 SiO 3 + 2 NaCl.

Pri zahrievaní kyseliny kremičitej rozkladá:

H2 SiO3 \u003d SiO 2 + H20.

Silikát

Je známe mnoho stoviek kremičitaných minerálov. Robia 75% hmotnosti zemskej kôry. Medzi nimi je veľmi veľa aluminosilikátov. Kiliciáty sú hlavnou zložkou cementu, skla, betónu a tehly.

Iba kremičitany Na a K sú rozpustné vo vode. Ich vodné roztoky sa nazývajú "kvapalné sklo". Pri hydrolýze majú tieto roztoky alkalickú reakciu. Používajú sa na výrobu cementu odolného voči kyselinám a betónu.

Redox Reakcie

Reakcie, v ktorých zmena v stupňoch oxidácie atómov prvkov obsiahnutých v reakčných zlúčeninách, \\ tzavolaný redox.

Stupeň oxidácie(S.O) je náboj prvku v zlúčenine vypočítanej na základe predpokladu, že spojenie pozostáva z iónov. Stanovenie stupňa oxidácie sa vykonáva s použitím týchto ustanovení: \\ t

1. Stupeň oxidácie prvku v jednoduchej látke, napríklad v Zn, CA, H2, VG2, S, 02, je nula.

2. Oxidácia kyslíka v zlúčeninách je zvyčajne -2. Výnimky sú peroxidy H2 + 1 02 -1, Na2 + 1 02-1 a kyslíkové fluorid O +2 F2.

3. Stupeň oxidácie vodíka vo väčšine zlúčenín je +1, s výnimkou fyziologických hydridov, napríklad Na +1H-1.

4. Konštantný stupeň oxidácie má alkalické kovy (+1); Beryllium je a magnézium mg (+2); Kovy alkalických zemín CA, SR, BA (+2); Fluór (-1).

5. Algebraické množstvo stupňov oxidácie prvkov v neutrálnej molekule je nula, v komplexnom ióne - iónový náboj.

Ako príklad vypočítajte stupeň oxidácie chrómu v zlúčenine na 2 CR207 a dusík v anióne (č. 2) -

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

(Č. \u200b\u200b2) - x. + 2 (–2) = –1 x. = + 3

Pri oxidačných-redukčných reakciách, elektróny z jedného atómov, molekúl alebo iónov idú ostatným. Oxidácia – proces recoilového atómu elektrónu, molekuly alebo iónu, sprevádzaný zvýšením stupňa oxidácie. Reštaurovanie – proces spojovacích elektrónov sprevádzaných znížením stupňa oxidácie.

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

Oxidácia a obnova - vzájomne prepojené procesy vyskytujúce sa súčasne.

Oxidifikátory zavolaný látky (atómy, ióny alebo molekuly), ktoré sú v procese reakcie pripojené elektróny, obnovuje – elektronické látky. Oxidifikátory môžu byť atómy halogénu a kyslíka, pozitívne nabité kovové ióny (FE3 +, AU 3+, HG2 +, CU2 +, AG +), komplexné ióny a molekuly obsahujúce atómy kovov v najvyššej oxidácii (KMNO 4, K2 CR2O 7, NABIO 3, atď.), Nekovové atómy v pozitívnom stupni oxidácie (HNO3, koncentrované H2S04, HCLO, HCLO3, KCLO 3, NABRO, atď.).

Typické redukčné činidlá sú takmer všetky kovy a mnoho nekovov (uhlíka, vodík) vo voľnom stave, negatívne nabité nekovové ióny (S2-, I -, Br -, CL - atď.), Pozitívne nabité kovové ióny Najnižšia oxidácia (SN 2+, FE2+, CR2 +, MN2 +, CU + atď.).

Zlúčeniny obsahujúce prvky v maximálnej a minimálnej oxidačnej stupňoch môžu alebo len oxidačné činidlá (KMNO 4, K2R207, HNO3, H2S04, PBO 2), alebo len redukčné činidlá (Ki, Na2S, NH 3). Ak látka obsahuje prvok v medziprodukčnom stupni oxidácie, potom v závislosti od podmienok reakcie môže byť oxidačné činidlo a redukčné činidlo. Napríklad, KNO2 dusitan obsahujúci dusík na stupeň oxidácie +3, peroxid vodíka H202, obsahujúci kyslík do stupňa oxidácie -1, prítomnosť silných oxidantov vykazuje redukčné vlastnosti a pri interakcii s aktívnymi redukčnými činidlami sú oxidizátory.

Pri zostavovaní rovníc redoxných reakcií sa odporúča dodržiavať nasledujúci príkaz:

1. Napíšte vzorce východiskových látok. Určite stupeň oxidácie prvkov, ktoré ho môžu zmeniť, nájsť oxidačné činidlo a redukčné činidlo. Produkty s reakčnými produktmi.

2. Urobte rovnice oxidácie a procesu obnovy. Vyberte multiplikátory (hlavné koeficienty), takže počet elektrónov poskytnutých počas oxidácie sa rovná počtu elektrónov prijatých počas regenerácie.

3. Naplánujte koeficienty v reakčnej rovnici.

K2 CR2 +6 O 7 + 3H 2S-2 + 4H2S04 \u003d CR2 +3 (SO 4) 3 + 3S 0 + K 2 SO 4 + 7H 2 O

prostredie OXIDIZERIZÁCIE

Oxidácia S -2 - 2ē → S 0 ½3

recovery 2CR +6 + 6ē → 2CR +3 ½1

Povaha mnohých redoxných reakcií závisí od média, v ktorom postupujú. Ak chcete vytvoriť kyslé médium, zriedená kyselina sírová sa najčastejšie používa na vytvorenie alkalických roztokov sodíka alebo hydroxidu draselného.

Existujú tri typy oxidačných reakcií: intermolekulárna, intramolekulárna, disproporcionácia. Intermolekulovýredox Reakcie - ide o reakcie, v ktorých sú oxidačné činidlo a redukčné činidlo v rôznych látkach. Vyššie uvedená reakcia sa týka tohto typu. Na intramolekulový reagovať v ktorom sú oxidač a redukčné činidlo v rovnakej látke.

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

obnovenie CL +5 + 6ē → CL - ½2 CL +5 - Oxidážny

oxidácia 2O -2 - 4ē → O 2 0 ½3 O -2 - redukčné činidlo

V reakciách neprimeranosť(Self-Zvádzanie - Self-Healing) molekuly tej istej látky navzájom reagujú ako oxidačné činidlo a ako redukčné činidlo.

3K 2 Mn +6O4 + 2H20 \u003d 2KMN +7 O 4 + Mn +4 O 2 + 4KOH

oxidácia MN +6 - ē → MN +7 ½ 2 MN +6 - Obnovenie

recovery MN +6 + 2ē → MN +4 ½ 1 MN +6 - Oxidážny

PLIZ Aspoň niečo podľa metódy elektronickej rovnováhy vyberte koeficienty v schémach redoxných reakcií a špecifikuje proces oxidačného procesu

a zotavenie:

1. P + HNO3 + H2O \u003d H3PO4 + NO

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

Spôsobom elektronického zostatku vyberte koeficienty v schémach redoxných reakcií a špecifikujte proces oxidácie a obnovy:

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

Pomôžte sa rozhodnúť: elektrolytická disociácia. Redox Reakcie

Časť A.
A2 Pri štúdiu elektrickej vodivosti rôznych látok Pomocou špeciálneho nástroja, študenti pozorovali:

Ktoré látky nižšie boli v skle?
1) cukor (RR)
2) KS1 (TV.) 3) NaOH (P-P) 4) Alkohol
A4 Interakcia roztokov chloridu kyseliny báriá a kyseliny sírovej zodpovedá skrátenej iónovej rovnici
1) H + + SG \u003d NS1
2) BA2 + + SO42- \u003d BASO4
3) CO32- + 2N + \u003d H2O + CO2
4) V2 + + POP2- \u003d VASOZOZ
A5 reakcia medzi roztokmi dusičnanu striebra a kyseliny chlorovodíkovej pokračuje až do konca, pretože
1) Oba látky sú elektrolyty
2) dusičnan strieborná je soľ
3) tvorí nerozpustný chlorid strieborný
4) Vytvorí sa rozpustná kyselina dusičná

A7 Rovnica H + + IT \u003d H2O odráža podstatu interakcie

1) kyselina chlorovodíková a hydroxid bárnatý
2) kyselina sírová a hydroxid meďnatý (p)
3) kyselina fosforečná a oxid vápenatý
4) kyselina kremičitá a hydroxid sodný

A10 Oxidačný proces zodpovedá systému
1) S + 6 → S + 4
2) CU + 2 → CU0
3) n + 5 → n-3
4) C-4 → C + 4

ČASŤ B.

B2 Nainštalujte korešpondenciu medzi vzorcom látky a celkový počet iónov, ktoré tvoria pri plnom disociácii 1 mol tejto látky: Pre každú polohu z prvého stĺpca vyberte zodpovedajúcu polohu z druhej kolóny, označenej číslom.
Číslo vzorca iónov (MOTH)
A) A1 (NO3) 3 1) 1 B) MG (NO3) 2 2) 2
B) NANO3 3) 3 G) CU (NO3) 2 4) 4
5) 5

Zapíšte v tabuľke vybraté čísla podľa príslušných písmen.

Odpoveď vo forme sekvencie štyroch číslic sa prenesie do skúšobnej formy pod príslušnou úlohou bez zmeny poradia čísel.

Ponúkate zoznam vzájomne prepojených konceptov:

A) kyselina
B) kyselina chlorovodíková
B) kyselina oxygénne
D) silný elektrolyt
Zapíšte si listy, ktoré sú označené koncepciami, v tabuľke, takže reťaz zo súkromného konceptu k najbežnejšej veci je predstieraná.

Výsledná sekvencia písmen sa presunie na skúšobnú formu bez zmeny poradia písmen.

Typ hodiny. Získavanie nových poznatkov.

Úlohy.Vzdelávacie.Zaviesť študentov novou klasifikáciou chemických reakcií na základe zmien v stupňoch oxidácie prvkov - s Redox reakciami (OSR); Učiť študentov, aby vystavili koeficienty metódou elektronickej rovnováhy.

Rozvoj. Pokračovať v rozvoji logického myslenia, schopnosť analyzovať a porovnať, tvorbu záujmu o túto tému.

Vzdelávacie.Formulár vedeckého svetonázoru študentov; Zlepšiť pracovné zručnosti.

Metódy a metodické techniky. Príbeh, konverzácia, demonštrácia finančných prostriedkov jasnosti, nezávislej práce študentov.

Zariadenia a reagencie.Reprodukcia s obrazom Kolosu Rhodos, algoritmus pre umiestnenie koeficientov pomocou metódy elektronického zostatku, tabuľka typických oxidačných činidiel a redukčných činidiel, krížoviek; Fe (nechty), NaON Riešenia, SUSO 4.

Počas tried

Vstupná časť

(motivácia a brankávanie)

Učiteľa. V III storočí. Bc. Pamätník bol postavený na ostrove Rhodos vo forme obrovskej sochy Heliosu (Gréci sú Bohom Slnka). Veľké nápady a dokonalosť realizácie Colosss of Rhodes - jeden z zázrakov sveta - zasiahli všetkých, ktorí ho videli.

Nevieme presne, ako vyzerala socha, ale bolo známe, že bola vyrobená z bronzu a dosiahla asi 33 m. Socha bola vytvorená sochárom HARETH, na jeho výstavbe trvala 12 rokov.

Bronzový plášť bol pripojený k rámu železa. Dutina socha začala stavať zdola a, ako sa rástla, naplnená kameňmi, aby to stabilné. Asi 50 rokov po ukončení stavby Colossus sa zrútil. Počas zemetrasenia sa zlomil na úrovni kolena.

Vedci sa domnievajú, že kovová korózia sa stala skutočnou príčinou styky tohto zázraku. A základom procesu korózie je oxidačnými reakčnými reakciami.

Dnes, na lekcii, budete oboznámení s Redox reakciami; Ďalšie informácie o koncepciách "redukčného činidla" a "oxidačného činidla", na zhodnocovanie a oxidačné procesy; Naučte sa vyjadriť koeficienty v rovniciach redox reakcií. Zaznamenajte číslo, lekciu tém vo vašich zošitoch.

Študovať nový materiál

Učiteľ robí dve demonštračné skúsenosti: interakcia sulfátu medi (ii) s alkáliou a interakciou tej istej soli so železom.

Učiteľa. Zaznamenajte molekulárne rovnice vykonaných výnosov. V každej rovnici zabezpečte stupeň oxidácie prvkov vo vzorcoch zdrojových látok a reakčných produktov.

Študent píše na rade reakčnej rovnice a zabezpečuje stupeň oxidácie:

Učiteľa. Zmenili sa stupne oxidácie prvkov v týchto reakciách?

Študent. V prvej rovnici sa stupeň oxidácie prvkov nezmenil, a v druhom zmenenom mieste - v medi a železa.

Učiteľa. Druhá reakcia sa vzťahuje na redox. Snažte sa definovať Redox Reakcie.

Študent. Reakcia, v dôsledku čoho sa stupňa oxidácie prvkov obsiahnutých v reakčných látkach a reakčných produktoch nazývajú oxidačné reakčné reakcie.

Študenti sú zaznamenané v notebooku pod diktovaním učiteľa, definíciu redox reakcií.

Učiteľa. Čo sa stalo v dôsledku oxidačnej reakčnej reakcie? Až do stupeň oxidácie 0, po reakcii sa stal +2. Ako vidíte, stupeň oxidácie sa preto zvýšil, že železo poskytuje 2 elektróny.

V medi pred reakciou je stupeň oxidácie +2, po reakcii - 0. Ako vidíme, stupeň oxidácie sa znížil. V dôsledku toho meď trvá 2 elektróny.

Žehlička poskytuje elektróny, je to redukčné činidlo a proces prenosu elektrónov sa nazýva oxidácia.

Meď berie elektróny, je to oxidačno a proces spojovacích elektrónov sa nazýva regenerácia.

Píšeme schému týchto procesov:

Uveďte definíciu konceptov "redukčný prostriedok" a "oxidač".

Študent. Atómy, molekuly alebo ióny, ktoré poskytujú elektróny, sa nazývajú redukčné činidlá.

Atómy, molekuly alebo ióny, ktoré pripevňujú elektróny, sa nazývajú oxidačné činidlá.

Učiteľa. Aké stanovenie môže byť získané zhodnocovacie a oxidačné procesy?

Študent. Zníženie sa nazýva proces spojovacích elektrónov pomocou atómu, molekuly alebo iónom.

Oxidácia sa nazýva proces prenosu elektrónov atómom, molekulou alebo iónom.

Študenti sa zaznamenávajú pod diktát definície v notebooku a vykonávajú výkres.

Pamätajte si!

Pošlite elektróny na oxidáciu.

Vezmite elektróny - obnoviť.

Učiteľa. Oxidácia je vždy sprevádzaná regeneráciou a naopak, regenerácia je vždy spojená s oxidáciou. Počet elektrónov poskytnutých redukčným činidlom sa rovná počtu elektrónov pripojených oxidačným činidlom.

Pre výber koeficientov v rovniciach redoxných reakcií sa používajú dve metódy - Elektronická rovnováha a bilancia elektrónov (metóda polovičného formácie).

Považujeme len metódu elektronickej bilancie. Na to použite algoritmus na umiestnenie koeficientov elektronickou metódou bilancie (zdobené na watmanovom liste).

Priblížiť sa Dajte koeficienty v tejto reakčnej schéme pomocou metódy elektronického zostatku, určte oxidačné činidlo a redukčné činidlo, špecifikovať procesy oxidácie a regenerácie:

FE 2 O 3 + CO FE + CO 2.

Algoritmus používame na umiestnenie koeficientov metódou elektronickej rovnováhy.

3. Opudzujeme prvky, ktoré zmenia stupne oxidácie:

4. Urobte elektronické rovnice, určenie počtu daných a prijatých elektrónov:

5. Počet daných a prijatých elektrónov by mal byť rovnako, pretože Ani počiatočné látky ani reakčné produkty nie sú nabité. Nastavte počet daných a prijatých elektrónov, vyzdvihnúť najmenej spoločné viacnásobné (NOC) a ďalšie faktory:

6. Výsledné faktory sú koeficienty. Prenesieme koeficienty do reakčnej schémy:

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

Látky, ktoré sú oxidačné činidlá alebo redukčné činidlá v mnohých reakciách, sa nazývajú typické.

TABUĽKA POTREBUJÚCEHO POTREBUJÚCEHO POTRUČNOSTI.

Učiteľa. Redox reakcie sú veľmi časté. Súvisia sa nielen o korózii, ale aj fermentácii, hnilobe, fotosyntéza, metabolické procesy, ktoré sa vyskytujú v živom organizme, sú spojené s nimi. Môžu byť pozorované pri spaľovaní paliva. Redox procesy sprevádzajú Cyphans z látok v prírode.

Viete, že približne 2 milióny ton kyseliny dusičnej je tvorené denne v atmosfére, alebo
700 miliónov ton ročne a vo forme slabého riešenia spadá na zem s dažďami (osoba produkuje kyselinu dusičnú len 30 miliónov ton ročne).

Čo sa deje v atmosfére?

Vzduch obsahuje 78% objemu dusíka, 21% kyslíka a 1% iných plynov. Podľa pôsobenia búrkových výbojov, a na Zemi, existuje druhú sekundovú molekulu 100 zipsov, pričom interakcia molekúl dusíka s molekulami kyslíka s tvorbou oxidu dusíka (II):

Oxid dusík (II) sa ľahko oxiduje atmosférickým kyslíkom na oxid dusík (IV):

NO + O 2 NO 2.

Vytvorený oxid dusík (IV) interaguje s atmosférickou vlhkosťou v prítomnosti kyslíka, ktorý sa mení na kyselinu dusičnú:

NO 2 + H20 + O 2 HNO3.

Všetky tieto reakcie sú redox.

Úloha . Dajte koeficienty do reakčných diagramov elektronického zostatku, špecifikovať oxidačné, redukčné činidlo, oxidáciu a regeneráciu.

Rozhodnutie

1. Určite stupne oxidácie prvkov:

2. Zdôrazňujeme symboly prvkov, ktorých stupeň oxidácie sa líši:

3. Opísal sme prvky, ktoré zmenili oxidáciu stupňov:

4. Zvážte elektronické rovnice (definujeme počet daných a prijatých elektrónov):

5. Počet daných a prijatých elektrónov je rovnako.

6. Koeficienty pohybujú sa z elektronických obvodov do reakčnej schémy:

Ďalej sú študenti navrhnutí nezávisle usporiadať koeficienty metódou elektronickej rovnováhy, určiť oxidačnú prípravu, redukčné činidlo, označujú procesy oxidácie a regenerácie v iných procesoch, ktoré sa vyskytujú v prírode.

Dve ďalšie reakčné rovnice (s koeficientmi) majú formu:

Skontrolujte správnosť vykonávania úloh, ktorá sa vykonáva pomocou kodekopu.

Záverečná časť

Učiteľ ponúka študentom, aby vyriešili krížovku na študovaný materiál. Výsledkom práce je skontrolovať.

Zakopnúť krížovkaNaučíte sa, že látky CMNO 4, K2CR207, O 3 - Cyl ... (vertikálne (2)).

Horizontálne:

1. Aký proces odráža systém:

3. Reakcia

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

je to redox, reverzibilný, homogénny, ....

4. ... uhlík (II) je typickým redukčným činidlom.

5. Aký proces odráža systém:

6. Ak chcete vybrať koeficienty v rovniciach Redox reakcií, sa používa elektronický spôsob.

7. Podľa hliníkovej schémy dal ... elektrón.

8. V reakcii:

H2 + SL 2 \u003d 2NCL

vodík H2 - ....

9. Aký typ reakcií je vždy len redox?

10. Stupeň oxidácie v jednoduchých látkach - ....

11. V reakcii:

restoRenerget - ....

Úloha doma. Podľa učebnice O.S. Gabrielevina "Chémia-8" § 43, str. 178-179, UPR. 1, 7 písanie.

C a D a H A (doma). Dizajnéri prvej kozmickej lode a ponorky čelili problému: Ako podporiť konštantné vzduchové zloženie na plavidle a vesmírnych staniciach? Zbavte sa nadbytočného oxidu uhličitého a dopĺňajte kyslík zásoby? Roztok bol nájdený.

Hnací plyn draselný KO 2 V dôsledku interakcie s oxidom uhličitým tvorí kyslík:

Ako vidíte, je to redoxná reakcia. Kyslík V tejto reakcii je oxidačné činidlo aj redukčné činidlo.

Vo vesmírnej expedícii na účte každého gramu nákladu. Vypočítajte dodávku nadPorexidu draselného, \u200b\u200bktorý musí byť prevzatý do vesmírneho letu, ak je let navrhnutý 10 dní a ak posádka pozostáva z dvoch ľudí. Je známe, že osoba nad dnešným dňom exhals 1 kg oxidu uhličitého.

(Odpoveď. 64,5 kgKO 2. )

CA D a N a E (zvýšená úroveň zložitosti). Zaznamenajte rovnice redox reakcií, ktoré by mohli viesť k zničeniu kolosu Rhodos. Majte na pamäti, že táto obrovská socha stála v prístavnom meste na ostrove v Egejskom mori, mimo pobrežia moderného Turecka, kde je mokrý stredomorský vzduch nasýtený solí. Bol vyrobený z bronzu (zliatiny medi a cínu) a namontovaný na železnom ráme.

Literatúra

Gabrielyan O.S.. Chémia-8. M.: Pokles, 2002;
Gabrielyan O.S., Voskoboinikova N.p., Yaskukova A.V. Kniha učiteľa. 8. ročník. M.: Pokles, 2002;
Coke R., Morris n. Sedem divov sveta. Staroveký svet, stredovek, náš čas. M.: BMM AO, 1997;
Encyklopédia pre malé deti. Chémia. M.: Ruská encyklopédia, 2001; Encyklopédia pre deti "AVANTA +". Chémia. T. 17. M.: AVANTA +, 2001;
HOMCHENKO G.P., SEVASTASTAANOVA K.I. Redox reakcie. M.: Osvietenie, 1989.