Получение оксида,гироксида кальция и хлорной извести в промышленности.

В промышленности оксид кальция получают

термическим разложением известняка (карбоната

кальция):

CaCO3 = CaO + CO2

Также оксид кальция можно получить при взаимодействии простых веществ:

2Ca + O2 = 2CaO

или при термическом разложении гидроксида кальция и кальциевых солей некоторых кислородсодержащих кислот:

2Ca(NO3)2 = 2CaO + 4NO2 + O2

Получают путём взаимодействия оксида кальция (негашёной извести) с водой (процесс получил название «гашение извести»):CaO + H2O → Ca(OH)2

Получают взаимодействием хлора с гашеной известью (гидроксидом кальция):

2Cl2+2Ca(OH)2→Ca(OCl)2+CaCl2+2H2O

Реально продукт, получаемый хлорированием гидроксида кальция, является смесью соединений, образованных молекулами Ca(OCl)2, CaCl2, Ca(OH)2 и кристаллизационной воды. Формально его состав выражают формулой Ca(Cl)OCl.

Общая характеристика бора,хим.св-ва,его получение. элемент главной подгруппы третьей группы, второго периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 5. Обозначается символом B (лат. Borum). В свободном состоянии бор — бесцветное, серое или красное кристаллическое либо тёмное аморфное вещество. Известно более 10 аллотропных модификаций бора, образование и взаимные переходы которых определяютсятемпературой, при которой бор был получен. Впервые был получен в 1808г:B2O3+6K=2B+3K2O

Из природного сырья:2Ca2B6O11+4Na2CO3+H2O=3Na2B4O7+4CaCO3+2NaOH;Na2B4O7+H2SO4+5H2O=4H3BO3+Na2SO4;2H3BO3=B2O3+3H2O(обезвоживание)

Технический амфотерный B2O3+3Mg=2B+3MgO

Но можно Na2B4O7+3Mg=2B+3MgO+2NaBO2

Особо чистый: B2H6=2B+3H2;

2BI3=2B+3I2(робоэдрический бор)

2BCl3=2B+6HCl(тетраэдрический бор)

В химическом отношении бор довольно энертен,при обычных условиях взаимодействует только со фтором:

2B+3F=2BF3;С повышение t активность бора возрастает.t= 400 реагирует с Cl2,при 600 с Br2,при 700 с I2

T>700 4B+3O2=2B2O3;2B+3H2O=B2O3+3H2

t>600 с халькогенами B2Г3,выше 900 с фосфором ВР,при 1200 с азотом BN и около 2000 с углеродом-карбиды B12C3,B13C2.С водородом непосредственно не реагирует,кислоты не явл.окислителями не с бором не реагируют,концентрированная азотная,серная и царская водка окисляют до борной кислоты:

B+3HNO3=H3BO3+3NO2

2B+3H2SO4=2H3BO3+3SO2

При сплавлении на воздухе(либо в присутствии другого окислителя) со щелочами образ.бораты:

4B+4KOH+3O2=4KBO2+2H2O

Получение Al,его оксида и гироксида в промышленности.

А)Он заключается в растворении оксида алюминия Al₂O₃ в расплаве криолита Na₃AlF₆ с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых электродов.

1)диссоциация Al2O3 в расплаве Al2O3↔Al(+3)+AlO3(3-)

2)электролиз

К:Al(3+)+3e=Al

А:4AlO3(3-)-12e=2Al2O3+3O2

Б)Получ.из нефелина:

(Na,K)Al2Si2O8+2CaCO3=NaAlO2+KAlO2

+2CaSiO3+2CO2

NaAlO2+KAlO2+4H2O=Na[Al(OH)4]+K[Al(OH)4]

Na[Al(OH)4]+K[Al(OH)4]+2CO2=2Al(OH)3+

NaHCO3+KHCO3

2Al(OH)3=Al2O3+3H2O

В) [Al(H2O)6](3+)+3NH4OH=Al(OH)3+3NH4(+)+6H2O

[Al(OH)6](3-)+3CO2=Al(OH)3+3HCO3(-)

Общая характеристика и хим.св-ва Al,In,Ga,Tl

р-элемены.Основной степенью окисления остальных хим.эл-тов (+3).Исключение составляет таллий(+1).Соединения Tl(+1) могут быть переведены в состояние Tl(+3) только сильными окислителями.Таким образом в группе по вертекали от бора к таллию увелич.стабильность низших степеней окисления.Соединения элементов это подгруппы имею структуру:1)треугольная плоская,за счет sp2-гибритизации(ЭГ3)

2)тетраэдрическая структура sp3-гибритизации

3)октаэдрическая за счет sp3d2-гибридных АО.В ряду напряжений эти металлы стоят левее водорода и вытесняют его из кислоты.

4Al+6H2O+3O2=4Al(OH)3

2Al+6H3O(+)+6H2O=2[Al(H2O)6](3+)+3H2

2Al+6HF=2AlF3+3H2

8Al+30HNO3(p)=(t)8Al(NO3)3+3NH4NO3+9H2O

2Al+3H2SO4(p)=(t)Al2(SO4)3+3H2

2Al+2KOH+10H2O=2K[Al(H2O)2(OH)4]+3H2(амфотерность)

2Al+6KOH+6H2O=2K3[Al(OH)6]+3H2

4Al+3O2=2Al2O3(высокодиперсный)

Cr2O3+2Al=2Cr+Al2O3(вост.св-ва)

3ZrO2+4Al=3Zr+2Al2O3(вост.св-ва)

4Tl+2H2O+O2=4TlOH(t)

2Ga+6NaOH+6H2O=2Na3[Ga(OH)6]+3H2

На воздухе In,Ga покрыты оксидной пленкой,Tl на воздухе быстро окисляется.

Оксид,гироксид,соли Al: их получение с св-ва

Al2O3-существует в основном в виде трех кристаллических модификаций.Аморфный Al2O3,алюмогель,образуетя при дегидратации(иногда частичной) гелеобразного гидроксида Al(OH)3 или при термич.разложении ацетата алюминия:

2Al(CH3COO)3+3H2O=Al2O3+6CH3COOH

Альфа-модификация:

2NH4Al(SO4)2=альфа-Al2O3+2NH3+4SO3+H2O

Прокаленный оксид инертен и лишь при нагревании растворяется в щелочах:

Al2O3+6OH(-)+3H2O=2[Al(OH)6](-3)

Al2O3+6H3O(+)+3H2O=2[Al(H2O)6](+3)

При сплавл. С щлочами образ.мета-алюминаты

Al2O3+2KOH=2KAlO2+H2O

Получ.из нефелина:

(Na,K)Al2Si2O8+2CaCO3=NaAlO2+KAlO2

+2CaSiO3+2CO2

NaAlO2+KAlO2+4H2O=Na[Al(OH)4]+K[Al(OH)4]

Na[Al(OH)4]+K[Al(OH)4]+2CO2=2Al(OH)3+

NaHCO3+KHCO3

2Al(OH)3=Al2O3+3H2O

Гидроксид:

[Al(H2O)6](3+)+3NH4OH=Al(OH)3+3NH4(+)+6H2O

[Al(OH)6](3-)+3CO2=Al(OH)3+3HCO3(-)

Типичное афотерное соединение

[Al(H2O)6](3+)←(3H3O(+))Al(OH)3(OH(-))

→[Al(OH)4](-)

При высокотемпературном сплавлении с кремнеземом SiO2 оксид алюминия образует многочисленные алюмосиликаты.

(пример (Na,K)Al2Si2O8).Алюминиевые квасцы

M2SO4∙Al2(SO4)3∙24H2O(M-Na,K)Алюминий при высоких температурах прямым синтезом образует бориды,карбиды,нитриды,сульфиды.

Al4C3+12H2O(гор)=4Al(OH)3+3CH4

2Al+6CH2=CH2+3H2=2(C2H5)3Al

AlH3+3CH=HR=(RCH2CH2)3Al

Al2O3+N2+3C=2AlN+3CO(t)

Al2O3+2NH3=2AlN+3H2O(t)

H3NAlH3=AlN+3H2(t)

2Al+3S=Al2S3

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S

Общая характеристика и хим.св-ва азота.

Азот -без цвета и запаха,малорастворим в воде.Проявляет очень слабые в-ные и ок-ные св-ва.При комнатной t он реагирует только с литием.

6Li + N2 → 2Li3N,

при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:

3Mg + N2 → Mg3N2,

2B + N2 →2BN.

N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г) + 91,84 кДж

Используется для получения аммиака,а так же в качестве инертного газа в с-ме.

Характеристика и химические св-ва углерода.

Среднее содержание С в земной коре составляет 0,48% по массе.Значительная часть углерода литосферы сосредоточена в известняках(СаСО3),

доломитах и др.Огромное кол-во выделяется при сжигании топлева.В атоме углеровада число валентных электронов равно числу вал.орбителей..

Углерод образует ковалентные связи со многими эл-ми,как с эл.полож. так и с эл.отриц,может проявлять валентность II,IV,и степени окисления (-4),(0),(+2),(+4).Важная особенность:р-орбитали его атома перекрываясь с р-орбиталями атомов,имеющих близкие размеры,способны образовывать прочные п-связи.Имеет алотропные модификации:алмаз,графит,карбин,фуллерен,нанотрубки,а так же аморфные формы.Углерод реагирует со многими элементами. Соединения с неметаллами имеют свои собственные названия — метан, тетрафторметан.Продукты горения углерода в кислороде являются CO и CO2(монооксид углерода и диоксид углерода соответственно). Известен также неустойчивый недооксид углерода С3О2 (температура плавления −111 °C, температура кипения 7 °C) и некоторые другие оксиды (например C12O9, C5O2, C12O12). Графит и аморфный углерод начинают реагировать с водородом при температуре 1200 °C, с фтором при 900 °C.Углекислый газ реагирует с водой, образуя слабую угольную кислоту — H2CO3, которая образует соли — карбонаты. На Земле наиболее широко распространеныкарбонаты кальция.Графит с галогенами, щелочными металлами и др. веществами образует соединения включения. При пропускании электрического разряда между угольнымиэлектродами в атмосфере азота образуется циан. При высоких температурах взаимодействием углерода со смесью Н2 и N2 получают синильную кислоту:

NH3+CH4=(Pt)HCN+3H2

При реакции углерода с серой получается сероуглерод CS2, известны также CS и C3S2. С большинством металлов, алюминием и кальцием углерод образует карбиды, например:

4Al+3C=Al4C3(t)

Ca+2C=CaC2(t)Важна в промышленности реакция углерода с водяным паром:С+Н2О=СО+H2 (газификация твердых топлив)

Общая характеристика и хим.св-ва германия,свинда,олова. Германий явл.рассеяным эл-том.Есть более 12-ти минералов,но нет самостоятельных руд.Олово и свинец-рдкие металлы.В природе редко встречаются в свободном сосояние.Геомания,имея кристаллическую решетку,как у алмаза,обладает высокой твердостью и проявл.полупроводниковые св-ва.Олово сущ.в виде трех аллотропных модификаций.Свинец самый мягкий среди тяжёлых металлов.

Pb+4HCl(k)=H2[PbCl4]+H2

Sn+3HCl(k)=H[SnCl3]+H2

В присутствии ок-лей:

Ge+4HCl(k)+2H2O2=GeCl4+4H2O(с примесью H2[GeCl6])

Sn+6HCl(k)+2H2O2=H2[SnCl6]+4H2O

Pb+4HCl(k)+H2O2=H2[PbCl4]+2H2O

Ge+2NaOH+2H2O2=Na2[Ge(OH)6]

Sn+2NaOH+2H2O2=Na2[Sn(OH)6]

Pb+2NaOH+H2O2=Na2[Pb(OH)4]

Лучше всего р-ется в царской водке:

3Ge+12HCl(k)+4HNO3(k)=3GeCl4+4NO+8H2O

3Sn+18HCl(k)+4HNO3(k)=3H2[SnCl6]+4NO+8H2O

3Pb+12HCl(k)+2HNO3(k)=3H2[PbCl4]+2NO+4H2O

Растворяются в концентрированной азотной и серной к-тах.

В отличии от германия,олово и свинец взаимодействуют с водным р-ром щелочи и в остсутствии ок-лей

4Sn+10HNO3=4Sn(NO3)2+NH4[Sn(OH)4]+H2

Pb+2NaOH+2H2O=Na2[Pb(OH)4]+H2

4Sn+10HNO3=4Sn(NO3)2+NH4NO3+3H2O(t=0)

2Pb+4CH3COOH+O2=2Pb(CH3COO)2+2H2O

(в присутствии О2 свинец и олово р-ют с орг.к-ми)