Хімічні властивості чадного газу

1. реакція горіння:

2СО + О₂ = 2СО₂ + Q (при цьому виділяється більше тепла,

ніж при горінні вуглецю)

2. реакція з оксидами малоактивних металів:

CO + FeO = Fe + CO₂

 

Добування «чадного газу»

1. У промисловості його одержують реакціями:

С + Н₂О = СО + Н₂

С + СО₂ = 2СО

2. У лабораторії одержують реакцією розкладу мурашиної кислоти конц. сульфатною кислотою:

к.H₂SO₄

НСООН → СО↑ + Н₂О

 

Застосування «чадного газу»

1. як газоподібне паливо;

2. для одержання чавуну і сталі.

Карбон (ІV) оксид

 

За фізичними властивостями СО₂ - це газ без запаху і смаку, 1,5

рази важчий за повітря(Mr(CO₂) = 44). Порівняно добре розчинний у воді (1:0,9) («газована вода»). У твердому стані його називають «сухий лід». У твердому стані вуглекислий газ переходить зразу у газоподібний, минаючи рідкий – явище сублімації ( ще характерне для йоду).

Хімічні властивості вуглекислого газу

 

І. Загальні властивості як кислотного оксиду.

1. реакція з водою:

СO₂ + Н₂О ↔ Н₂СO₃ карбонатна кислота

 

2. реакція з лугами: ( можуть утворюватися середні і кислі солі)

СO₂ + 2NaОH = Na₂СO₃ + H₂O

СO₂ + NaОH = NaНСO₃ натрій гідрогенкарбонат

 

ІІ. Характерні реакції.

1. реакція з «вапняною водою» Са(ОН)₂ – якісна реакція на СО₂ при цьому вапняна вода мутніє:

СO₂ + Са(ОН)₂ = СаСO₃↓ + Н₂О

2. реакція фотосинтезу:

6СО₂ + 6Н₂О = С₆Н₁₂О₆ + 6О₂↑

3. реакція з магнієм(тільки магній горить у вуглекислому газі):

СО₂ + 2Mg = 2MgO + C

 

Добування вуглекислого газу

1. У промисловості при розкладі вапняку(крейди):

СаСО₃ = СаО + СО₂↑

2. У лабораторії із карбонатів металів з сильними кислотами:

СaСO₃ + 2HCl = СаCl₂ + H₂СO₃ (СO₂ ↑ + H₂O)

 

Затосування вуглекислого газу

1. для газування напоїв і вод;

2. при гасінні пожеж;

3. «сухий лід» для зберігання продуктів.

 

Карбонатна кислота

H₂СО₃ – це слабка кислота, двоосновна.

Хімічні властивості карбонатної кислоти

 

І. Загальні властивості як кислоти:

1. реакція дисоціація (cтупінчасто):

H₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^-

HСО₃^- ↔ H⁺ + СО₃^2-

2. реакція з металами до Н:

Mg + H₂ СО₃ = Mg СО₃ + H₂↑

З. реакція з оксидами металів:

Mg O + H₂СО₃= Mg СО₃ + H₂O

4. реакція з лугами ( утворюють кислу і середню сіль, бо двоосновна кислота):

Na OH + H ₂СО₃ = Na HСО₃ + H₂O

Натрій гідрогенкарбонат

2NaOH + H ₂СО₃ = Na₂ СО₃ + 2H₂O

ІІ. Специфічна реакція:

1. розклад при звичайних умовах:

Н₂СO₃ ↔ СO₂ + Н₂О

Добування H₂СО₃

1. У промисловості і у лабораторії одержують реакцією:

СO₂ + Н₂О ↔ Н₂СO₃

 

Застосування карбонатної кислоти

1. для газування напоїв;

2. у вогнегасниках.

 

Солі карбонатної кислоти

 

Карбонатна кислота утворює два ряди солей: одну кислу і одну нормальну.

1. Гідрогенкарбонати:

NaHCO₃ , Ca(HCO₃)_2, Al(HCO₃)₃

2. Карбонати:

Na₂CO₃, CaCO₃, Al₂(CO₃)₂

Хімічні властивості солей карбонатної кислоти

І. Загальні властивості як солей

1. реакція з сильними кислотами – це якісна реакція на карбонати і гідроген карбонати, бо утворюється газ(«скипання»), який дає помутніння «вапняної води» (СО₂).

NaHCO₃ + HCl = NaCl + H₂СO₃ (СO₂ ↑ + H₂O)

Na₂СO₃+ 2HCl = 2NaCl + H₂СO₃ (СO₂ ↑ + H₂O)

2.реакція з солями:

Na₂СO₃+ СаCl₂ = 2NaCl + СаСO₃ ↓

3. реакція з лугами:

Na₂СO₃+ Са(ОН)₂ = 2NaОН + СаСO₃↓

ІІ. Специфічні властивості.

1. розклад при нагріванні:

А) Гідрогенкарбонати

а) реакція розкладу гідрогенкарбонатів утворених тільки лужними металами:

2 NaHCO₃ = Na₂CО₃ + H₂СO₃ (СO₂ ↑ + H₂O)

б) реакція розкладу гідроген карбонатів всіх інших металів:

Ca(HCO₃)₂ = СаО + 2СO₂ ↑ + H₂O

Б) Карбонати

а) реакція розкладу карбонатів тільки лужних металів не відбувається:

Na₂СO₃ ≠

б) карбонати всіх інших металів розкладаються на оксид металу і вуглекислий газ:

СаСО₃ = СаО + СО₂

Природні карбонати і гідроген карбонати

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

- 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)

- Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂ - визначають твердість води.

- СаСО₃ ∙ MgCO₃ - доломіт

 

Карбонати і гідрогенкарбонати переходять один в одного такими реакціями:

1. гідроген карбонати в карбонати:

2 NaHCO₃ = Na₂CО₃ + СO₂ ↑ + H₂O

або

NaHCO₃ + NaOH = Na₂CО₃ + H₂O

2. карбонати в гідроген карбонати:

Na₂CО₃ + H₂СO₃ (СO₂ ↑ + H₂O) = 2NaНСO₃

 

Силіцій і його сполуки

 

Атом Силіціюзнаходиться у ІV-А групі, на зовнішньому шарі в нього 4 електрони, найвища С.О. - +4, а найнижча - -4.

Атом Силіцію у формулах речовин має такі С.О.: -4, 0, +4.

Атом Силіцію подібно як «халькогени», Фосфор і Карбон утворюють декілька простих речовин (алотропія):

1. кристалічний кремній

2. пластичний кремній.

Всі алотропні модифікації Силіцію мають формулу - Si (інертний)

 

У природі (на Землі) Силіцій на другому місці по розповсюдженості – 28%, а Оксисен - 49%.

Хімічні властивості кремнію

1. реакція з металами (тільки активними і при високих температурах):

Si⁰ + 2Са = Са₂Si^-4 кальцій силіцид

4Al + 3Si⁰ = Al₄Si₃^-4 алюміній силіцид

Si⁰ – окисник

2. реакція з неметалами ( при високих температурах):

 

Si⁰ + O₂⁰ = Si⁺⁴O₂ «пісок»

Si⁰ - відновник

Si + C = Si⁺⁴C^-4 Cиліцій карбід (карборунд)

Si⁰ + 2Н₂ ≠

3. реакція з лугами ( при температурі):

Si + 2NaOH + Н₂О = Na₂SiO₃ + 2H₂↑

Добування кремнію

1. реакція з магнієм:

SiО₂ + 2Mg = 2MgO + Si

 

2. реакція з вугіллям (при температурі 2000^оС)

SiО₂ + 2С = 2СO + Si

Застосування кремнію

1. як напівпровідник;

2. для одержання жаро і кислотостійких сплавів;

3. для виробництва карборунду SiC – наждачний папір

(найтвердіший синтетичний кристал)

 

Гідрогенові сполуки Силіцію

Атом Силіцію утворює одну таку сполуку: SiH₄ - cилан - це газ,отруйний, який на повітрі самозагоряється: SiH₄ + 2O₂ = SiO₂ + 2H₂O

Одержують силан реакцією: Mg₂Si +4HOH = 2Mg(OH)₂ + SiH₄

Оксигенові сполуки Силіцію

Атом Силіцію утворює дві такі сполуки:

1. Si⁺² O – силіцій (ІІ) оксид, - несолетвірний оксид

2. Si⁺⁴O₂ - силіцій (ІV) оксид, «пісок» - кислотний оксид

Силіцій (ІV) оксид

Хімічні властивостіСиліцій (ІV) оксиду

SiO₂ має атомну! кристалічну гратку.

І. Загальні властивості як кислотного оксиду.

1. реакція з водою(не взаємодіє):

SiO₂ + Н₂О ≠

 

2. реакція з лугами: ( може утворювати середні солі)

SiO₂ + 2NaОH ↔ Na₂SiO₃ + H₂O

 

ІІ. Характерні реакції.

1. реакція з тільки флюоридною(плавиковою) кислотою:

SiO₂ + 4HF = SiF₄↑ + 2Н₂О

3. реакція з магнієм(тільки магній горить уСиліцій (ІV) оксид i):

SiО₂ + 2Mg = 2MgO + Si

 

Силікатна (кремнієва)кислота

H₂SiO₃ – найслабша із всіх відомих кислот, а також нерозчинна у воді.

(кислота – неелектроліт!)

Хімічні властивості силікатної кислоти

І.Загальні властивості як кислоти

1. тільки реакція з лугами при нагріванні:

2NaOH + H₂SiО₃ = Na ₂ SiО₃ + 2H₂O

ІІ. Специфічні властивості

1. реакція розкладу при нагріванні:

H₂SiО₃ = SiО₂ + H₂O

(«силікагель»(біле вугілля) - адсорбент газів і рідин як деревне вугілля)

Добування силікатної кислоти

У промисловості і у лабораторії одержують дією сильних кислот розчинні силікати:

Na₂SiO₃ +2HCl = 2NaCl + H₂SiO₃ ↓

Серед солей силікатної кислоти розчинні у воді тільки Na₂SiO₃ і К₂SiO₃ їх називають «розчинним склом»(входять до складу силікатного клею і у будівництві для захисту дерев’яних деталей споруд від руйнування)

Застосування сполук Силіцію

Найбільше в природі сполук Силіцію у вигляді піску, гірських порід, тому переробкою їх займається силікатна промисловість.

Основні її напрямки:

1. Виробництво скла.

Нагрівають суміш Na₂CO₃ , CaCO₃, SiO₂ (1:1: 6) до температури 1500⁰С і відбувається реакція:

Na₂CO₃ + CaCO₃ + 6SiO₂ = Na₂O + CaO + 2CO₂↑ + 6SiO₂

- звичайне(віконне і пляшкове) скло - Na₂O∙CaO∙6SiO₂

- тугоплавке скло - К₂O∙CaO∙6SiO₂

- кришталеве скло - К₂O∙PbO∙6SiO₂

2. керамічні вироби (вироби з білої і червоної глини).

3. виробництво цементу ( нагрівають суміш глини з крейдою – мергель – до 1000⁰С)

Природні сполуки Силіцію

 

1. SiO₂ - кремнезем(входить до складу піску), кварц, гірський кришталь, аметист,яшма, опал;

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

3. К₂O ∙Al₂O₃∙6SiO₂ - ортоклаз (польовий шпат).

 

ІІІ. Органічна хімія

 

Вуглеводні

 

Тема 22.Насичені вуглеводні

 

Органічна хімія вивчає сполуки Карбону з іншими елементами. Крім Карбону до складу органічних речовин входять: Н, О, N, Галогени і ці елементи називають елементами - органогенами.

У 1861 році російський вчений О.М.Бутлеров сформулював основні положення теорії хімічної будови орг.речовин:

1. Атоми у молекулах орг. речовин розміщені не безладно, а у певній послідовності згідно їх валентності;

2. Властивості орг.речовин залежать не тільки від кількісного і якісного складу, а від послідовності сполучення атомів у молекулах;

3. Атоми або групи атомів в органічних сполуках взаємно впливають одна на одну і це відбивається на хімічних властивостях;

4. За будовою орг.сполук можна розпізнати їх властивості і навпаки за властивостями – будову.

Із першого положення теорії випливає, що елементи-органогени мають постійну валентність в органічних сполуках.

| |

- C - IV - ─C─ ─C═ ═ C═ ─C≡

|