Характеристика мікроелементів
Мікроелемент
|
Значення для рослин
|
Вміст у добривах
|
Бор
|
Нестача в ґрунті спричиняє за-хворювання в рослин (відми-рання верхівки у льону, гниль серцевини кормового буряка та ін.); знижує врожайність
|
1. У борній кислоті (Н3ВО3) та бурі (Na2B4O7).
2. Зола, торф, гній (1кг золи містить 200 – 700 мг Бору, 1 кг гною і торфу – близько 20 мг Бору
|
Цинк
|
Нестача призводить до захво-рювання рослин (зменшення розмірів листків та їх знебар-влення), вповільнення їх росту
|
1. Промислові відходи.
2. Сірчанокислий та хлористий цинк
|
Манган
|
Нестача в ґрунті спричиняє жовтизну листків картоплі, капусти, томатів. На відсутність Мангану особливо реагують пшениця, овес, кукурудза, пло-дові рослини
|
1. Марганцеве добриво одержують зі шламу (MnO2, MnO та органічні речовини).
2. Манган сульфат, манган хлорид, манган нітрат
|
Купрум
|
Відсутність у ґрунті спричиняє захворювання у злаків – “білу чуму”; чутливі до нестачі Куп-руму злаки, плодові дерева
|
1. Купрумовмісні руди.
2. Мідний купорос
|
НЕМЕТАЛИ ЧЕТВЕРТОЇ ГРУПИ
ЕЛЕМЕНТИ VІ ГРУПИ ГОЛОВНОЇ ПІДГРУПИ
КАРБОН ТА СИЛІЦІЙ
Порівняльна характеристика будови атомів
Карбону та Силіцію
Особливості алотропних форм вуглецю
Алмаз
|
Графіт
|
Карбін
|
У кристалічній гратці ко-жен атом Карбону оточе-ний чотирма іншими. Атоми розміщені на од-накових відстанях один від одного і дуже міцно зв’язані між собою кова-лентними зв’язками. Цим пояснюється значна твердість алмаза
|
Атоми Карбону розмі-щені паралельними ша-рами. Відстань між сусід-німи шарами набагато більша, ніж між сусід-німи атомами в шарі. Це зумовлює незначну міц-ність зв’язку між шарами, тому графіт легко розще-плюється на тонкі лусоч-ки, які самі по собі до-сить міцні
|
Це чорний порошок із включеннями більших за розмірами кристалів зі скляним блиском. Крис-тали карбіну складають-ся з ланцюжків атомів Карбону, сполучених одинарними та потрій-ними зв’язками, що чер-гуються. За твердістю пе-реважає графіт, але по-ступається алмазу
|
Порівняльна характеристика Карбону та Силіцію
-
Ознаки для порівняння
|
Карбон
|
Силіцій
|
Поширення в природі
|
Зустрічається в природі як у вільному стані (вміст у земній корі – 0,02 %), так і у сполуках (переважно в карбонатах). У вільному кристалічному стані зуст-річається у вигляді алмазу (окремі кристали) та гра-фіту (утворює потужні пок-лади)
|
У вільному стані не зустрі-чається. Головні природні сполуки: силіцію діоксин та солі силіцієвих кислот. Другий за поширеністю в природі елемент (29,5% маси земної кори)
|
Фізичні властивості
|
Утворює кілька алотропних форм, які відрізняються фізичними властивостями
|
Тверда речовина з харак-терним блиском. Існує в аморфному та кристаліч-ному станах. Гарний напів-провідник
|
Хімічні властивості
а) взаємодія з металами;
б) взаємодія з неметалами (киснем, воднем)
в) відновні влас-тивості (легко відновлює мета-ли з їх оксидів у процесі нагріва-ння)
|
4Al + 3C → AL4C3
алюміній карбід
2С + O2 → 2СO
карбон (ІІ) оксид
С + O2 → СO2
карбон (ІV) оксид
C + 2H2 → CH4
метан
ZnO + C → Zn + CO
|
3Ca + Si → Ca2Si
кальцій силіцій
Si + O2 → SiO2
Si + 2H2 → SiH4
силан
―
|
Застосування
|
Алмаз застосовують: для різання скла; для свердління твердих порід: у ювелірній справі (добре відшліфовані прозорі кристали – діаманти – є коштовним камінням). Графіт застосовують: в електротехніці для виготовлення електродів; як мастильний матеріал; для виробництва грифелів для олівців
|
Силіцій застосовують: як напівпровідник; у металур-гії (як відновник, а також для одержання кислото-тривких сталей); для ви-робництва сонячних бата-рей, які перетворюються сонячну енергію на елект-ричну
|
Вуглецеві матеріали
Кокс
|
Деревне вугілля
|
Сажа
|
Природне вугілля
|
Твердий пористий матеріал, який одержують шля-хом прожарюван-ня вугілля без дос-тупу повітря. Скла-дається переваж-но з чистого вугле-цю. Використову-ється як паливо, відновник – у ме-талургії
|
Форма вуглецю, яку одержують у результаті прожа-рювання дереви-ни або інших ма-теріалів рослин-ного або тварин-ного походження без доступу повіт-ря. Використову-ється як вбирач газів
|
Карбоновмісний продукт непов-ного згоряння, що складається з час-тинок чорного ко-льору. Застосову-ється в лакофар-бовій, поліграфіч-ній промислово-сті, як наповнювач у процесі вулкані-зації каучуку
|
Природний про-дукт з високим умістом Карбону. Найдавніше дже-рело енергії. Яв-ляє собою міне-рал, що утворився з речовин рослин-ного походження. Існує кілька видів вугілля: буре вугі-лля, кам’яне вугі-лля, антрацит (найбагатший на Карбон)
|
Основні види палива
Газоподібне
|
Рідке
|
Тверде
|
Природний, водяний,
коксовий гази
|
Нафта та нафтопродукти
|
Деревина, кам’яне вугілля, буре вугілля, торф, горючі сланці
|
Характеристика адсорбції
Адсорбція – поглинання поверхнею адсорбента розчинених речовин.
|
Процес адсорбції протікає тим інтенсивніше, чим більшою є поверхня адсорбенту. Для збільшення поверхні адсорбент подрібнюють або роблять пористим
|
Адсорбенти:
деревне вугілля, активоване вугілля
|
Активоване вугілля використовують: для очищення повітря від отруйних речовин (це було використано М.Д. Зелінським у фільтрувальному протигазі в період Першої світової війни); для вловлювання бензину з природних газів; у вигляді таблеток застосовують у разі отруєнь та шлункових захворювань для виведення шкідливих речовин з організму; як каталізатор
|
Порівняльна характеристика
карбон (ІІ) оксиду та карбон (ІV) оксиду
Ознаки для порівняння
|
Карбон (ІІ) оксид СO
(чадний газ)
|
Карбон (ІV) оксид СO2
(вуглекислий газ)
|
Фізичні властивості
|
Безбарвний газ, без запаху, трохи легший за повітря, ма-лорозчинний у воді, на пові-трі горить блакитнуватим полум’ям
|
Безбарвний газ, без запаху, у 1,5 раза важчий за повітря, добре розчинний у воді
|
Фізіологічна дія
|
Отруйний. Його отруйна дія полягає в тому, що він нео-боротно взаємодіє з гемо-глобіном крові, яка після цього втрачає здатність пе-реносити кисень від легень до тканин
|
Не отруйний, але люди та тва-рини в разі великої його кон-центрації задихаються: в разі 3%-ї концентрації у повітрі в людини спостерігається часте дихання, а в разі 10%-ї – втрата свідомості та смерть
|
Промисловий спосіб одержання
|
Одержують шляхом газифі-кації твердого палива:
СО2 + С → 2СО
|
Одержують з допомогою термічного розкладу вапняку або крейди:
СаСО3 → СаО + СО2
Також одержують, спалюючи вугілля, торф, нафтопродукти та ін..
|
Застосування
|
Входить до складу штучного газоподібного палива, а та-кож використовується в ор-ганічному синтезі
|
У промисловості для одержан-ня соди, виготовлення безал-когольних напоїв
|
Солі карбонатної кислоти
Карбонати
|
Гідрогенкарбонати
|
Na2CO3 – натрій карбонат
|
NaHCO3 – натрій гідрогенкарбонат
|
CaCO3 – кальцій карбонат
|
Ca(HCO3)2 – кальцій гідрогенкарбонат
|
Хімічні властивості карбонатів
|
Розклад у наслідок нагрівання
|
CaCO3→ СаО + СО2
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + СО2 + H2O
| |
Взаємодія із солями
|
К2СО3 +CaСl2 → CaCO3↓ + 2KCl
|
Якісна реакція: взаємодія карбонатів і гідрогенкарбона-тів із хлоридною кислотою з бурхливим виділенням вугле-кислого газу
|
К2СО3 +2НСl → 2NaCl + СО2↑ + H2O
КHСО3 +НСl → KCl + СО2↑ + H2O
|
Взаємоперетворення карбонатів і гідрогенкарбонатів
|
н.у.
C  aCO3 + СО2 + H2O Ca(HCO3)2
Нагрівання
|
Види твердості води
Твердість води зумовлюється наявністю, головним чином,
солей Кальцію та Магнію
|
Карбонатна (тимчасова) твердість пов’язана з наявністю гідрогенкарбо-натів Кальцію та Магнію
|
Некарбонатна (постійна) твердість пов’язана з наявністю сульфатів і хлоридів Кальцію і Магнію
|
Способи усунення:
|
1) дією натрій карбонату :
Ca(HCO3)2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaНСО3
2) дією кальцій гідроксиду:
Ca(HCO3)2 + Са(ОН)2 → 2CaCO3↓ + 2H2O
3) кип’ятінням:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 ↓+ СО2↑ + H2O
Mg(HCO3)2 → MgCO3↓ + СО2 ↑+ H2O
|
Усувають дією натрій карбонату:
CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3↓ + Na2SO4 MgSO4 + Na2CO3 → MgCO3↓ + Na2SO4
|
Застосування карбонатів
Назва солі
|
Хімічна формула
|
Властивості
|
Застосування
|
Калій карбонат (поташ)
|
К2СО3
|
Білий, гігроскопічний порошок, розчинний у воді
|
Використовується у виробництві скла та рідкого мила
|
Натрій карбонат (сода)
|
Na2CO3
|
Білий порошок або білі кристали, добре розчинні у воді
|
У виробництві хімічних продуктів, у милова-рінні, скляній, тексти-льній промисловості, у побуті
|
Натрій гідрогенкарбонат (питна сода)
|
NaHCO3
|
Білий порошок добре розчинний у воді, внаслідок нагрівання розкладається на натрій карбонат, воду та карбон (ІV) оксид
|
У медицині, хлібопе-ченні, для наповнення вогнегасників
|
Кальцій карбонат
|
CaCO3
|
У воді практично нерозчинний
|
Як будівельний мате-ріал, для одержання кальцій оксиду та вуг-лекислого газу
|
Хімічні властивості силікатів
Взаємодія з кислотами
|
Na2SiO3 + H2SO4 → Na2SO4 + H2SiO3↓
|
Взаємодія з солями
|
Na2SiO3 + CaCl2 → 2NaCl + CaSiO3↓
|
МЕТАЛИ
ЗАГАЛЬНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ
Спільні фізичні властивості зумовлені однакови типом зв’язку в простих речовинах – металічним зв’язком. Метали проводять електричний струм, добре проводять тепло, ковкі, мають характерний металічний блиск.
Частина атомів у кристалічних ґратках металу йонізована, вільні електрони рівномірно розподілені по всьому кристалу. Цей “електронний газ”, немов клей, зв’язує катіони металу.
Спільні хімічні властивості металів зумовлені тим, що зовнішній енергетичний рівень їхніх атомів заповнений електронами менш ніж наполовину. Тому металам легше віддавати, а не приєднувати електрони. Металічні властивості посилюються під час руху в Періодичній таблиці зверху вниз за підгрупами та справа наліво за рядами.
Поширеність металічних елементів та їх сполук у природі
Метали в природі
|
У самородному стані
(малоактивні Au, Ag)
|
У складі хімічних сполук – руд:
оксидні Fe3O4,
сульфідні FeS2 та інші
|
Спільні хімічні властивості металів
Метали взаємодіють:
-
з киснем з утворенням оксидів 2Сu + O2 → 2CuO
-
з галогенами з утворенням галогенідів 2Al + 3Cl2 → 2AlCl3
-
з сіркою з утворенням сульфідів Hg + S → HgS
-
Реагують з водою Нерозчинні у воді
Li K Ca Na ǀ Mg Al Zn Fe Cr Sn Pb ǀ H Cu Ag Hg Au
Реагують з кислотами (розчинами) Не реагують з кислотами
|
Корозія металів, захист від корозії
Корозія – це руйнування металу під дією зовнішнього середовища з часом
Способи захисту металів від корозії.
-
Механічний: покривання поверхні щільною плівкою, наприклад, фарбою.
-
Електрохімічний: покривання менш активного металу тонким шаром більш активного – навіть при порушенні цілісності плівки більш активний метал, що руйнується у першу чергу, захищає менш активний ( наприклад : оцинковане залізо).
-
Хімічний: пасивація поверхні деяких металів (обробка спеціальними окисниками для утворення щільної плівки хімічно інертного оксиду).
М етал 1. Фарба або лак.
Плівка 2. Більш активний метал.
3. Хімічно інертний оксид.
Загальні методи добування металів
З руди метал зазвичай переводять в оксид, який потім відновлюють:
-
вуглецем (кокс): Fe3O4 + 4C → 3Fe + 4CO↑
-
карбон (ІІ) оксидом : ZnO + CO → Zn + CO2
-
воднем: CuO + 2H2 → Cu + 2H2O
-
алюмінієм (алюмотермія): 3Fe3O4 + 8Al → 9Fe + 4Al2O3
Електроліз – це окисно-відновний процес, який відбувається під дією постійного електричного струму. Катіони отримують електрони від катода, аніони віддають електрони аноду.
Деякі метали (в тому числі найбільш активні) одержують електролізом розплавів їх сполук:
2NaCl → 2Na +Cl2↑ 2Al2O3 → 4Al + 3O2↑
(з додаванням NaF для зниження температури плавлення).
МЕТАЛИ ГОЛОВНИХ ПІДГРУП
Лужні метали ― І група, головна підгрупа
 Li
   ― е Р Na
+① S K
   Rb
Cs
мала електронегативність, радіус відновні
легко віддають електрони атома властивості
Електрохімічний ряд напруг металів
! Li, Cs, K, Na
велика енергія гідратації
Фізичні властивості: легко ріжуться ножем; на зрізі – білого кольору з срібним металічним блиском, який зникає на повітрі із-за окиснення
Знаходження в природі: найбільш поширений Na,
K – в 2 рази, Li – в 100 разів менше
NaCl – кухонна сіль
Na2SO4 ∙ 10H2O – глауберова сіль
NaNO3 – чилійська селітра
Na3AlF6 – кріоліт
Na2B4O7 – бура
Калійні добрива:
KCl – cильвін
КCl ∙ NaCl ― сильвініт
Хімічні властивості: дуже активні, найсильніші відновники:
-
взаємодія з киснем – на холоді покриваються плівкою оксиду
Rb, Сs ― самозаймаються
2Na + O2 → Na2O2
4Li + O2 → 2Li2O
-
взаємодія з галогенами – з виділенням великої кількості тепла
2Na +Cl2 → 2NaCl
-
взаємодія з сіркою при нагріванні
2Li + S → Li2S
-
літій легко взаємодіє з азотом
6Li + N2 → 2Li3N
-
взаємодія з воднем при слабому нагріванні
2Na +H2 → 2NaH
-
взаємодія з водою ( легко окиснюються навіть Н+ води)
2Na + 2H2O → 2NaOH +H2
Добування : так як ці елементи найсильніші відновники, для того, щоб відновити з сполук – електроліз розплавів солей
катод: Na+ + е → Na0
анод: Сl− - e → 1/2Cl2 ↑
1+ Сполуки лужних металів
Лужні метали – найсильніші відновники, не існує сполук, здатних передати електрон йонам лужних металів, їх сполуки не проявляють окиснювальних властивостей
Луги – тверді кристалічні речовини, типово йонні сполуки, сильні основи (NaOH – їдкий натр, каус-тична сода).
Добування:
1) електроліз водного розчину NaCl :
катод: 2Н2О + 2е → Н2↑+
+2ОН−
анод: 2Сl− - 2e → Cl2 ↑
сумарна реакція ―
2Н2О + 2NaCl → Cl2↑+
+ Н2↑+ 2NaOH
2) каустифікація соди:
Na2CO3 + Са(ОН)2 →
→ 2NaOH + СаСО3↓
|
Солі – типово йонні сполуки, як правило – добре розчинні у воді. Утворені слабими кислотами – гідролі-зуються.
|
Якісна реакція: забарвлення полум’я
Li – червоне
Na – жовте
K – фіолетове
|
Лужноземельні метали ― ІІ група, головна підгрупа
 Ве – Аl погано взає -
―2 е Р Mg – Zn подіють з во -
+② S Ca дою
  Sr лужнозе -
Ba мельні ме -
Ra тали
Мала електронегативність, радіус металічні
легко віддають електрони атома властивості
Фізичні властивості: кальцій – легкий білувато-сірий метал, пластичний, але більш твердіший ніж лужні – як Сu
Знаходження в природі: кальцій відноситься до числа найбільш поширених елементів
СaSO4 ∙ 2H2O – гіпс
СaСO3 – крейда, мармур, вапняк
Сa3(РО4)2 – фосфорит
_____________________________________________________________________
Хімічні властивості: активні, сильні відновники – майже як лужні:
-
взаємодія з киснем (при звичайній температурі)
2Сa + O2 → 2СaO
-
взаємодія з галогенами – з виділенням великої кількості тепла
Сa +Cl2 → СaCl2
-
взаємодія з сіркою
Са + S → СаS (кальцій сульфід)
-
взаємодія з азотом
3Са + N2 → Са3N2 (кальцій нітрид)
-
взаємодія з воднем
Сa +H2 → СaH2
-
взаємодія з водою ( легко окиснюються навіть Н+ води)
Сa + 2H2O → Сa(OH)2 +H2↑
як активний метал, шо стоїть до Гідрогену
Сa + 2НСl → СaCl2 +H2↑
Добування : так як кальцій сильний відновник, добування можливе тільки шляхом електролізу розплавів солей, звичайно сполук – СaCl2
_______________________________________________________________
2+ Сполуки кальцію
Ці сполуки – найсильніші відновники, не проявляють окиснювальних властивостей
Кальцій оксид СаО
“негашене вапно”
Добування:
СаСО3 → СаО + СО2
1) СаО – як основний оксид:
СаО + Н2О → Сa(OH)2 (гашене вапно)
СаО + SiО2 → СaSiO3
2)при високих температурах:
CaO +3 Сa → CaC2 + СО↑
кальцій карбід
|
Кальцій гідроксид Сa(OH)2
“гашене вапно”
Добування:
СаО + Н2О → Сa(OH)2 (гашене вапно)
Сильна основа. Розчин у воді має сильнолужну реакцію. “Вапняна во-да”– одна з найдешев-ших основ
|
Якісна реакція:
Сa(OH)2 + СО2 → СаСО3↓+ +H2O
при дальшому пропус-канні – розчиняється СаСО3+ СО2 + Н2О →
→ Са(НСО3)2
|
Твердість води
(накип, не утворює піни – 2С17Н35СООNa + CaSO4 → (С17Н35СОО)2Ca↓ +Na2SO4)
карбонатна – тимчасова некарбонатна - постійна
Са(НСО3)2, Mg(НСО3)2, Fe(НСО3)2 CaCl2, CaSO4, MgCl2, MgSO4
к  ип’ятінням видален- додаванням соди
Са(НСО3)2→ СаСО3+ СО2↑ + Н2О ня твер- СаSO4 + Na2CO3 →
дості, → СаСО3↓ + Na2CO3 додаванням соди “помягше- MgSO4 + Na2CO3 →
Са(НСО3)2 + Na2CO3 → СаСО3+ ння”води → MgСО3↓ + Na2CO3
+2NaHCO3
|
Алюміній ― ІІІ група, головна підгрупа
В неметал
 ―3 е Р Аl амфотерні властивості
+ ③ S Ga метали, оксиди, яких
In не проявляють амфо -
Tl терних властивостей
[Ne] 3S23P1 радіус металічні
атома властивості
Фізичні властивості: срібно-білий метал, пластичний, легкий (2,7 г/см3), добре проводить тепло та електричний струм. Температура плавлення = 660 оС
Знаходження в природі: багато гірських порід по своєму складу – алюмосилікати (Аl, O, Si, лужні та лужноземельні)
глини – Аl2O3 ∙ nSiO2
боксити – Аl2O3 ∙ nH2O
нефеліни – КNa3[AlSiO4]4 _____________________________________________________________________
Хімічні властивості: алюміній - активний метал, відновник, активність понижена із-за захисної плівки Аl2O3 .
Взаємодія з простими речовинами:
-
взаємодія з киснем (покривається плівкою оксиду, але в подрібненому стані горить з виділенням великої кількості тепла)
4Аl + 3O2 → 2Аl2O3 + Q
Алюмотермія – одержання металів, кількість теплоти утворення яких менша, ніж Аl2O3 (Fe, Cr, Mn, Ti, W) :
8Al + 3Fe3O4 → 4Аl2O3 + 9Fe (терміт)
-
взаємодія з галогенами (на холоді)
2Al + 3Cl2 → 2AlCl3
-
взаємодія з сіркою (при нагріванні)
2Al + 3S → Al2S3 (алюміній сульфід)
-
взаємодія з азотом (при нагріванні)
2Al + N2 → 2AlN (алюміній нітрид)
Взаємодія з складними речовинами:
-
взаємодія з водою (після руйнування плівки Аl2O3)
2Аl + 6H2O → 2Аl(OH)3 +3H2↑
2) розчиняється в лугах
2Аl + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Аl(OH)4] +3H2↑
3) взаємодія з кислотами
2Al + 6НСl → 2AlCl3 +3H2↑
З концентрованими НNO3 і H2SO4 на холоді не взаємодіє – пасивується; при нагріванні :
2Al + 6H2SO4(конц.) → Аl2(SO4)3 + 2SO2↑ + 6H2O
Al + 6НNO3 (конц.) → Аl(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O
Добування : електролізом (при цьому використовується велика кількість енергії)
Руда, боксит → очистка від домішок → обезводнення → електроліз : 950оС, в розплаві кріоліту Na3[AlF6], так як Аl2O3 не проводить електричний струм;
На катоді : Al3+ + 3e → Al0
На вугільному аноді (витрачається в процесі електролізу):
O2− − 2e → O0
C + O → CO
2CO + O2 → 2CO2
_____________________________________________________________________
3+ Сполуки алюмінію
Алюміній оксид Аl2O3 – дуже твердий (корунд)
Добування: очистка природних сполук Аl(OH)3 → Аl2O3 + 3H2O
Властивості: амфотерний оксид з переважанням основних властивостей
Аl2O3+6НСl →2AlCl3+3H2О Аl2O3+ 2NaOH + 3H2O → → 2Na[Аl(OH)4];
з водою не взаємодіє, то-му для переходу в роз-чинний стан викорис-товують сплавлення:
Аl2O3+ 2NaOH →2NaАlO2+ + Н2О
Аl2O3+ Na2СO3 →2NaАlO2+
+ СО2 (метаалюмінати)
|
Алюміній гідроксид Аl(OH)3
Добування:
осадження з солей
AlCl3 + 3NaOH →
→ Аl(OH)3↓ + 3NaCl
Al2S3 + 6H2O →
→ 2Аl(OH)3↓ + 3H2S Na[Аl(OH)4] + HCl →
→ Аl(OH)3↓+ NaCl + H2O
Амфотерні властивості:
Аl(OH)3+ 3НСl → AlCl3+
+3H2О
Аl(OH)3 + NaOH →
→ Na[Аl(OH)4]
|
Солі Al3+ добре розчинні в воді (крім AlPO4), гідролізують (кисле середовище)
|
МЕТАЛИ ПОБІЧНИХ ПІДГРУП
Ферум ― VІІІ група, побічна підгрупа
Електронна будова атома: 1S22S22P63S23P63d64S2 – 8 валентних електронів; не всі з них буруть участь в утворенні хімічних зв’язків.
Фізичні властивості: значною мірою залежать від наявності домішок; ковкий та твердий метал
Знаходження в природі: ферум входить до складу багатьох руд:
магнітний залізняк – Fe3O4
бурий залізняк – Fe2O3 ∙ H2O; 2Fe2O3 ∙ 3H2O
червоний залізняк − Fe2O3
шпатовий залізняк – FeCO3
пірит − FeS2 __________________________________________________
Хімічні властивості: хімічна активність середня; характерні ступені окислення +2, +3, +6.
-
Взаємодія з водяною парою при температурі червоного каління (4000С):
3Fe + 4H2O → Fe3O4 +4H2
-
Взаємодія зі слабкими окисниками – утворюються сполуки феруму (ІІ): Fe + S → FeS Fe + 2НСl → FeСl2 +Н2↑
-
Взаємодія з сильними окисниками – утворюються сполуки феруму (ІІІ):
2Fe + 3Сl2 →2FeСl3
10Fe + 36НNO3 (розб.) → 10Fe(NO3)3 + 3N2↑ + 18H2O
-
Не взаємодіє з концентрованою сульфатною та нітратною кислотами.
Сполуки феруму
Ферум (ІІ) оксид FeO – порошок чорного кольору
Добування: Fe2O3 + Н2 →
→ 2FeO + H2O
FeС2O4 → FeO + СО2 +СО
Fe(OH)2 → FeO + H2O
Властивості: основний оксид
2HCl + FeO → FeCl2 + H2O
|
Ферум (ІІ) гідроксид Fe(OH)2
аморфний безбарвний (зеленуватий завдяки домішкам) , нероз-чинний у воді (слабка основа)
Взаємодіє з кислотами Fe(OH)2 + H2SO4 →
→ FeSO4 + 2H2O
Розкладається при нагріванні
Fe(OH)2 → FeO + H2O
Легко окиснюється, знаходячись у вологому стані на повітрі:
4Fe(OH)2 + 2H2O + О2 →
→ 4Fe(OH)3
|
Якісна реакція на Fe2+:
3FeCl2 + 2K3[Fe(CN)6] →
→ Fe3[Fe(CN)6]2 + 6KCl
турнбулева синька
|
Ферум (ІІІ) оксид Fe2O3 – порошок бурого кольору
Добування: 2FeSO4 →
→ Fe2O3 + SO2 +SO3
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 +
+ 8SO2
Властивості: амфотерний оксид з переважанням основних властивостей
Fe(OH)3 + 3KOH (конц.) → → K3[Fe(OH)6]
Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 +
+ 3H2O
|
Ферум (ІІІ) гідроксид Fe(OH)3
кристалічний бурий, нерозчинний у воді (слабка основа)
Взаємодіє з кислотами 2Fe(OH)3 + 3H2SO4 →
→ Fe2(SO4)3 + 6H2O
Розкладається при нагріванні
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
Відновити до Fe(OH)2 не вдається
|
Якісні реакції на Fe3+:
FeCl3 + 3NH4SCN →
→ Fe(SCN)3 + 3NH4Cl
червоний
4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] →
→ Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl
берлінська блакить - синя
|
Одержання сплавів заліза із руд
Входять такі етапи:
-
випалювання руди:
4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2
FeCO3 → FeO + CO2
-
відновлення оксиду феруму – утворюється чавун:
С + О2 → СО2
СО2 + С → 2СО
3Fe2O3 + СО → 2Fe3O4 + СO2
Fe2O3 + СО → 3FeO + СO2
2FeO + С → 2Fe + СO2
-
видалення з чавуну надлишкового вуглецю – утворюється сталь:
С + О2 → СО2
Залізо з домішками Карбону
 
чавун (2% С і більше) сталь (0,5-1,5% С)
Леговані сталі – це сталі, які містять істотні домішки (2% і більше) перехідного (Cr, Ni, Mn, Ti, Zr тощо) металу. Мають особливі властивості (жаростійкість, кислототривкість, корозійна стійкість тощо).
Нержавіюча сталь містить до 12% хрому.
Використання металів та сплавів
  
конструкційні матеріали електротехніка електроніка
(Fe, Al, Cu, …) (Al, Cu, Ag, Au,…) (Ge, Au, Ag)
&
УТВОРЕННЯ ТА ТИПИ ХІМІЧНИХ ЗВ’ЯЗКІВ
Теорія будови атома крім властивостей елементів пояснила процес утворення молекул, а також природу хімічного зв’язку. Під хімічним зв’язком слід розуміти силу, яка діє між атомами і забезпечує сполучення їх у молекулу або кристал.
Хімічний зв'язок – це наслідок взаємодії електронів та ядер атомів, що приводить до зменшення енергії системи.
Якщо під час сполучення двох атомів утворюються спільні пари електронів, що обертаються у полі ядер обох атомів, то такий зв'язок називається ковалентним. Ковалентний зв'язок характеризується поляризованістю, насичуваністю та направленістю. Природа ковалентного зв’язку проявляється в особливій квантово-механічній взаємодії електронів, що забезпечує утримання атомів. Так, атоми Гідрогену в молекулі водню зв’язані між собою доцентровим електронним зв’язком.
Н + Н → Н : Н + 436 кДж
Квантово-механічний розрахунок молекули водню був використаний для пояснення механізму утворення хімічного зв’язку в складніших молекулах і дав поштовх для розвитку теорії хімічного зв’язку, що дістала назву метод валентних зв’язків (ВЗ).
Основу методу валентних зв’язків становлять такі положення:
-
Ковалентний зв'язок утворюється двома електронами з протилежно направленими спінами; спільна пара електронів належить обом атомам.
-
Міцність ковалентного зв’язку визначається мірою перекривання електронних хмар атомів, між якими виникає зв'язок: чим повніше перекриваються елекронні хмари, тим міцніший зв'язок.
Ковалентний зв'язок утворюється переважно при сполученні атомів неметалів. Розрізняють ковалентний неполярний та ковалентний полярний зв'язок. Внаслідок взаємодії атомів з однаковою електронегативністю утворюються молекули з ковалентним неполярним зв’язком.
Такий зв'язок існує в молекулах простих речовин.
∙∙ ∙∙
: Сl : : Сl :
∙∙ ∙∙
Внаслідок взаємодії атомів, значення електронегативності яких відрізняються, але не різко, загальна електронна пар зміщується до більш електронегативного атома. Так утворюється ковалентний полярний зв'язок.
∙∙
Н : Сl :
∙∙
До ковалентних зв’язків повною мірою належать і ті зв’язки, які утворені донорно-акцепторним механізмом, наприклад у йона амонію.
  Н Н +
∙∙ ∙∙
Н : N : + Н+ → Н : N : Н
∙∙ ∙∙
Н Н
Йонний зв'язок утворюється внаслідок взаємодії атомів, які різко відрізняються один від одного електронегативністю.
К+ + Сl− → К+Сl−
Притягування електронів одного атома атомом іншого приводить до утворення позитивно і негативно заряджених йонів із стійкими електронними оболонками. Ці йони взаємно притягуються між собою. Характерною особливістю йонного зв’язку є його ненасичуваність і ненаправленість.
Водневий зв'язок утворюється між атомом Гідрогену однієї молекули та атомом дуже електронегативного елемента (О, N, F) іншої молекули (НF, NН3 , Н2О). Водневий зв'язок значно слабший, ніж йонний, або ковалентний зв'язок, але сильніший, ніж звичайна міжмолекулярна взаємодія.
Металічний зв'язок утворюється внаслідок взаємодії відносно вільних електронів з йонами металів. Цей тип зв’язку характерний для простих речовин- металів. Суть процесу утворення металічного зв’язку полягає в тому, що атоми металів легко віддають ковалентні електрони і перетворюються в позитивно заряджені йони. Відносно вільні електрони, які відірвалися від атомів, переміщуються між позитивними йонами металів. Між ними виникає металічний зв'язок, тобто електрони ніби цементують позитивні йони кристалічної решітки металів.
? Тестові завдання
Достарыңызбен бөлісу: |
еякі поширені сплави