Квитки по хімії за курс 10 класу.
Білет № 1Періодичний закон і періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва на основі уявлень про будову атомів. Значення періодичного закону для розвитку науки.
У 1869 р. Д. І. Менделєєв на основі аналізу властивостей простих речовин і сполук сформулював Періодичний закон:
Властивості простих тіл ... і з'єднань елементів знаходяться в періодичній залежності від величини атомних мас елементів.
На основі періодичного закону була складена періодична система елементів. У ній елементи з подібними властивостями виявилися об'єднані у вертикальні стовпчики - групи. У деяких випадках при розміщенні елементів у Періодичній системі доводилося порушувати послідовність зростання атомних мас, щоб дотримувалася періодичність повторення властивостей. Наприклад, довелося "поміняти місцями" телур і йод, а також аргон і калій.
Причина полягає в тому, що Менделєєв запропонував періодичної закон у той час, коли не було нічого відомо про будову атома.
Після того, як в XX столітті була запропонована планетарна модель атома, періодичний закон формулюється таким чином:
Властивості хімічних елементів і сполук перебувають у періодичній залежності від зарядів атомних ядер.
Заряд ядра рівний номеру елемента в періодичній системі і числу електронів в електронній оболонці атома.
Це формулювання пояснила "порушення" Періодичного закону.
У Періодичної системі номер періоду дорівнює числу електронних рівнів в атомі, номер групи для елементів головних підгруп дорівнює числу електронів на зовнішньому рівні.
Причиною періодичної зміни властивостей хімічних елементів є періодичне заповнення електронних оболонок. Після заповнення чергової оболонки починається новий період. Періодична зміна елементів яскраво видно на зміну складу і властивостей і властивостей оксидів.
Наукове значення періодичного закону. Періодичний закон дозволив систематизувати властивості хімічних елементів та їхніх сполук. При складанні періодичної системи Менделєєв передбачив існування багатьох ще не відкритих елементів, залишивши для них вільні комірки, і передбачив багато властивостей невідкритих елементів, що полегшило їх відкриття.
Білет № 2Будова атомів хімічних елементів на прикладі елементів другого періоду і IV-A групи періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Закономірності в зміні властивостей цих хімічних елементів і утворених ними простих і складних речовин (оксидів, гідроксидів) у залежності від будови їх атомів.
При переміщенні зліва направо вздовж періоду металеві властивості елементів стають все менш яскраво вираженими. При переміщенні зверху вниз в межах однієї групи елементи, навпаки, виявляють все більш яскраво виражені металеві властивості. Елементи, розташовані в середній частині коротких періодів (2-й і 3-й періоди), як правило, мають каркасну ковалентнуто структуру, а елементи з правої частини цих періодів існують у вигляді простих ковалентних молекул.
Атомні радіуси змінюються таким чином: зменшуються при переміщенні зліва направо вздовж періоду; збільшуються при переміщенні зверху вниз вздовж групи. При переміщенні зліва направо по періоду зростає електронегативність, енергія іонізації і спорідненість до електрона, які досягають максимуму у галогенів. У благородних же газів електронегативність дорівнює 0. Зміна спорідненості до електрона елементів при переміщенні зверху вниз уздовж групи менш характерні, але при цьому зменшується електронегативність елементів.
В елементах другого періоду заповнюються 2s, а потім 2р-орбіталі.
Головна підгрупа IV групи періодичної системи хімічних елементів Д. М. Менделєєва містить вуглець С, кремній Si, германій Ge, олово Sn і свинець Pb. Зовнішній електронний шар цих елементів містить 4 електрони (конфігурація s2p2). Тому елементи підгрупи вуглецю повинні мати деякі риси подібності. Зокрема, їх вища ступінь окислення однакова і дорівнює +4.
А чим це зумовлено відмінність у властивостях елементів підгрупи? Відмінностями енергії іонізації та радіуса їх атомів. Зі збільшенням атомного номера властивості елементів закономірно змінюються. Так, вуглець і кремній - типові неметали, олово і свинець - метали. Це проявляється насамперед у тому, що вуглець утворює просту речовину-неметал (алмаз), а свинець типовий метал.
Германій займає проміжне становище. Згідно будовою електронної оболонки атома p-елементи IV групи мають парні ступеня окислення: +4, +2, - 4. Формула найпростіших водневих з'єднань - ЕН4, причому зв'язку Е-Н ковалентних і рівноцінні внаслідок гібридизації s-і р-орбіталей з утворенням спрямованих під тетраедричних кутами sp3-орбіталей.
Ослаблення ознак неметалевих елемента означає, що в підгрупі (С-Si-Ge-Sn-Pb) вища позитивна ступінь окислення +4 стає все менш характерною, а більш типовою стає ступінь окислення +2. Так, якщо для вуглецю найбільш стійкі сполуки, в яких він має ступінь окислення +4, то для свинцю стійкі сполуки, в яких він проявляє ступінь окислення +2.
А що можна сказати про стійкість з'єднань елементів в негативній ступеня окислення -4? У порівнянні з неметалевими елементами VII-V груп ознаки неметаллического елемента р-елементи IV групи виявляють у меншій мірі. Тому для елементів підгрупи вуглецю негативна ступінь окислення нетипова.
Білет № 3.Види хімічного зв'язку і способи її утворення в неорганічних сполуках: ковалентний (полярна, неполярні, прості і кратні зв'язку), іонна, воднева.
Ковалентний зв'язок утворюється за рахунок перекриття електронних хмар двох атомів. Кожен атом надає один неспарений електрон для утворення однієї хімічного зв'язку, при цьому відбувається утворення загальної електронної пари. Якщо ковалентний зв'язок утворюється між двома однаковими атомами, вона називається неполярної.
Якщо ковалентний зв'язок утворюється між двома різними атомами, загальна електронна пара зміщується до атома з більшою електронегативністю (електронегативністю називається здатність атома притягувати електрони). У цьому випадку виникає полярна ковалентний зв'язок.
Окремим випадком ковалентного зв'язку є донорно-акцепторні зв'язок. Для її образованья в одного атома повинна бути вільна орбіталь на зовнішньому електронному рівні, а в іншого - пара електронів. Один атом (донор) надає іншому (акцептор) свою електронну пару, в результаті вона стає загальною, утворюється хімічний зв'язок. Приклад - молекула СО:
Іонна зв'язок утворюється між атомами з сильно відрізняється електронегативністю. При цьому один атом віддає електрони і перетворюється в позитивно заряджений іон, а атом, який отримав електрони, у негативно заряджений. Іони утримуються разом за рахунок сил електростатичного притягання.
Водневий зв'язок утворюється між полярними молекулами (вода, спирти, аміак) за рахунок тяжіння різнойменних зарядів.
Міцність водневого зв'язку істотно (~ 20 разів) менше, ніж іонної або ковалентного зв'язку.
Білет № 4.Класифікація хімічних реакцій в неорганічної хімії.
Класифікація за складом вихідних речовин і продуктів реакції.
Реакції сполуки - з декількох речовин (простих або складних) утворюється складна речовина:
Реакції розкладу - складна речовина перетворюється в декілька речовин (простих або складних):
Реакції заміщення - з простого й складного речовин утворюється просте і складне речовини:
Реакції обміну - з двох складних речовин утворюються два складних речовини:
Класифікація за зміни ступеня окислення.
Окислювально-відновні реакції - під час реакції відбувається зміна ступенів окислення елементів:
Реакції іонного обміну - зміни ступенів окислення не відбувається:
Класифікація у тепловому ефекту.
Екзотермічні реакції - під час реакції виділяється тепло:
Ендотермічні реакції - під час реакції поглинається тепло:
Білет № 5.Електроліти і неелектроліти. Електроліческая дисоціація неорганічних кислот, солей, лугів. Ступінь дисоціації.
Електроліти і неелектролітиЕлектричний струм - направлений рух заряджених частинок під дією зовнішнього електромагнітного поля.
Заряджені частинки:
електрони - струм у металах;
іони - струм у розчинах.
Електроліти - речовини, розчини яких проводять електричний струм: розчинні кислоти, луги, солі. Зв'язок іонна або сільнополярная.
Неелектроліти - речовини, розчини яких не проводять електричний струм: більшість органічних речовин. Зв'язок неполярная або слабополярная.
Електролітична дисоціація
Електролітична дисоціація - розпад електроліту на іони під дією полярних молекул розчинника.
Основи теорії електролітичної дисоціації - С. Арреніус, 1887р.:
1. Електроліти при розчиненні у воді дисоціюють.
2. Під дією електричного струму іони рухаються в розчині: позитивно заряджені - до катода, негативно заряджені - до анода.
3. Дисоціація - оборотний процес
У молекулі води зв'язок ковалентний полярна, молекула кутова, отже, молекула води - диполь.
Причина дисоціації речовин з іонним зв'язком: диполі води руйнують кристалічну решітку.
Причина дисоціації речовин з ковалентним полярної зв'язком: молекули води викликають ще більшу поляризацію зв'язку аж до її розриву.
Ступінь дисоціації. Сильні і слабкі електроліти
Ступінь дисоціації - відношення числа розпалися молекул до загального числа молекул розчиненої речовини:
Якщо а ® 1, то електроліт сильний. У розчині практично немає молекул. Приклади: НСl; NaOH; KBr.
Якщо а ® 0, то електроліт слабкий. У розчині багато молекул і мало іонів. Приклади: H2S; NH3; Fe (SCN) 3.
Дисоціація кислот, лугів і солейКислоти - електроліти, в розчинах яких немає інших катіонів, крім катіонів водню.
Багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто:
Підстави - електроліти, в розчинах яких немає інших аніонів, крім гідроксид-іонів.
Солі - електроліти, в розчинах яких є катіони металів або іон амонію і аніони кислотних залишків.
Білет № 5. (Поглиблений)Електроліти і неелектроліти. Електроліческая дисоціація неорганічних кислот, солей, лугів. Ступінь дисоціації.
Електроліт проводить електричний струм в результаті того, що спрямоване переміщення його іонів створює потік електричних зарядів. Таким чином, пропускання електричного струму через електроліт супроводжується перенесенням речовини.
Електролітами найчастіше є такі сполуки, як кислоти, підстави або солі, що знаходяться в розплавленому стані або у водних розчинах. Здатність електролітів проводити електричний струм називається електролітичної провідністю. Її слід відрізняти від електронної провідності звичайних провідників електричного струму, наприклад металів. У речовинах з електронною провідністю потік заряду зумовлений потоком електронів, а не переміщенням іонів. Тому пропускання електричного струму через провідники з електронною провідністю не супроводжується перенесенням речовини.
Електроліти в свою чергу можуть бути поділені на два типи: сильні та слабкі електроліти. Сильний електроліт - це з'єднання, яке в розплавленому стані або в розчині повністю ионизировано. Прикладом сильного електроліту може служити соляна кислота. При розчиненні хлороводню у воді відбувається його повна іонізація:
У цьому рівнянні використана проста (а не подвійне) стрілка, щоб показати, що процес йде у вказану сторону до повного завершення.
Слабкий електроліт - це речовина, яка дисоціює на іони лише частково. Отже, в розчині встановлюється рівновага між недиссоциированной молекулами такої речовини і дисоційованими іонами. Прикладом слабкого електроліту є оцтова кислота:
Органічні кислоти і підстави зазвичай є слабкими електролітами.
Неелектроліт взагалі не дисоціюють на іони і тому не має здатність проводити електричний струм. Більшість органічних сполук належать до неелектролітів.
Механізм електролітичної дисоціації - розпаду молекул або кристалів растворяемого речовини на іони під впливом молекул розчинника - був зрозумілий дещо пізніше. Відповідно до сучасних поглядів, такий розпад є результатом взаємодії полярних молекул розчинника, наприклад води, з молекулами або кристалічної гратами растворяемого речовини. Молекули розчинника атакують кристалічну решітку, руйнуючи її і переводячи складові частини решітки (іони) в розчин у формі сольватірованних (гідратованих) заряджених частинок Навколишні ці іони полярні молекули розчинника орієнтовані відповідно до зарядом іонів. Розчинення електроліту певною мірою впорядковує молекули розчинника. Природно припустити, що ця здатність до впорядкування молекул розчинника у багатозарядних іонів виражена сильніше, ніж у однозарядних. У цьому і потрібно шукати причину того, що солі, що містять багатозарядні іони, погано розчинні (у ряді випадків практично нерозчинні) у воді. Наприклад, хлорид барію розчинний добре, а сульфат барію - дуже погано. Отже, вплив розчиненого речовини і розчинника є обопільним: полярні молекули розчинника руйнують кристалічну решітку растворяемого речовини на окремі іони, а ці іони, переходячи в розчин, викликають зміну розчинника, змушуючи його молекули упорядковуватися. Крім того, сольватірованние іони розчиненого речовини не індиферентні по відношенню один до одного. Протилежно заряджені іони мають тенденцію притягатися силами електростатичної взаємодії, утворюючи нейтральні молекули або нейтральні групи молекул. Зрозуміло, в реальному розчині завжди присутні як окремі сольватірованние іони, так і нейтральні молекули.
Дія розчинника на розчинена речовина настільки велике, що може викликати електролітичну дисоціацію речовин, що не володіють іонним типом зв'язку. Наприклад, полярні молекули хлороводню, розчиняючись у воді, розриваються її молекулами на іони. При розчиненні хлороводню в бензолі, що є менш полярним розчинником, ніж вода, дисоціації молекул не відбувається. Тому розчин хлороводню (кислота) у воді проводить електричний струм, а в бензолі немає.
Ступінь електролітичної дисоціації a - число, що показує, яка частина молекул електроліту знаходиться в розчині у вигляді іонів.
Згідно з цим визначенням
Очевидно, у всіх розчинах неелектролітів, де дисоціація на іони повністю відсутній, a = 0, а в розчинах, в яких всі розчинена речовина присутня у формі іонів (повна дисоціація), a = 1. Дуже часто для розчинів середньої і високої концентрацій (с »5,0% ... с» 10,0%) вважають, що слабкі електроліти характеризуються a £ 0,03, а сильні - a ³ 0,30. Електроліти середньої сили характеризуються проміжними значеннями ступеня дисоціації: 0,03 £ a £ 0,30. Однак необхідно відзначити, що запропонована класифікація є в значній мірі умовною (особливо у випадку слабких електролітів і електролітів середньої сили). Це пояснюється наступним. Ступінь дисоціації в загальному випадку залежить від природи електроліту і розчинника, від концентрації та температури розчину. Для розчинів, утворених одними і тими ж компонентами (розчинником і розчиненим речовиною), найбільший інтерес представляє залежність ступеня дисоціації від концентрації розчину. Для слабких електролітів типу H + B-(кислота) або А + ОН-(підстава) ступінь дисоціації ос і концентрація розчину з пов'язані залежністю:
де Кi - константа, що характеризує здатність того чи іншого слабкого електроліту до дисоціації.
При малих значеннях a (a £ 0,05) різниця 1-a приблизно дорівнює 1. Тоді з цього рівняння можна отримати:
що є математичним виразом закону розведення Оствальда: ступінь дисоціації слабкого електроліту в розчині тим вище, чим більш розбавлений розчин.
Припустимо, що при розчиненні електроліту ВА у воді утворюється розчин, що має концентрацію с. У результаті деяка частина а електроліту ВА дисоціює, утворюючи іони B + і А-. Величина a називається ступенем дисоціації. Рівноважна концентрація неіонізованих електроліту ВА виявляється рівною з (1 - a). Таким чином, можна записати
Запишемо тепер вираз для константи рівноваги розглянутої дисоціації
Підставивши в цей вираз рівноважні концентрації учасників дисоціації, отримаємо
Це співвідношення і являє собою закон розведення Оствальда. Константа Кс називається константою дисоціації електроліту. Чим більше Kc, тим сильніше електроліт.
Білет № 6.Зворотні і незворотні хімічні реакції. Хімічна рівновага та умови його усунення (зміна концентрації реагентів, температури, тиску).
Необоротні реакції протікають до повної витрати одного з вихідних речовин, тобто якщо одне з виходять речовин випадає в осад або виділяється у вигляді газу:
Оборотні реакції протікають до досягнення стану хімічної рівноваги.
Хімічна рівновага - стан, при якому швидкості прямої і зворотної реакцій рівні.
Оборотні реакції протікають до досягнення стану рівноваги.
Оборотність багатьох реакцій гадана. Так, реакція водню з киснем з утворенням води здається оборотного. Однак при температурі 2000 ° С з помітною швидкістю протікає зворотний процес - розкладання води на водень і кисень і встановлюється рівновага.
Зміщення хімічної рівноваги при зміні умов описується принципом Ле-Шательє.
При зміні зовнішніх умов рівновагу реакції зміщується таким чином, щоб зменшити цей вплив.
Зміщення рівноваги при зміні температури. У разі екзотермічної реакції (що протікає з виділенням тепла) рівновага зміщується вліво (у бік вихідних речовин) при підвищенні температури, і вправо (у бік продуктів реакції) при знижень температури: |
У разі ендотермічної реакції (що протікає з поглинанням тепла) рівновага зміщується вправо при підвищенні температури і вліво при зниженні температури:
Зміщення рівноваги при зміні тиску.
Якщо реакція протікає зі збільшенням кількості молекул газоподібних речовин, при підвищенні тиску рівновага зміщується вліво, а при зниженні тиску вправо:
Якщо реакція протікає зі зменшенням кількості молекул газоподібних речовин, то при підвищенні тиску рівновага зміщується вправо, а при знижень тиску вліво:
Якщо реакція протікає без зміни кількості молекул газоподібних речовин, то при зміні тиску рівновага не зміщується:
Білет № 7.Реакції іонного обміну. Умови їх незворотності.
У розчинах електролітів реакції протікають між іонами.
Реакції іонного обміну - окислювально-відновна реакція, яка йде в напрямі зв'язування іонів, але при якій не відбувається зміни ступенів окислення.
Умови перебігу реакцій в розчинах електролітів до кінця:
1) в результаті реакції випадає осад:
2) в результаті реакції виділяється газ:
3) в результаті реакції утворюється малодіссоціірующее речовина:
Іонний обмін - це процес, в результаті якого іони, що знаходяться у твердій фазі. обмінюються з іонами, що знаходяться в розчині. Нерозчинне тверда речовина може представляти собою будь-якої природний матеріал або синтетичну смолу. Природні матеріали, використовувані для іонного обміну, включають цеоліти (комплексні алюмосилікати натрію) і глауконітовий пісок.
На поверхні цих твердих речовин є електрично заряджені центри, розташовані на більш-менш регулярному відстані один від одного. Ці центри утримують на собі прості іони з зарядами протилежного знака. Саме ці іони обмінюються з іншими іонами, що містяться в розчині.
Катіонообменнік. Катіонообмінні матеріали складаються з трьох частин:
1) основна маса, або скелет, звичайно позначається символом R-;
2) активні центри (такі групи, як - або -);
3) катіони, які підлягають обміну (зазвичай це іони Н + або Н3О +).
Коли твердий катіонообменнік приходить в зіткнення з розчином, в якому містяться які-небудь іони, між ними встановлюється рівновага. Наприклад,
Якщо спочатку розчин містить, наприклад, хлорид натрію, то іони натрію обмінюються з іонами водню, і з нижньої частини колонки випливає розбавлений розчин соляної кислоти.
Іонообмінний матеріал можна регенерувати (відновлювати), промиваючи колонку розведеною соляною кислотою. Це призводить до зміщення вліво розглянутого рівноваги, в результаті чого іони натрію заміщуються іонами водню.
Аніонообменнікі. Аніонообмінником видаляє з розчину аніони. Типовим прикладом аніонного обміну є наступне рівновагу:
Для регенерації аніонообмінником може використовуватися будь-яке підстава, наприклад розчин гідроксиду натрію. Це зрушує вказане рівновагу вліво.
Білет № 8.Швидкість хімічних реакцій. Фактори, що впливають на швидкість хімічної реакції (залежність швидкості від природи, концентрації речовини, площі поверхні зіткнення реагуючих речовин, температури, каталізатора).
Швидкістю хімічної реакції називається зміна кількості речовини за одиницю часу в одиниці об'єму.
Швидкість реакції залежить від природи реагуючих речовин.
При реакції металів з соляною кислотою, ніж лівіше розташований метал у раду напруг, тим швидше протікає реакція, а метали, що знаходяться правіше водню, не реагують взагалі:
Швидкість реакції збільшується при збільшенні концентрації реагуючих речовин.
Горіння речовин у чистому кисні відбувається швидше, ніж у повітрі, вміст кисню в якому становить 21%:
Швидкість реакції збільшується при збільшенні поверхні зіткнення реагуючих речовин.
Залізні ошурки швидше реагують з соляною кислотою, ніж залізні цвяхи:
Швидкість реакції збільшується зі збільшенням температури
Залізо при звичайній температурі реагує з хлором дуже повільно, при високій температурі ж протікає бурхлива реакція (залізо горить у хлорі):
Водень відновлює оксиди металів при нагріванні, при кімнатній температурі ця реакція не йде, тобто її швидкість дорівнює 0:
Швидкість багатьох реакцій збільшується в присутності спеціальних речовин - каталізаторів.
Каталізатори збільшують швидкість реакції, але після закінчення реакції залишаються незмінними.
Приклади каталітичних реакцій:
(Реакція сильно прискорюється в присутності МnО2).
(Реакція протікає тільки в присутності каталізаторів - платини, оксиду ванадію (V), заліза та ін).
Білет № 9.Загальна характеристика металів головних підгруп I - III груп (IA - III-A груп) у зв'язку з їх положенням у періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва та особливості будова їх атомів, металева хімічний зв'язок, хімічні властивості металів як відновників.
У періодичній системі елементів метали в основному розташовуються в головних підгрупах I-Ill груп, а також в побічних підгрупах.
У IA групі у атомів елементів на зовнішньому енергетичному рівні знаходиться 1 електрон в змозі s1, під IIA групі у атомів на зовнішньому ЕУ 2 електрони в стані s2. Ці елементи належать до s-елементів. У IIIA групі у всіх елементів на зовнішньому ЕУ 3 електрона в стані s2p1. Вони відносяться до p-елементів.
У IA групу входять лужні метали Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, активність яких при русі зверху вниз збільшується внаслідок збільшення радіусу атомів, металеві властивості зростають також, як і у щелочеземельних металів IIA групи Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra і металів IIIA групи Al, Ga, In, Tl.
Оксиди типу R2O характерні тільки для Li, для всіх інших лужних металів характерні пероксиди R2O2, які є сильними окислювачами.
Всі метали цих груп утворюють основні оксиди і гідроксиди, крім Be і Al, які проявляють амфотерні властивості.
Хімічні властивості. Атоми металів мають більший радіус, ніж атоми неметалів, тому легко втрачають валентні електрони. Внаслідок цього метали виявляють відновні властивості.
Білет № 10.Загальна характеристика неметалів головних підгруп IV - VII груп (IV-A - VII-A) у зв'язку з їх положенням у періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва і особливостями будови їх атомів. Зміна окисно-відновних властивостей неметалів на прикладі елементів VI-A групи.
KKK
При русі зверху вниз по групах збільшується радіус атома і відтак зменшуються окисні властивості.
Порівняльна характеристика окисно-відновних властивостей неметалів на прикладі кисню і сірки.
Схеми електронних оболонок:
На зовнішньому електронному рівні атомів кисню і сірки знаходиться по 6 електронів.
У кисню окисні властивості виражені сильніше, так як радіус атома менше і валентні електрони сильніше притягуються до ядра. Для кисню найбільш характерна ступінь окислення -2, що виявляється при добудові зовнішнього енергетичного рівня до 8 електронів.
Сірка також може бути окислювачем, виявляючи ступінь окислення -2, але характерні також ступеня окислення +4 (при втраті 4 р-електронів) і +6 (при втраті всіх шести валентних електронів).
У реакціях з металами кисень і сірка проявляють окисні властивості, утворюючи оксиди і сульфіди відповідно:
У реакціях з неметалами кисень проявляє властивості окислювача:
Сірка може бути як окислювачем
так і відновником:
Сірка виступає в ролі відновника в реакції з концентрованою азотною кислотою:
Білет № 11.Алотропія речовин, склад, будова, властивості алотропних модифікацій.
Якщо який-небудь елемент може існувати у двох або декількох твердих формах (кристалічних або аморфних), то вважається, що він проявляє алотропія. Різні форми одного елемента називаються аллотропией. Алотропія існують приблизно у половини всіх елементів.
Наприклад, вуглець існує у вигляді алмазу або графіту. Сірка існує в двох кристалічних формах - ромбічної і моноклінної - залежно від температури. Обидві її кристалічні форми є прикладами молекулярних кристалів. Молекули в них представляють собою гофровані цикли, в кожному з яких міститься по вісім ковалентно пов'язаних атомів сірки. Тверда сірка може існувати ще в третій аллотропной формі як пластична сірка. Ця форма сірки нестійка. Вона складається з довгих ланцюжків атомів сірки, які при кімнатній температурі руйнуються і знову утворюють молекули S8, що кристалізуються в ромбічну грати.
Фосфор може існувати в трьох алотропних формах. Найбільш стійка з них-червоний фосфор. Червоний фосфор має каркасну кристалічну структуру, в якій кожен атом ковалентно зв'язаний з трьома іншими атомами фосфору. Білий фосфор є молекулярний кристал. Кожна його молекула містить чотири атома фосфору, ковалентно зв'язаних в тетраедрічес-кую структуру. Третій алотропія - чорний фосфор - утворюється тільки при високому тиску. Він існує у вигляді макромолекулярної шаруватої структури.
Білет № 12.Електроліз розчинів і розплавів солей (на прикладі хлориду натрію). Практичне значення електролізу.
Електролізом називаються реакції в розчинах чи розплавах електролітів, що відбуваються під дією електричного струму.
У розплавах або розчинах відбувається дисоціація електроліту. Катіони зміщуються до катода, аніони - до анода.
Електроліз розплавів. На катоді відбувається відновлення катіонів, на аноді - окислення аніонів.
Електроліз розплаву хлориду натрію. На катоді відновлюються катіони Na + і виділяється металевий натрій, на аноді окислюються хлорид-іони і виділяється хлор:
Електроліз водних розчинів. У процесах на катоді і аноді можуть брати участь не тільки іони електроліту, але і молекули води.
Чи будуть на катоді відновлюватися катіони металу або молекули води, залежить від положення металу в ряді напруг металів.
Якщо метал знаходиться в ряду напруг правіше водню, на катоді відновлюються катіони металу; якщо метал перебуває у ряду напруг лівіше водню, на катоді відновлюються молекули води і виділяється водень. Нарешті, у випадку катіонів металів від цинку до свинцю може відбуватися або виділення металу, або виділення водню, в залежності від концентрації розчину і інших умов.
На аноді також може відбуватися або окислення аніонів електроліту, або окислення молекул води. При електролізі солей безкисневих кислот або самих кислот на аноді окислюються аніони (крім F-.) У разі кисневмісних кислот на аноді окислюються молекули води і виділяється кисень.
Електроліз розчину хлориду натрію. На катоді відновлюються молекули води і виділяється водень, а на аноді окислюються хлорид-іони і виділяється хлор:
Електроліз розчину нітрату срібла. На катоді відновлюються катіони Ag + і виділяється срібло, на аноді окислюються молекули води і виділяється кисень:
Застосування. Електроліз розплавів використовують для отримання фтору, активних металів (натрій, калій, магній, кальцій, алюміній). Електроліз розчинів використовують для отримання хлору, лугів, очищення металів (електрорафінірованіе).
Квиток № 12 (поглиблено).Електроліз розчинів і розплавів солей (на прикладі хлориду натрію). Практичне значення електролізу.
Сукупність хімічних реакцій, які протікають на електродах в розчинах чи розплавах при пропущенні через них електричного струму, називається електролізом.
Вказану сукупність реакцій прийнято поділяти на первинні та вторинні процеси. Первинні процеси - окислювально-відновні реакції, які відбуваються на електродах і ведучі, як правило, до утворення електрично нейтральних активних молекулярних чи атомних частинок. Вторинні процеси - реакції взаємодії активних частинок, що утворилися в первинних процесах, із середовищем. Наприклад, при електролізі розчину сульфату натрію протікають такі електродні реакції:
Первинні реакції
Вторинні реакції
Наведена сукупність хімічних реакцій може бути представлена сумарним процесом:
З цього прикладу видно, що при електролізі, як і під час роботи хімічного джерела струму, на аноді відбуваються процеси окислення, а на катоді - відновлення. При цьому анод заряджений позитивно (+), а катод - негативно (-). Відзначимо, що при роботі хімічного джерела струму, навпаки, анод заряджається негативно, а катод - позитивно, оскільки в цьому випадку протікають процеси, зворотні електролізу.
При електролізі як на аноді, так і на катоді можуть відбуватися конкуруючі процеси.
При проведенні електролізу з використанням інертного (невитратним) анода (наприклад, графіту), як правило, конкуруючими є два окисних і два відновлювальних процесу:
на аноді - окислення аніонів та гідроксид-іонів
на катоді - відновлення катіонів та іонів водню
При проведенні електролізу з використанням активного (витрачається) анода процес ускладнюється і конкуруючими реакціями на електродах є наступні:
на аноді - окислення аніонів та гідроксид-іонів;
анодне розчинення металу - матеріалу анода
на катоді - відновлення катіона солі та іонів водню;
відновлення катіонів металу, отриманих при розчиненні анода
При виборі найбільш ймовірного процесу на аноді і катоді слід виходити з положення, що буде протікати та реакція, для якої потрібно найменша витрата енергії. Крім того, для вибору найбільш ймовірного процесу на аноді і катоді при електролізі розчинів солей з невитратним електродом використовують такі правила.
1. На аноді можуть утворюватися такі продукти: а) при окисленні аніонів виділяється кисень; б) при окисленні аніонів виділяються відповідно хлор, бром, йод, в) при окисленні Анкона органічних кислот відбувається процес:
2. Якщо конкуруючими процесами на катоді є відновлення катіонів (метал коштує в електрохімічному ряді напруг металів лівіше водню) та іонів водню, то при цьому виділяється водень.
У тих випадках, коли в процесі електролізу використовується активний (споживаний) анод, то останній буде окислюватися в ході електролізу і переходити в розчин у вигляді катіонів. Енергія електричного струму при цьому витрачається ка перенесення металу з анода на катод. Даний процес широко використовується при рафінуванні (очищення) металів. Так, на цьому принципі грунтується, зокрема, отримання чистої міді з забрудненою. У розчин мідного купоросу занурюють пластини з очищеної та неочищеної міді. Пластини з'єднують з джерелом постійного струму таким чином, щоб перша з них (очищена мідь) була негативним електродом (катод), а друга - позитивним (анод). У результаті пластина з неочищеної міді розчиняється і іони міді з розчину осідають на катоді. При цьому домішка залишається в розчині або осідає на дно ванни. Цей же принцип використовується для захисту металів від корозії шляхом нанесення на захищається виріб тонких шарів хрому або нікелю.
Для отримання високоактивних металів (натрію, алюмінію, магнію, кальцію та інші), легко вступають у взаємодію з водою, застосовують електроліз розплаву солей:
Залежність кількості речовини, що утворився під дією електричного струму, від часу, сили струму і природи електроліту може бути встановлена на підставі узагальненого закону Фа-дбаючи:
де m - маса утворився при електролізі i-речовини (г); Е - еквівалентна маса i-речовини (г / моль); М - молярна маса i-речовини (г / моль); n - заряд i-іона, I - сила струму (A); t - тривалість процесу; F - константа Фарадея, що характеризує кількість електрики, необхідне для виділення 1 еквівалентної маси речовини (F = 96 500 К = 26,8 А • год).
Білет № 13.Водневі сполуки неметалів. Закономірності у зміні їх властивостей у зв'язку з положенням хімічних елементів в періодичній системі Д. І. Менделєєва.
Гідриди. У з'єднаннях з неметалами водень виявляє ступінь окислення +1. Оскільки енергія іонізації водню дуже велика, хімічний зв'язок його з неметалами НЕ іонна, а полярно-ковалентний. Найбільш електронегативні р-елементи в правій частині періодів, наприклад сірка і хлор, реагують з воднем, утворюючи ковалентні гідриди, які мають кислотними властивостями і сила цих кислот збільшується у міру збільшення розміру атома приєднується до водню неметалла. Виключеннями є метан СН4, що представляє собою нейтральне з'єднання, а також аміак NH3, що володіє основними властивостями. Водневі сполуки неметалів добре розчиняються у воді і утворюють кислоти з тими ж формулами.
Більш електронегативні р-елементи, наприклад алюміній, кремній і фосфор, в нагрітому стані не реагують з воднем.
Білет № 14.Вищі оксиди хімічних елементів третього періоду. Закономірності у зміні їх властивостей у зв'язку з положенням хімічних елементів в періодичній системі Д. І. Менделєєва. Характерні хімічні властивості оксидів: основних, амфотерних, кислотних.
Реакційна здатність елементів у взаємодії з киснем, взагалі кажучи, зменшується при переміщенні вправо уздовж кожного періоду. Наприклад, в 3-му періоді два s-металу, натрій і магній, і два р-елемента, алюміній і фосфор, бурхливо реагують з киснем, утворюючи оксиди. У тому ж періоді елементи кремній і сірка здатні тільки повільно реагувати з киснем. Хлор і аргон, розташовані в правому кінці періоду, взагалі не реагують з киснем.
Електропозитивні s-метали утворюють іонні оксиди, як, наприклад, оксид натрію Na2O і оксид магнію MgO. Оксиди елементів, розташованих в середній і правій частинах періоду, є переважно ковалентними сполуками, як, наприклад, оксиди азоту й сірки.
Кислотно-основний характер оксидів теж змінюється від основного у оксидів елементів лівій частині періоду до амфотерними у оксидів елементів середньої частини періоду і далі до кислотного у оксидів елементів правої частини періоду. Наприклад, s-метали зазвичай утворюють оксиди, які розчиняються у воді з утворенням лужних розчинів:
Молекулярні оксиди р-елементів, наприклад діоксид вуглецю і триоксид сірки, зазвичай володіють кислотними властивостями. Закономірне зміна основних властивостей з переходом до кислотних властивостями наочно проявляється у оксидів елементів 3-го періоду.
Білет № 15.Кислоти, їх класифікація і хімічні властивості на основі уявлень про електролітичної дисоціації. Особливості властивостей концентрованої сірчаної кислоти на прикладі взаємодії з міддю.
Кислота - складна речовина, при дисоціації якого утворюється тільки один тип катіонів - іони водню.
Класифікація кислот.
Соляна кислота - водний розчин газу хлоро-водню у воді.
Хімічні властивості. Кислоти змінюють колір індикаторів: лакмус забарвлюється в червоний колір, метилоранж - в жовтий.
При реакції з підставами утворюється сіль і вода (реакція нейтралізації). У реакцію вступають як розчинні, так і нерозчинні у воді підстави:
При реакції з основними оксидами утворюються зі лі:
Кислоти реагують з металами, що знаходяться в ряді напруг до водню, при цьому виділяється газоподібний водень і утворюється сіль:
Сильні кислоти реагує із солями слабких кислот, витісняючи слабкі кислоти з їх солей:
Отримання кислот. Багато кислоти можна отримати при реакції кислотних оксидів з водою:
Концентрована сірчана кислота при звичайній температурі не діє на багато метали. З цієї причини, наприклад, безводна сірчана кислота на відміну від її розчинів може зберігатися в залізній тарі.
Але концентрована сірчана кислота діє майже на всі метали при нагріванні. При цьому утворюються солі сірчаної кислоти, однак водень не виділяється, а виходять інші речовини, наприклад вуглекислий газ.
Так, при нагріванні концентрованої сірчаної кислоти з міддю спочатку сірчана кислота окисляє мідь до окису міді, а сама відновлюється при цьому до сірчистої кислоти, яка негайно ж розкладається на сірчистий газ і воду:
Новоутворена окис міді реагує з надлишком сірчаної кислоти, утворюючи сіль і воду:
Таким чином, окис міді є проміжним речовиною в цій реакції. Склавши ці рівняння, ми одержимо підсумкове рівняння реакції, в яке входять тільки початкові і кінцеві речовини:
Білет № 16.Підстави, їх класифікація і хімічні властивості на основі уявлень про електролітичної дисоціації.
Підстави - електроліти, при дисоціації яких утворюється лише один вид аніонів - гідроксид-іони.
Класифікація підстав
1. Розчинні у воді (луга) - гідроксиди металів головних підгруп I і II груп.
2. Нерозчинні у воді - гідроксиди інших металів.
Хімічні властивості. Луги змінюють забарвлення індикаторів (лакмус стає синім, фенолфталеїн - малиновим).
Взаємодія з кислотами:
Взаємодія з кислотними оксидами:
Розчини лугів вступають в реакції іонного обміну з розчинами солей, якщо утворюється при цьому гідроксид нерозчинний у воді:
При нагріванні слабкі підстави розкладаються на оксиди металів і воду:
Отримання підстав. Луги отримують електролізом розчинів солей.
Електроліз розчину хлориду натрію. Процеси на катоді і аноді:
Рівняння реакції:
Нерозчинні у воді підстави отримують реакцією обміну з лугами:
Білет № 17.Середні солі, їх склад, назви, хімічні властивості (взаємодія з металами, кислотами, лугами, один з одним з урахуванням особливостей реакцій окиснення-відновлення та іонного обміну).
Солі - електроліти, в розчинах яких є катіони металів або іон амонію і аніони кислотних залишків.
Назви: назва аніону + назва катіона в родовому відмінку + ступінь окислення металу.
1.B водних розчинах солі можуть реагувати з лугами. Так, хлористий магній MgCl2 взаємодіє з їдким натром, створюючи нову сіль і нове підгрунтя:
2. Солі можуть реагувати з кислотами. Так, розчин азотнокислого барію Ва (гЮз) а взаємодіє з розчином сірчаної кислоти, утворюючи нову кислоту і нову сіль:
З.В водних розчинах солі можуть реагувати між собою.
Якщо злити разом водні розчини хлористого кальцію CaCl2 я вуглекислого натрію Na2CO3 TO негайно ж утворюється білий осад нерозчинного у воді вуглекислого кальцію СаСО3, а в розчині - хлористий натрій:
4. У водних розчинах солей метал, що входить в їх склад, може заміщатися іншим металом, що стоять перед ним в ряду активності.
Якщо в розчин сірчанокислої міді опустити чисту залізний дріт або шматочок цинку, то на їх поверхні виділяється мідь, а в розчині утворюється сірчанокисле залізо (якщо було опущено залізо) або сірчанокислий цинк (якщо був опущений цинк):
Але із сірчанокислого цинку не можна витіснити цинк міддю: мідь у ряду активності стоїть після цинку.
Білет № 18.Гідроліз солей (розібрати першу стадію гідролізу солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою, слабкою основою і сильною кислотою).
Взаємодія іонів солі з водою, в результаті якого утворюються малодіссоціірующіе з'єднання (іони або молекули), називають гідролізом солі
Чотири типу солей, які по-різному взаємодіють з водою.
I. Сіль утворена сильною основою і сильною кислотою.
NaCI + НОН - жоден з іонів солі з водою не вза-імодействет. Реакція середовища нейтральна.
II. Сіль утворена сильною основою і слабкою кислотою.
- Реакція середовища лужна.
Гідроліз солей, утворених сильною основою і слабкою кислотою, полягає в приєднанні аніонами кислотного залишку іонів водню і накопиченні в розчині гідроксид-іонів, що утворюються при дисоціації води.
Тепер з'ясуємо, чому розчин хлориду алюмінію придбав кислу реакцію середовища. У розчині АlСl3 дисоціює на іони:
Зіткнення іонів Н + і С-до утворення з'єднання не приводить. З наявних у розчині іонів малодіссоціірующій продукт утворюють іони Аl3 + і ОН-. Зв'язування іонів ОН-в малодіссоціірующій іон АlOН2 + (К = 1,38 • 10-9) викликає подальший розпад молекул води на іони:
Таким чином, у розчині хлориду алюмінію здійснюється реакція, в результаті якої з'являється надлишок іонів Н +, тобто розчин набуває кислу реакцію. Подібним чином ведуть себе в розчинах всі солі, утворені слабкою основою і сильною кислотою.
III. Сіль утворена слабкою основою і сильною кислотою.
- Реакція середовища кисла.
Гідроліз солі, утвореної слабкою основою і сильною кислотою, полягає в приєднанні катіонами металу гідроксид-іонів і накопиченні в розчині іонів водню, які утворюються при дисоціації води. Гідроліз хлориду алюмінію можна виразити рівнянням реакції:
IV. Сіль утворена слабкою основою і слабкою кислотою.Реакція середовища залежить від порівняльної сили кислоти і основи. У деяких випадках гідроліз йде до кінця:
Білет № 19.Корозія металів (хімічна та електрохімічна). Способи попередження корозії.
Руйнування металів і сплавів внаслідок хімічної взаємодії їх з навколишнім середовищем називаються корозією металів.
Корозію, викликану безпосереднім хімічною взаємодією між металом і навколишнім середовищем, називають хімічної корозією.
Хімічна корозія - окислення металу без виникнення гальванічної пари. Газова корозія - при t> 600 ° С:
Корозію, що супроводжується виникненням електричного струму за рахунок появи гальванічної пари, називають електрохімічної корозією.
Електрохімічна корозія - руйнування металу в електроліті з виникненням гальванічної пари.
- Іони виходять в розчин, електрони переміщаються до менш активного металу, наприклад до міді.
- Розряджаються на менш активному металі, наприклад на міді.
Одним з найбільш широко поширених видів електрохімічної корозії є іржавіння звичайної сталі у водному середовищі і на повітрі. На поверхні металевих виробів завжди є плівка вологи, адсорбованої з повітря. Вона є електролітом, тому що в ній розчинені різні гази (СО2, SO2 та ін.) Зерна карбіду заліза Fe3С хімічно менш активні, ніж залізо. Тому виникають мікрогальваніческіс елементи: зерна Fe3С грають роль катодів, а зерна чистого заліза - роль анодів. Залізо руйнується - воно іржавіє. Відбуваються при цьому процеси дуже складні. Зазначимо лише сумарне рівняння реакції:
Іржа має невизначений склад
Для захисту від корозії металів широко використовують лакофарбові покриття. Проте фарби не вічні, вироби доводиться перефарбовувати. На це витрачається ручна праця, витрачається багато лакофарбових матеріалів.
З неметалічних покриттів для захисту сталі і чавуну велике значення має емаль. Емаль - це силікатне скло з добавками оксидів металів. Її наносять на поверхню матеріалу у вигляді порошку і обпалюють при 500-1000 ° С.
Покриття з емалей володіють стійкістю по відношенню до лугів і кислот, які тривалий час протистоять атмосферної корозії. Але емаль легко руйнується при ударі. Завдяки термостійкості, декоративному увазі, легкості очищення емаль широко використовується для покриття виробів домашнього господарства і санітарної техніки.
З метою захисту металів від корозії (і для декоративних цілей) здавна використовують металеві покриття. Залізо оцинковують, лудять (покривають оловом), покривають нікелем, хромируют і т. д.
Захистити метал від корозії можна за допомогою металу й іншим способом. Наприклад, якщо з'єднати залізне виріб або споруду провідником зі шматком більш активного металу, наприклад магнію, то виникає гальванічний елемент. При цьому споруда (залізо) грає роль катода, а більш активний метал виконує роль анода. Анод руйнується, а катод - захищається метал - не змінюється. Такий захист називається протекторної.
Одним із способів боротьби з корозією є використання інгібіторів. Це хімічні сполуки, нікчемні концентрації яких здатні майже повністю запобігати корозію. У деяких випадках застосування інгібіторів дозволяє виготовляти апаратуру зі звичайної сталі замість нержавіючої.
Одне з найбільш ефективних напрямків боротьби з корозією металів - створення корозійно-стійких сплавів. У великих кількостях виплавляють так звані нержавіючі сталі. До їх складу входять метали (хром, нікель), що утворюють стійкі захисні оксидні плівки.
Білет № 20.Окислювально-відновні реакції (розібрати на прикладах взаємодії алюмінію з оксидом заліза (III), азотної кислоти з міддю).
До окисно-відновних реакцій можуть бути віднесені хімічні реакції наступних типів.
Реакції заміщення (витиснення)
Прикладом реакцій цього типу може бути реакція між оксидом заліза (III) і алюмінієм. У цій реакції алюміній витісняє залізо з розчину, причому сам алюміній окислюється, а залізо відновлюється.
Наведемо ще два приклади:
У цій реакції хлор витісняє бром з розчину (хлор окислюється, бром відновлюється), що містить іони брому.
Реакції металу з кислотами
Ці реакції, по суті, теж є реакції заміщення. Як приклад наведемо реакцію між міддю і азотною кислотою. Мідь витісняє водень з кислоти. При цьому відбувається окислювання міді, яка перетворюється на гідратований катіон, а що містяться в розчині кислоти гідратовані протони азоту відновлюються, утворюючи оксид азоту.
Реакції металів з водою
Ці реакції теж належать до типу реакцій заміщення. Вони супроводжуються витісненням з води водню в газоподібному стані. Як приклад наведемо реакцію між металевим натрієм і водою:
Реакції металів з неметалами
Ці реакції можуть бути віднесені до реакцій синтезу. Як приклад наведемо освіта хлориду натрію в результаті згоряння натрію в атмосфері хлору
Білет № 21.Залізо, положення в періодичній системі, будова атома, можливі ступені окислення, фізичні властивості, взаємодія з киснем, галогенами, розчинами кислот і солей. Сплави заліза. Роль заліза в сучасній техніці.
Залізо перебуває в побічної підгрупи VIII групи періодичної системи. Електронна формула атома заліза:
Типові ступені окислення заліза +2 і +3. Ступінь окислення +2 проявляється за рахунок втрати двох 4s-електронів. Ступінь окислення +3 відповідає також при втраті ще одного Зd-електрона, при цьому Зd-рівень виявляється заповненим наполовину; такі електронні конфігурації відносно стійкі.
Фізичні властивості. Залізо - типовий метал, утворює металеву кристалічну решітку. Залізо проводить електричний струм, досить тугоплавкої, температура плавлення 1539 ° С. Від більшості інших металів залізо відрізняється здатністю намагнічуватися.
Хімічні властивості. Залізо реагує з багатьма неметалами:
Утворюється залізна окалина - змішаний оксид заліза. Його формулу записують також так: FeО • Fe2О3.
Реагує з кислотами з виділенням водню:
Набирає реакції заміщення з солями металів, розташованих правіше заліза в ряду напруг:
З'єднання заліза. FeО - основний оксид, реагує з розчинами кислот з утворенням солей заліза (II). Fe2О3 - амфотерний оксид, реагує також з рас творами лугів.
Гідроксид заліза. Fe (ОН) 2 - типовий основний оксид, Fe (ОН) 3 має амфотерні властивості, реагує не тільки з кислотами, але і з концентрованими розчинами лугів.
Гідроксид заліза (II) легко окислюється до гідроксиду заліза (III) киснем повітря:
При реакції солей заліза (II) і (III) з лугами в осад випадають нерозчинні гідроксіди:
Сплави заліза. Сучасна металургійна промисловість виробляє залізні сплави різноманітного складу.
Усі залізні сплави поділяються за складом і властивостями на дві групи. До першої групи належать різні сорти чавуну, до другої - різні сорти сталі.
Чавун крихкий; стали ж пластичні, їх можна кувати, прокати ^ вать, волочити, штампувати. Різниця в механічних властивостях чавунів і сталей залежить насамперед від вмісту в них вуглецю - в чавунах міститься близько 4% вуглецю, а в сталях - зазвичай менше 1,4%.
У сучасній металургії із залізних руд отримують спочатку чавун, а потім із чавуну - сталь. Чавун виплавляють у доменних печах, сталь варять у сталеплавильних печах. До 90% всього виплавленого чавуну переробляють в сталі.
Чавун. Чавун, призначений для переробки в сталь, називають передільного чавуну. Він містить від 3,9 до 4,3% С, 0,3-1,5% Si, 1,5-3,5% Мn, не більше 0,3% Р і не більше 0,07% S. Чавун, предназначенний'для отримання виливків, називається ливарним чавуном, У доменних печах виплавляються також феросплави, застосовувані переважно у виробництві сталей в якості добавок. Феросплави мають, у порівнянні з передільного чавуну, підвищений вміст кремнію (феросиліцій), марганцю (феромарганець), хрому (ферохром) та інших елементів.
Сталі. Всі стали діляться на вуглецеві і леговані.
Вуглецеві сталі містять у кілька разів менше вуглецю, кремнію і марганцю, ніж чавун, а фосфору і сірки зовсім мало. Властивості вуглецевої сталі залежать насамперед від вмісту в ній вуглецю: чим більше в сталі вуглецю, тим вона твердіша. Промисловість виробляє м'які сталі, сталі середньої твердості і тверді. М'які сталі і сталі середньої твердості застосовуються для виготовлення деталей машин, труб, болтів, цвяхів і т. д., а тверді сталі-для виготовлення інструментів.
У сталях повинно бути якомога менше сірки та фосфору, так як ці домішки погіршують механічні властивості сталей. У підвищених кількостях сірка викликає красноломкость - утворення тріщин при гарячій механічній обробці металу. Фосфор викликає хладноломкость-крихкість стали при звичайній температурі. -
Леговані сталі. Фізичні, хімічні та механічні властивості сталей істотно змінюються від введення до їх складу підвищеної кількості марганцю і кремнію, а також хрому, нікелю, вольфраму та інших елементів. Ці елементи називаються легуючими, а сталі - легованими [від латинського слова ligare - зв'язувати, з'єднувати].
Найбільш широко як легуючого елемента застосовується хром. Особливо велике значення для спорудження машин, апаратів і багатьох деталей машин мають хромонікелеві сталі. Ці сталі мають високу пластичність, міцністю, жаростійкістю і стійкістю до дії окислювачів. Азотна кислота будь-якої концентрації не руйнує їх навіть при температурах кипіння. Хромонікелеві стали не іржавіють в атмосферних умовах і у воді. Блискучі, сріблястого кольору, листи хромоникельовой стали прикрашають арки станції «Маяковська» Московського метро. З цієї ж сталі роблять нержавіючі ножі, ложки, виделки та інші предмети домашнього ужитку.
Молібден і ванадій підвищують твердість і міцність сталей при підвищених температурах і тиску. Так, хромомолібденовиє і хромованадіевой стали застосовуються для виготовлення трубопроводів і деталей компресорів у виробництві синтетичного аміаку, авіаційних моторів.
При різанні з великою швидкістю інструмент сильно розігрівається і швидко зношується. При додаванні вольфраму твердість сталі зберігається і при підвищених температурах. Тому хромовольфрамовие стали застосовуються для виготовлення ріжучих інструментів, що працюють при великих швидкостях '
Збільшення вмісту в сталі марганцю підвищує її опір тертю й удару. Марганцевистих стали застосовуються для виготовлення залізничних скатів, стрілок, хрестовин, каменедробильних машин.
Застосування легованих сталей дозволяє значігельно знизити вага металевих конструкцій, підвищити їх міцність, довговічність і надійність в експлуатації.
Білет № 22.Вищі кисневмісні кислоти хімічних елементів третього періоду, їх склад і порівняльна характеристика властивостей.
Фосфор утворює цілий ряд кисневмісних кислот (оксокіслот). Деякі з них мономерних. наприклад фосфінових, фосфориста і фосфорна (V) (ортофосфорна) кислоти. Кислоти фосфору можуть бути одноосновними (однопротоннимі) або багатоосновними (многопротоннимі). Крім того, фосфор утворює ще полімерні оксокіслоти. Такі кислоти можуть мати ациклічні або циклічне будову. Наприклад, діфосфорная (V) (пірофосфорної) кислота являє собою димерную оксокіслоту фосфору.
Найбільш важливою з усіх цих кислот є фосфорна (V) кислота (інша її назва - ортофосфорна кислота). При нормальних умовах вона являє собою білу кристалічну речовину, розпливатися при поглинанні вологи з повітря. Її 85%-ний водний розчин називають «сиропообразной фосфорною кислотою». Фосфорнця (V) кислота є слабкою трьохосновні кислотою:
Хлор утворює кілька кисневмісних кислот. Чим вище ступінь окислення хлору в цих кислотах, тим вище їх термічна стійкість і сила кислоти:
НОCl <НСlO2 <НСlO3 <НClO4
НClO3 і НClO4 - сильні кислоти, причому НСlO4 - одна з найсильніших серед всіх відомих кислот. Інші дві кислоти лише частково дисоціюють у воді і існують у водному розчині переважно в молекулярній формі. Серед кисневмісних кислот хлору тільки НСlO4 вдається виділити у вільному вигляді. Решта кислоти існують тільки в розчині.
Окислювальна здатність кисневмісних кислот хлору зменшується зі зростанням його ступеня окислення:
НОСl і НClO2 - особливо хороші окислювачі. Наприклад, кислий розчин НОCl:
1) окисляє іони заліза (II) до іонів заліза (III):
2) на сонячному світлі розкладається з утворенням кисню:
3) при нагріванні приблизно до 75 ° С він диспропорционирует на хлорид-іони і хлорат (V)-іони:
Решта вищі кіслотсодержащіе кислоти елементів третього періоду (H3AlO3, H2SiO3) слабші, ніж фосфорна кислота. Сірчана кислота (H2SO4) менш сільнае, ніж хлорне (VII) кислота, але більш сильна, ніж фосфорна кислота. Взагалі, при збільшенні ступеня окиснення елемента, що утворює кислоту, збільшується сила самої кислоти:
H3AlO3 <H2SiO3 <H3PO4 <H2SO4 <НСlO4
Білет № 23.Загальні способи отримання металів.
Метали знаходяться в природі переважно у вигляді сполук. Тільки метали з малою хімічної активністю (благородні метали) зустрічаються в природі у вільному стані (платинові метали, золото, мідь, срібло, ртуть). З конструкційних металів в достатній кількості є в природі у вигляді з'єднань лише залізо, алюміній, магній. Вони утворюють потужні поклади родовищ щодо багатих руд. Це полегшує їх видобуток у великих масштабах.
Оскільки метали у з'єднаннях знаходяться в окисленому стані (мають позитивну ступінь окислення), то отримання їх у вільному стані зводиться до процесу відновлення:
Цей процес можна здійснити хімічним або електрохімічним шляхом.
При хімічному відновленні в якості відновника найчастіше застосовують вугілля або оксид вуглецю (II), а також водень, активні метали, кремній. За допомогою оксиду вуглецю (II) отримують залізо (у доменному процесі), багато кольорових металів (олово, свинець, цинк і ін):
Відновлення воднем використовується, наприклад, для отримання вольфраму з оксиду вольфраму (VI):
Застосування як відновника водню забезпечує найбільшу чистоту отримуваного металу. Водень використовують для отримання дуже чистого заліза, міді, нікелю та інших металів.
Спосіб отримання металів, в якому в якості відновника застосовують метали, називають металотермічним. У цьому способі в якості відновника використовують активні метали. Приклади металотермічним реакцій:
алюминотермия:
магніетермія:
Металотермічні досліди отримання металів уперше здійснив російський вчений М. М. Бекетов в XIX ст.
Метали найбільш часто отримують відновленням їх оксидів, які у свою чергу виділяють з відповідної природного руди. Якщо вихідної рудою є сульфідні мінерали, то останні піддають окислювальному випалу наприклад:
Електрохімічне одержання металів здійснюється при електролізі розплавів відповідних сполук. Таким шляхом отримують найбільш активні метали, лужні і лужноземельні метали, алюміній, магній.
Електрохімічне відновлення застосовують також для рафінування (очищення) «сирих» металів (міді, нікелю, цинку та інших), отриманих іншими способами. При електролітичному рафінуванні як анод використовують «чорнової» (з домішками) метал, як електроліту - розчин сполук даного металу.
Способи одержання металів, здійснювані при високих температурах, називають пирометаллургическими (по-грецьки pyr - вогонь). Багато хто з цих способів відомі з давніх часів. На рубежі XIX-XX ст. починають розвиватися гідрометалургійні способи отримання металів (по-грецьки hydor-вода). При цих способах компоненти руди переводять у водний розчин і далі виділяють метал електролітичним або хімічним відновленням. Так отримують, наприклад, мідь. Мідну руду, що містить оксид міді (II) CuО, обробляють розведеною сірчаної кислотою:
Для відновлення міді отриманий розчин сульфату міді (II) або піддають електролізу, або діють на розчин порошком заліза.
Гідрометалургійний спосіб має велике майбутнє, тому що дозволяє отримувати продукт, не витягуючи руду з землі. (Порівняйте гідності гідрометалургійного способу отримання металів з підземною газифікацією вугілля.)