Природні сполуки лужних та лужно-земельних металів і їх застосування



Мы поможем в написании ваших работ!


Мы поможем в написании ваших работ!



Мы поможем в написании ваших работ!


ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Природні сполуки лужних та лужно-земельних металів і їх застосування



І. Калію:

- KCl – калійна сіль (сильвін); (як калійне добриво)

- K2CO3 - поташ;(калійне добриво, виробництво тугоплавкого скла і кришталю)

- KOH - «їдке калі»; (як електроліт в лужних акумуляторах, виробництва рідкого мила)

- KCl∙MgCl2∙6H2O - карналіт; (як калійне добриво)

- NaCl∙KCl - сильвініт

ІІ. Натрію

- NaCl – кухонна(кам´яна) сіль (галіт); (як смаковий продукт, одержання натрію)

- NaCl∙KCl – сильвініт

- Na2SO4∙10H2O - мірабіліт(глауберова сіль)

- Na2СO3∙10H2O - кристалічна сода

- Na2СO3 - кальцинована сода; (усунення твердості води, одержання звичайного скла, твердого мила)

- NaНСO3 - питна сода ( як розпушувач у харчовій промисловості, у вогнегасниках, для пониження кислотності в шлунку)

- NaОН - «їдкий натр», каустик, каустична сода. (одержання твердого мила, штучних волокон, очищення нафтопродуктів, реакціях гідролізу)

ІІІ. Кальцію.

- СаСО3 - крейда, мармур, вапняк, ракушник; (у будівництві, виготовлення пам’ятників, одержання негашеного вапна, вуглекислого газу)

- СaSO4∙2H2O - гіпс;( одержання паленого гіпсу-алебастру- (СаSO4)2∙0,5Н2О)

- СаО - «негашене вапно»;(одержання гашеного вапна)

- Са(ОН)2 - «гашене вапно», «вапняне молоко», «вапняна вода».(для визначення вуглекислого газу, в будівництві, для побілки стовбурів дерев,виготовлення цукру, для одержання «хлорного вапна», для боротьби з хворобами рослин-бордоська суміш- CuSO4∙5Н2О + Ca(OH)2 )

- СаСО3·MgCO3 – доломіт.

 

 

Твердість води

Під твердістю води розуміють наявність у воді солей тільки Магнію та Кальцію, а саме гідрогенкарбонатів, хлоридів і сульфатів:

Ca(HCO3)2 , Mg(HCO3)2 , CaCl2, MgCl2 , CaSO4, MgSO4.

Твердість води поділяється на:

1. Карбонатна або тимчасова твердість .Вона визначається наявністю в ній солей гідроген карбонатів Кальцію та Магнію: Ca(HCO3)2 , Mg(HCO3)2.

2. Не карбонатна або постійна твердість. Вона визначається наявністю в ній солей хлоридів і сульфатів Кальцію та Магнію: CaCl2, MgCl2 , CaSO4, MgSO4.

 

Методи усунення твердості води

 

І. Тимчасової або карбонатної твердості.

1. кип’ятіння:

Ca(HCO3)2 = СaCO3↓ + CO2↑ + H2O

Mg(HCO3)2 = MgCO3↓ + CO2↑ + H2O

2. додаванням кальцинованої соди – Na2CO3:

Ca(HCO3)2 + Na2CO3 = СaCO3↓ + 2NaHCO3

Mg(HCO3)2 + Na2CO3 = MgCO3↓ + 2NaHCO3

3. додаванням мила – С17Н35СООNa або С15Н31СООNa:

Ca(HCO3)2 + 2С17Н35СООNa = (С17Н35СОО)2Ca ↓ + 2NaHCO3

Mg(HCO3)2 + 2С17Н35СООNa = (С17Н35СОО)2Mg↓ + 2NaHCO3

ІІ. Постійної або не карбонатної твердості.

1. додаванням кальцинованої соди – Na2CO3:

CaCl2 + Na2CO3 = СaCO3↓ + 2NaCl

MgSO4 + Na2CO3 = MgCO3↓ + Na2SO4

2. додаванням мила – С17Н35СООNa або С15Н31СООNa:

CaCl2 + 2С17Н35СООNa = (С17Н35СОО)2Ca ↓ + 2NaCl

MgSO4 + 2С17Н35СООNa = (С17Н35СОО)2Mg↓ + Na2SO4

 

 

Тема 17. Алюміній і Ферум та їх сполуки.

Алюміній та його сполуки

Алюміній знаходиться у ІІІ-А групі.

На зовнішньому шарі внього три електрони. Алюміній – нетиповий метал(перехідний, амфотерний елемент).

Al0 - 3e = Al3+

+1327Al0 1s22s22p63s21 +1327Al3+ 1s22s22p63s00

В сполуках алюміній проявляє такі:

- СО - +3;

- валентність – ІІІ;

- заряд йона - 3+.

Алюміній – це третій(Оксисен, Силіцій) за поширеністю елемент у земній корі, а серед металів –найбільш розповсюджений - 8%, а залізо - 4%

Фізичні властивості алюмінію

1.Сріблясто-білого кольору;

2. м’який. Дуже пластичний, легко витягується у дріт і прокатується у листи і фольгу. З електропровідністю поступається тільки золоту, сріблу і міді(2/3 міді).

3. легкий (ρ(Al)=2,7 г/мл;)

4. тугоплавкі за лужні метали(t(плавлення)Al = +6600С)

У ряді металів він стоїть біля активних металів, але при звичайних умовах(на відміну від лужних та лужно-земельних металів) не взаємодіє ні з киснем , ні з водою тому, що він зверху покритий тонкою, щільною, прозорою плівкою, яка не допускає до поверхні кисень і воду. Знищити оксидну плівку на алюмінію можна тільки хімічно(не механічно), а саме ртуттю(Hg) або солями Меркурію(Hg(NO3)2).

 

Хімічні властивості алюмінію

 

|→ + Cl2 → Al+3Cl3

|→ + S → Al2+3S3

|→ + H2 → Al+3H3-1 - Al+3H3-1! – алюміній гідрид

Al → → |→ + O2 → Al2+3O3 (знищивши оксидну плівку)

|→ + H2O → Al+3(OH)3 + H2↑(знищивши плівку)

|→ + HCl → Al+3Cl3 + H2

|→ + Me*Cl → Al+3Cl3 + Me*

На відміну від типових металів алюміній як нетиповий метал взаємодіє з розчинами лугів(подібно як неметали), утворюючи сіль і водень:

2Al + 2H2O + 2NaOH = 2NaAlO2 + 3H2

Натрій метаалюмінат

А також алюміній вступає в реакцію з оксидами малоактивних металів і ця реакція називається алюмотермія.

2Al + 3FeO = Al2O3 + 2Fe

Алюміній утворює один оксид, який є амфотерним оксидом (Al2O3).Також він утворює один гідроксид, який є амфотерним гідроксидом(Al(OH)3).

Добування алюмінію

Одержують алюміній у промисловості електрометалургійним способом – електролізом розплавуAl2O3 .

Добування алюмініюметодом електролізу розплавуAl2O3 .

Al2O32Al3+ + 3O2-

(-) K: Al3+ + 3e → Al0

(+) A: 2O2- - 4e → O20

Загальне рівняння:

2Al2O3 → 4Al + 3O2

 

 

Природні сполуки алюмінію і їх застосування

1. Al2O3 - корунд ( червоні кристали – рубін, сині кристали – сапфір)

2. Al2O3∙nH2O - боксит (алюмінієва руда)

3. Al2O3∙2SiO2 ∙2H2O - каолініт (складова частина білої глини, а червона глина містить домішки Fe2O3 )

Алюміній використовується:

1. одержання сплавів легких і міцних:

- дюралюміни – це сплав Al + Cu + Mg

- силумін – це сплав Al + Si.

2. виробництво електричних дротів, різної хім..апаратури, фольги.

3. для алітування - це насичення поверхні стальних і чавунних виробів алюмінієм з метою захисту від корозії.

4. виробництва терміту(суміш залізної окалини і алюмінію) при цьому утворюється температура за 20000C, а також для одержання деяких металів методом алюмотермії.

 

 

Ферум та його сполуки

 

Ферум міститься VІІІ-Б групі. Fe - це d-елемент.

На зовнішньому шарі внього два електрони. Ферум –цетиповий метал.

На відміну від лужних, лужно-земельних металів та алюмінію як елементів головних підгруп, Ферум як елемент побічної підгрупи може віддавати електрони як з зовнішнього щару , так із передостаннього d-електронного шару.Тому для ньогохарактерні аж дві ступені окиснення.

 

 

Fe0 - 2e = Fe2+

+2656Fe0 1s22s22p63s264s2 3d6 +2656Fe2+ 1s22s22p63s264s03d6

Fe0 - 3e = Fe3+

+2656Fe0 1s22s22p63s264s2 3d6 +2656Fe3+ 1s22s22p63s264s03d5

 

В сполуках Ферум проявляє такі:

- СО - +2 і +3;

- валентність – ІІ і ІІІ;

- заряд йона - 2+ і 3+

 

Фізичні властивості заліза

1. Сріблясто-білого (сірого) кольору;

2. має магнітні властивості на відміну від інших металів ;

3. важкий (ρ(Fe)=7,87 г/мл;)

4. тугоплавкий (t(плавлення)Fe = +15390С)

 

Хімічні властивості заліза

Залізовідноситься дометалів середньої активностіу ряді металів.

 

|→ + Cl2 → Fe+3Cl3

|→ + S → Fe+2S

|→ + H2

Fе → → |→ + O2 → Fe3O4 (тільки при t0 = 10000С)

|→ + H2O → Fe3O4+ H2↑(тільки при t0 = 10000С)

|→ + HCl → Fe+2Cl2 + H2

|→ + CuCl2 → Fe+2Cl2 + Cu

|→ + O2 + H2O → Fe(OH)3 (звичайні умови)

іржа

Ферум утворює три оксиди:

1. FeO – ферум (ІІ) оксид (основний оксид)

2. Fe2O3 - ферум (ІІІ) оксид (амфотерний оксид)

3. Fe3O4 (FeO∙Fe2O3) – залізна окалина обо ферум(ІІ,ІІІ) оксид )змішаний оксид)

Ферум утворює два гідроксиди:

1.Fe(OH)2 - ферум (ІІ) гідроксид (нерозчинна основа)

2.Fe(OH)3 -ферум (ІІІ) гідроксид (амфотерний гідроксид).

4Fe(OH)2 + 2H2О + O2 = 4Fe(OH)3

 

Якісні реакції на солі Fe2+ і Fe3+

І. Fe2+.

1. Реакція з лугами, при цьому утворюється брудно-зелений осад Fe(OH)2:

FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2 ↓ + 2NaCl

2.Реакція з червоною кров’яною сіллю K3[Fe+3(CN)6]і при цьому утворюється синій осад «турнбулева синь»:

3Fe+2Cl2 + 2K3[Fe+3(CN)6]= Fe3[Fe+3(CN)6]2↓ + 6KCl

«турнбулева синь»

ІІ. Fe3+.

1. Реакція з лугами, при цьому утворюється бурий осад Fe(OH)3:

FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3 ↓ + 3NaCl

2.Реакція з жовтою кров’яною сіллю K4[Fe+2(CN)6]і при цьому утворюється синій осад «берлінська блакить»:

4Fe+3Cl3 + 3K4[Fe+2(CN)6]= Fe4[Fe+2(CN)6]3↓ + 12KCl

«берлінська блакить»

3.Реакціяз калій роданідом KSCNі при цьому утворюєтьсякриваво-

червоний осад Fe(SCN)3:

FeCl3 + 3KSCN = Fe(SCN)3 ↓ + 3KCl

 

Природні сполуки Феруму

 

1. Fe2O3 - гематит, червоний залізняк

2. Fe3O4 (FeO∙Fe2O3) – магнетит, магнітний залізняк, залізна окалина.

3. FeS2 – пірит, залізний або сірчаний колчедан.

 

 

Неметалічні елементи

Особливості будови атомів неметалів:

1.Мають велику кількість електронів на зовнішньому шарі (3-8 електронів);

2. мають малий радіус(мала кількість електронних шарів);

3. неметали переважно приймають електрони до завершення зовнішнього шару, тобто переважно є окисниками,але деякі з них можуть і віддавати електрони(крім Флору),тобто виступають і відновниками.

4. Неметали мають найвищу позитивну С.О., яка відповідає номеру групи і найнижчу негативну С.О. таку скільки електронів бракує до завершення зовнішнього шару.

Із 110 елементів – 22 неметали. Це переважно р-елементи, крім Н і Не –s – елементи. Елементи-неметали у періодичній системі знаходяться і правій верхній частині її. Якщо провести діагональ від Бору до Астату, то на лінії діагоналі і зверху неї знаходяться неметали.

 



Последнее изменение этой страницы: 2016-06-26; просмотров: 263; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.212.120.195 (0.006 с.)