Štruktúra jednoduchých látok - nekovov. Chemické, fyzikálne vlastnosti látok Aké sú chemické vlastnosti

Boh dal človeku železo, ale diabol mu dal hrdzu.

Povedať

Zmeny vlastností v priebehu desaťročí. Keďže d-prvky sa vyznačujú tým pozitívne st.ok., potom vo forme jednoduché látky vykazujú regeneračné vlastnosti, ktoré sú vodné roztoky charakterizovaný hodnotou redoxného potenciálu E. 0 V desaťročiach zľava doprava jej hodnota korelujúca s hodnotou I 1, rastie, ale pri prechode na mangán a podskupinu zinku napriek prudkému nárastu I 1 klesá v dôsledku poklesu hodnoty I 2 a poklesu energie kryštálovej mriežky pri prechode k týmto kovom (z tých, ktoré sa nachádzajú vľavo od nich v periodickej tabuľke).

V kompaktnom stave pri ot. dokonca aj M prvej dekády, ktoré majú záporné hodnoty E (0 od Sc do Mn E 0< −0,90 B), с водой не реагируют вследствие образованияpasivácia oxidové filmy na ich povrchu. Pri teplotách červeného tepla však menej aktívne kovy (železo, nikel, analógy vanádu a titánu) vytláčajú vodík z vody. Reaktivita M sa tiež prudko zvyšuje, keď sa premenia na dobre stav, napríklad práškový mangán a chróm interagujú s vodou pri r.b. (s tvorbou MnO 2 a Cr 2 O 3).

Všetky kovy prvej dekády, pre ktoré E 0 vytláča vodík zo zriedených roztokov kyselín< 0, кроме ванадия. Наиболее активные М: цинк и марганец – растворяются даже в уксусной кислоте, а медь (в ряду напряжений стоит правее водорода) лишь в т.н. кислотах-окислителях. При указанных взаимодействиях только Sc и Тi образуют соединения в ст.ок. (+3), остальные – в (+2), хотя хром(II) и (гораздо медленнее) железо(II) на воздухе затем окисляются до (+3).

Je vysvetlená anomálna pasivita vanádu (E 0 = −1,20 V) v zriedených kyselinách špeciálna hustota jeho oxidový film. Rozpúšťa sa iba v HF alebo koncentrovanej HNO3, s ktorými tento kov reaguje:

V + HNO3 = HVO3 + NO.

Iné aktívny M v závislosti od rozpustnosť ich oxidový film v koncentrovanej kyseline dusičnej s ním buď reaguje a redukuje dusík na (-3) (ide o zinok, mangán a podskupinu skandia), alebo je ním pasivovaný v dôsledku zhrubnutia oxidového filmu, ako je Cr 124.

Pasiváciu je možné vykonávať aj umelo. Teda ošetrenie chrómu (ktorý je v rozsahu napätia medzi zinkom a železom) koncentrovanými kyselina dusičná zvyšuje svoj potenciál z –0,56 V na +1,2 V, t.j. robí Cr takmer rovnako ušľachtilým ako Pt. (Chróm v nehrdzavejúcej oceli a iných zliatinách 125 sa obzvlášť ľahko deaktivuje.) Koncentrovaná H 2 SO 4 a HNO 3 tiež pasivujú železo.

Kobalt a nikel sú v chemickej aktivite podobné Fe v dôsledku blízkosti atómových polomerov (preto sa spájajú do rodinažľaza). Ak však železo reaguje so zriedenou HCl a H2S04 pri okolitých podmienkach, potom Co a Ni reagujú pri zahrievaní. Okrem toho sú deaktivované kyselinou dusičnou v menšej miere ako železo, kvôli väčšej rozpustnosti ich oxidov v tejto kyseline.

Všimnite si, že pre prvky druhej a tretej dekády zostáva povaha zmeny hodnoty E 0 približne rovnaká ako v prvej.

Zmeny vlastností v podskupinách. Hodnota I 1 v d-podskupinách je hlavne rastie asila sa zvyšuje väzby v M mriežke (porovnaj m.p.). V dôsledku toho (na rozdiel od hlavných podskupín a podskupiny Sc) sa hodnota E 0 stáva pozitívnejšou a reaktivita kovov klesá.

Ak sa teda v podskupine IB meď rozpúšťa v koncentrovanej kyseline sírovej pri r.v., tak striebro len pri t > 160 0 C. Striebro však podobne ako meď pri r.v. miestnosťteplota interaguje s kyselinou dusičnou a zlato interaguje iba s aqua regia (ako aj s kyselinou selénovou (pozri vyššie) a s chlórovou vodou v prítomnosti HCl).

V podskupine IIB je Zn rozpustný aj v kyseline octovej, Cd je rozpustný v HCl a Hg (E 0 > 0) len v HNO (3 pri nedostatku kyseliny postupuje oxidácia na Hg, 2 2 + a pri nadbytku - na Hg). 2 +

Podobne v podskupine VIIB - Mn reaguje s CH COOH 3 a Tc a Re (ich hodnoty

Eo: 0,47 V, respektíve 0,37 V), pri r.b. rozpúšťajú sa len v oxidačných kyselinách, napríklad kyseline dusičnej (produkty NO a HEO 4).

V podskupine VIIIB všetky kovy zo skupiny železa interagujú so zriedenými kyselinami. A ich analógy, t.j. platinové kovy (E 0 > 0) sa oxidujú len v tvrdý podmienok a blízkosť ich polomerov určuje veľkú podobnosť v chemickom správaní, ale existuje aj rozdiely.

Najaktívnejšie z nich, paládium, je teda kyselina ako striebro; a ródium a irídium sa na rozdiel od ostatných nerozpúšťajú ani v „regia vodke“ 126. V dôsledku tvorby reagujú s roztokom chloridu sodného nasýteným chlórom pri teplote rozžeravenej do červena udržateľný komplexy Na3 [ECl6]. Vo forme čiernej však tieto kovy ľahko reagujú s horúcou kyselinou sírovou a dokonca aj s kyselinou chlorovodíkovou v prítomnosti kyslíka. Všimnite si, že za týchto podmienok sa osmium v dôsledku svojej vysokej afinity ku kyslíku (?) rozpúšťa v kompaktnej forme.

Vo vedľajších podskupinách IV, V a VI v M druhej a tretej dekády E 0< 0 , но за счет влиянияhustý oxidový film na ich povrchu, reagujú s kyselinami len v drsných podmienkach. Zr a Hf sú teda rozpustné len v komplexotvorných kyselinách: v horúcej kyseline sírovej (produkt – H 2 [E(SO 4) ] 3) a v kyseline fluorovodíkovej (H 4 [EF 8 ]); molybdén interaguje iba s oxidačnými kyselinami pri zahrievaní a volfrám, niób a tantal iba so zmesou HF a HNO (3 produkty NO a H2WF8 alebo H2EF7).

Takže, bez ohľadu na to, či je alebo nie je uložený kinetický faktor (pasivačný film), aktivita d-kovov voči kyselinám v podskupinách klesá. Výnimka, ako už bolo uvedené, je podskupina scandium, v ktorom nedochádza k ovplyvneniu f-kompresie a povaha zmeny hodnôt atómového polomeru, I 1 a E 0 je rovnaká ako v hlavných podskupinách. V dôsledku toho lantán (na rozdiel od skandia a ytria, ktoré sú rozpustné v rb iba v kyselinách) dokonca interaguje s vodou:

La + H20 -> La(OH)3 + H2.

Pomer d-kovov k alkáliám. Striebro 127 je najodolnejšie voči zásadám a zinok je najmenej odolný: rovnomerný riešenie alkálie, redukcia vodíka vody a tvorba komplexu 128 -. Zvyšné d-kovy, ak majú tendenciu existovať v aniónovej forme, reagujú s alkáliami (alebo sódou) počas fúzie, Napríklad:

Ti⎫⎧Na2Ti03⎬ + NaOH→ H2+⎨.

⎭ ⎩Na 3 VO 4

V prípade ostatných je potrebné mať oxidačné činidlo:

Cr + NaNO 3 + NaOH→ Na 2 CrO 4 + NaNO 2,

O2 + Na2C03 → Na2W04 + C02.

Okrem toho W a Mo interagujú s alkáliami aktívnejšie ako Cr, pretože Počas reakcie je ich povrch pokrytý kyslejším oxidom (EO) 3 ako v prípade chrómu (Cr 2 O 3).

Interakcia d-kovov s jednoduchými látkami. Korózia. Pri izbových podmienkach väčšinu d-kovov okrem ušľachtilých oxiduje iba fluór (reakcie s Cu, Ni, Fe (ako aj s Pb, Al) sú však obmedzené na tvorbu ochranných filmov fluoridov). Navyše s ob.u. zlato interaguje s brómom a ortuť interaguje s jódom a sírou v dôsledku tvorby termodynamicky veľmi udržateľný produkty: AuBr, 3 HgI 2 a HgS (pozri časť „Halogény“).

Vo vzduchu, v jemne rozptýlenom stave, pomerne aktívne kovy (Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni) pyrofory 2 (t.j. svietia, keď sú vystavené vzduchu), ale v kompaktnej forme je väčšina M stabilná v dôsledku pasivácie. Predovšetkým hustý povrchové filmy sú tvorené kovmi podskupiny vanád a titán, preto majú vysokú koróznu odolnosť (aj v morskej vode).

Ostatné kovy nie sú také stabilné. Vplyvom zložiek vzduchu (akých?) pomaly dochádza ku korózii zinku a medi (za vzniku E 2 (OH) 2 CO 3); Dokonca aj striebro stmavne a pokryje sa sulfidom (pod spoločným vplyvom O 2, H 2 O a H 2 S; aká je úloha každého z nich?).

Železo obzvlášť rýchlo koroduje. Je pravda, že v suchej atmosfére k jeho oxidácii dochádza iba pred tvorbou hustý FeO pasivačný film. Ale v prítomnosti vlhkosti produkt získaný reakciou:

Fe + H 2 O → FeO + H 2,

oxidovaný kyslíkom, aktivovaný molekulami H 2 O na Fe 2 O 3. V tomto prípade voda sorbovaná povrchom kovu, čiastočne rozpúšťajúca v sebe oxidačné produkty, prekáža formácie hustý oxidová štruktúra, v dôsledku čoho dochádza k korózii železa hlboko dole.

Prídavok alkálie znižuje oxidačný potenciál kyslíka, a preto proces prebieha v menšej miere. Všimnite si to Veľmičistéželezo, ktoré dobre adsorbuje vodík a tým pasivuje svoj povrch, neoxiduje.

Na ochranu pred koróziou sa priemyselné železo natiera alebo podrobuje cínovaniu, galvanizácii, chrómovaniu, niklovaniu, nitridácii (náter Fe 4 N), cementovaniu (Fe C 3) a iným metódam spracovania. najmä vitrifikáciu povrchová úprava kovu laserom zvyšuje odolnosť proti korózii 12-krát, ale pri zahriatí M nad 200 0 C sa tento efekt stráca. Spoľahlivejším, ale nákladnejším spôsobom boja proti oxidácii železa vo vzduchu je výroba nehrdzavejúcej ocele (18 % Cr a 9 % Ni).

Korózia je však pomalý proces a dosť rýchlo d-kovy reagujú len s nekovmi pri zahriatí, dokonca aj najaktívnejšie M podskupiny skandia (oxidujúce na (+3)). (Od Sc do La sa však interakčná aktivita zvyšuje (?) a napríklad lantán sa vznieti v chlóre pri ob.u.)

V prípade menej reaktívnych (?) kovov podskupiny titánu je to potrebné viac vykurovanie (nad 150 0 C). V tomto prípade sa Hf transformuje na Hf + 4 a Ti a Zr môžu vytvárať produkty menejcenný st.ok.: Ti 2 O 3, ZrCl 2 atď. Sú to však silné redukčné činidlá, najmä v prípade Zr (?) - na vzduchu oxidujú alebo dismutujú:

ZrCl2 -> Zr+ ZrCl4.

S ešte menej aktívne kovy podskupiny vanádových reakcií prebiehajú pri t > 400 0 C, a s tvorbou produktov len v najvyššom stupni. (+5).

Pri prechode do podskupiny chrómu sa reaktivita M rastie(v dôsledku väčšej prchavosti oxidov), ale klesá z Cr na W (?). Chróm teda interaguje so všetkými Г2, molybdén nereaguje s I2 a volfrám nereaguje s Br2. Okrem toho oxidácia chrómu dosahuje až (+3) a jeho analógov až (+6). (Všimnite si, že WF je 6. najťažší plyn pri nulovej hladine)

Podobné vzory sú pozorované v iných podskupinách d-kovov. Technécium a rénium teda neinteragujú s jódom as inými halogénmi - iba pri t > 400 0 C, pričom tvoria EG 7. Mangán zároveň pri miernom zahriatí oxiduje

aj sivá a až st.ok. (+2).

Meď reaguje s mokré chlór pri r.p.c., striebro - pri miernom zahriatí a zlato - len pri t> 200 0 C. Pri zahriatí kyslík pôsobí len na meď (produkt CuO, pri vyšších teplotách - Cu 2 O (?)), striebro oxiduje (na rozdiel od zlato) ozónom (na AgO).

Zinok tiež horí v CO 2 a ortuti pri okolitých podmienkach. Nie je pokrytý ani oxidovým filmom. Pri zahriatí na 300 0 C vytvára zmes oxidov HgO a Hg 2 O, ktorá pri t> 400 0 C štiepi O na Hg, pričom teplota rozkladu oxidu kademnatého je 1813 0 C a ZnO je 1950 0 C.

Chemicky najstabilnejšie platinové kovy a zlato, avšak pri dostatočnom zahriatí reagujú takmer so všetkými nekovmi (G 2, O 2, S, P, As), aj keď s rôznou aktivitou resp. selektívnosť; a to: v periódach zľava doprava sa zvyšuje odolnosť voči O 2 a F 2 a voči Cl 2 a S klesá (v súlade s elektrónovou štruktúrou atómov prvkov (?)).

Ak teda fluór reaguje s platinou len pri t > 400 0 C, potom chlór reaguje pri 250 0 C (produkt PtCl 2). Alebo ak vezmeme do úvahy interakciu s kyslíkom: osmium vo forme čiernej sa oxiduje na vzduchu pri r.b. (do OsO 4), ruténium - s miernym zahrievaním a zvyšok - pri teplote červeného tepla. Produkty: IrO 2, PdO, PtO 2, Rh 2 O 3.

(Pre viac vysoké teplo tieto oxidy sa rozkladajú a ak reakcia:

PtO 2 → Pt+ O 2

prebieha pri 500 0 C, potom sa rozkladá:

Ru02 → Ru+ O2

nastáva až keď t > 1300 0 C).

Podobné zvýšenie odolnosti kovu voči kyslíku sa pozoruje pri prechode zo železa na nikel (pozri tabuľku 14).

Tabuľka 14. Charakteristika interakcie kovov zo skupiny železa s kyslíkom

Tvorba tuhých roztokov. Charakteristickým znakom d-kovov je ich tendencia vzhľadom na širokú škálu st.ok. a valenčné stavy k tvorbe zlúčenín nestechiometrická zloženie: intermetalické zlúčeniny (AlNi atď.) alebo metalidy (Fe S 3, VN, LaB, ZrC 6 atď.). A tiež tuhé roztoky najmä riešenia implementáciu plynov Kovy podskupiny skandium a titán teda absorbujú vodík pri r.p.a. k zloženiu: EH 2 a EH (3 pri zahrievaní klesá rozpustnosť H 2).

Nikel a paládium majú špeciálnu afinitu k vodíku (1 V Pd rozpúšťa 1000 V H 2), ktoré sú preto katalyzátormi reakcie hydrogenácia. A napríklad platina prevažne sorbuje O2 (do 700 V), a preto sa používa ako katalyzátor pre procesy s kyslíkom: oxidácia NH 3 na NO, SO 2 na SO, 3 na dodatočné spaľovanie výfukových plynov automobilov (v tomto prípade sa najmä NO mení na N 2 a CO na CO 2) atď.

Mechanizmus katalytického pôsobenia týchto kovov spočíva v tom, že, ako sa predpokladá, plyny rozpúšťajúce sa v M atomizované. Vodík, ktorý sa uvoľňuje, keď sa jeho roztok v kove zahrieva, je teda silnejšie redukčné činidlo ako molekulové.

Okrem toho, napríklad paládium, keď absorbuje H 2 do určitej hranice, zachováva si svoje kovové vlastnosti, ale stráca paramagnetizmus. To znamená, že aspoň niektoré z atómov vodíka odovzdajú svoje valenčné elektróny vodivému pásu kovu.

Existuje tiež dôkaz o čiastočnej tvorbe hydridových iónov, napríklad keď sa vodík rozpúšťa v železe. Prijaté atď. nekonvenčné hydridy, v ktorých sú molekuly H 2 koordinované ako celok na atóme d-kovu. (Slúžia ako modely na štúdium medziproduktov, ktoré vznikajú počas katalýzy.)

Dnes existuje asi 2,5 milióna rôznych zlúčenín, prirodzene sa vyskytujúcich aj umelo syntetizovaných ľuďmi. Všetky sú veľmi odlišné, niektoré z nich sú nenahraditeľnými účastníkmi biologických procesov prebiehajúcich v živých organizmoch. Zlúčeniny sa od seba odlišujú vlastnosťami látok. Charakteristiky a čo iné vám umožňuje identifikovať jednu alebo druhú chemická molekula, budeme ďalej zvažovať.

čo je látka?

Ak si tento pojem zadefinujeme, treba poukázať na jeho súvislosť s fyzickými telami. Koniec koncov, látka sa považuje presne za to, z čoho sú tieto telá vyrobené. Takže sklo, železo, síra, drevo sú látky. Príkladov možno uviesť donekonečna. Je ľahšie porozumieť nasledovnému: tento výraz označuje celú škálu rôznych kombinácií molekúl existujúcich vo svete, ako aj jednoduché monatomické častice.

Teda voda, alkohol, kyseliny, zásady, bielkoviny, sacharidy, soľ, cukor, piesok, hlina, diamant, plyny atď. – to všetko sú látky. Príklady nám umožňujú jasnejšie pochopiť podstatu tohto konceptu.

Fyzické telo je produkt, ktorý vytvára príroda alebo človek na základe rôznych zlúčenín. Napríklad sklo je telo vyrobené zo skla a list papiera je telo, ktoré je spracovaná celulóza alebo drevo.

Samozrejme, všetky molekuly sú odlišné. To, čo je základom ich rozdielov, sa nazývajú ich vlastnosti – fyzikálne, organoleptické a chemické. Stanovujú sa pomocou špeciálnych metód, ktoré má každá veda svoje. Môžu to byť matematické, analytické, experimentálne, inštrumentálne metódy a mnohé ďalšie. Napríklad veda o chémii používa svoje vlastné činidlo pre každú látku alebo skôr na jej identifikáciu. Vyberá sa na základe štruktúrnych vlastností molekuly a predikcie chemických vlastností. Potom je experimentálne testovaný, schválený a konsolidovaný v teoretickom základe.

Klasifikácia látok

Rozdelenie zlúčenín do skupín môže byť založené na mnohých rôznych charakteristikách. napr. fyzický stav. Všetky môžu byť štyroch typov podľa tohto faktora:

plazma;
kvapalina;
kryštalická látka (tuhá látka).

Ak vezmeme za základ „hlbšiu“ vlastnosť, všetky látky možno rozdeliť na:

organické - založené na reťazcoch a cykloch atómov uhlíka a vodíka;
anorganické - všetky ostatné.

Podľa elementárneho zloženia, ktoré sa odráža vo vzorcoch látok, sú všetky:

jednoduché - z jedného typu chemického atómu;
komplex - dva alebo viac rôznych typov prvkov.

Jednoduché sa zase delia na kovy a nekovy. Komplexné zlúčeniny majú mnoho tried: soli, zásady, kyseliny, oxidy, estery, uhľovodíky, alkoholy, nukleových kyselín a tak ďalej.

Rôzne typy zložených vzorcov

Čo je to vizuálne, teda grafické zobrazenie súvislostí? Samozrejme, ide o vzorce látok. Sú rôzne. V závislosti od typu sa líšia aj informácie o molekule v nich obsiahnutej. Existujú teda nasledujúce možnosti:

Empirické alebo molekulárne. Odráža kvantitatívne a kvalitatívne zloženie látky. Obsahuje symboly základných prvkov a index v ľavom dolnom rohu, ktorý označuje množstvo daného atómu v molekule. Napríklad H20, Na2S04, AL2(S04)3.
Elektronická grafika. Tento vzorec ukazuje počet valenčných elektrónov pre každý prvok, ktorý je súčasťou zlúčeniny. Preto pomocou tejto možnosti je už možné predpovedať niektoré chemikálie a látky.
V organickej chémii je obvyklé používať úplné a skrátené Odrážajú poradie atómových väzieb v molekulách, navyše jasne naznačujú, že látka patrí do určitej triedy zlúčenín. A to vám umožňuje presne určiť konkrétny typ molekuly a predpovedať všetky jej charakteristické interakcie.

Preto je chemická symbolika a správne zostavené vzorce zlúčenín najdôležitejšou súčasťou práce so všetkými známe látky. Toto by mal vedieť každý študent chémie.

Fyzikálne vlastnosti

Veľmi dôležitou vlastnosťou je prejav fyzikálne vlastnosti látok. Čo presne platí pre túto skupinu?

Fyzický stav za rôznych podmienok, vrátane štandardných.
Teploty varu, topenia, mrazenia, vyparovania.
Organoleptické vlastnosti: farba, vôňa, chuť.
Rozpustnosť vo vode a iných rozpúšťadlách (napríklad organických).
Hustota a tekutosť, viskozita.
Elektrická a tepelná vodivosť, tepelná kapacita.
Elektrická priepustnosť.
Rádioaktivita.
Absorpcia a emisia.
Indukčnosť.

Existuje aj množstvo ukazovateľov, ktoré sú veľmi dôležité pre úplný zoznam, odrážajúce vlastnosti látok. Sú však medzi fyzikálnymi a chemickými. toto:

typ kryštálovej mriežky;
elektronegativita;
tvrdosť a krehkosť;
kujnosť a ťažnosť;
volatilita alebo volatilita;
biologické účinky na živé organizmy (jedovaté, dusivé, nervovo paralytické, neutrálne, prospešné atď.).

Často sa tieto ukazovatele uvádzajú práve vtedy, keď sa priamo zvažujú chemické vlastnosti látok. Môžete ich však uviesť aj vo fyzickej časti, čo však nebude chyba.

Chemické vlastnosti látok

Táto skupina zahŕňa všetky možné typy interakcií príslušnej molekuly s inými jednoduchými a zložitými látkami. To znamená, že ide o priame chemické reakcie. Sú prísne špecifické pre každý typ pripojenia. Všeobecné skupinové vlastnosti sú však identifikované pre celú triedu látok.

Napríklad všetky kyseliny sú schopné reagovať s kovmi podľa ich polohy v elektrochemický rad kovové napätia. Všetky sú tiež charakterizované neutralizačnými reakciami s alkáliami a interakciou s nerozpustnými zásadami. Koncentrované kyseliny sírové a dusičné sú však špeciálne, pretože produkty ich interakcie s kovmi sa líšia od produktov získaných v dôsledku reakcií s inými zástupcami triedy.

Každá látka má množstvo chemických vlastností. Ich množstvo je určené aktivitou zlúčeniny, to znamená schopnosťou reagovať s inými zložkami. Niektoré sú vysoko reaktívne, niektoré sú prakticky inertné. Toto je prísne individuálny ukazovateľ.

Jednoduché látky

Patria sem tie, ktoré pozostávajú z rovnakého typu atómov, ale s rôznym počtom. Napríklad S8, O2, O3, Au, N2, P4, CL2, Ar a ďalšie.

Chemické vlastnosti jednoduché látky sú redukované na interakciu s:

kovy;
nekovy;
voda;
kyseliny;
alkálie a amfotérne hydroxidy;
organické zlúčeniny;
soli;
oxidy;
peroxidy a anhydridy a iné molekuly.

Opäť treba zdôrazniť, že ide o vysoko špecifickú charakteristiku každého konkrétneho prípadu. Preto sa fyzikálne a chemické vlastnosti jednoduchých látok posudzujú individuálne.

Komplexné látky

Do tejto skupiny patria zlúčeniny, ktorých molekuly sú tvorené dvomi alebo viacerými rôznymi chemické prvky. Množstvo každého sa môže líšiť. Pre pochopenie uvádzame niekoľko jednoduchých príkladov:

H3P04;
K3;
Cu(OH)2;
AL 2 O 3 a ďalšie.

Keďže všetky patria do rôznych tried látok, nie je možné identifikovať spoločné fyzikálne a chemické vlastnosti pre všetky. Ide o špecifické vlastnosti, jedinečné a individuálne v každom konkrétnom prípade.

Anorganické látky

Dnes ich je vyše 500 tisíc. Existujú jednoduché aj zložité. Celkovo môžeme vyzdvihnúť niekoľko hlavných, ktoré predstavujú celú ich rozmanitosť.

Jednoduché látky kovy.
Oxidy.
Jednoduché látky sú nekovy.
Vzácne alebo inertné plyny.
Peroxidy.
Anhydridy.
Prchavé zlúčeniny vodíka.
Hydridy.
Soľ.
Kyseliny.
Dôvody.
Amfotérne zlúčeniny.

Každý zástupca každej triedy má svoj vlastný súbor fyzikálno-chemických vlastností, ktoré ho umožňujú odlíšiť od iných zlúčenín a identifikovať.

Vlastnosti organických látok

Organická je odvetvie chémie, ktoré sa zaoberá štúdiom iných ako anorganických zlúčenín a ich vlastností. Ich štruktúra je založená na atómoch uhlíka, ktoré sa môžu navzájom spájať do rôznych štruktúr:

lineárne a rozvetvené reťazce;
cykly;
aromatické kruhy;
heterocykly.

Živé organizmy pozostávajú práve z takýchto zlúčenín, pretože základom života sú bielkoviny, tuky a sacharidy. Všetky sú reprezentantmi, preto sú ich vlastnosti špeciálne. Avšak v každom prípade, bez ohľadu na to, o akej molekule hovoríme, stále sa bude vyznačovať určitým súborom fyzikálno-chemických vlastností, ktoré sme už spomenuli skôr.

Čo je živá hmota?

Látka, z ktorej sa skladá všetka biomasa našej planéty, sa nazýva živá. Teda tie organizmy, ktoré na ňom tvoria život:

baktérie a vírusy;
prvoky;
rastliny;
zvieratá;
huby;
Ľudia.

Keďže hlavná časť zlúčenín v živej bytosti je organická, možno ich klasifikovať ako živú hmotu. Nie však všetky. Iba tie, bez ktorých je existencia predstaviteľov živej biosféry nemožná. Sú to bielkoviny, nukleové kyseliny, hormóny, vitamíny, tuky, sacharidy, aminokyseliny a iné. Termín „živá hmota“ zaviedol Vernadsky, zakladateľ doktríny biosféry planéty.

Vlastnosti živej hmoty:

vlastníctvo energie so schopnosťou premeniť ju;
samoregulácia;
dobrovoľné hnutie;
striedanie generácií;
extrémna rozmanitosť.

Kryštály a kovové látky

Všetky zlúčeniny, ktoré majú určitý typ priestorovej mriežkovej štruktúry, sa nazývajú kryštalické. Existujú zlúčeniny s atómovým, molekulárnym alebo kovovým kryštálovú mriežku. V závislosti od typu sa líšia aj vlastnosti tuhé zlúčeniny, ktoré majú formu jemných alebo hrubých kryštálov, sú rôzne soli.

Existujú aj jednoduché látky s podobnou štruktúrou, napríklad diamant alebo grafit, drahokamy a polodrahokamy, minerály, skaly. Ich hlavné vlastnosti:

tvrdosť;
krehkosť;
priemerné teploty topenia a varu.

Ako to však vždy býva, nemusí každá vlastnosť vyhovovať každému.

Látky prejavujú kovy a ich zliatiny. Pre nich možno identifikovať súbor spoločných charakteristík:

kujnosť a ťažnosť;
vysoké teploty varu a topenia;
elektrická a tepelná vodivosť;
kovový lesk.

Zásady (hydroxidy) – komplexné látky, ktorých molekuly obsahujú jednu alebo viac hydroxy OH skupín. Najčastejšie sa zásady skladajú z atómu kovu a OH skupiny. Napríklad NaOH je hydroxid sodný, Ca(OH)2 je hydroxid vápenatý atď.

Existuje zásada - hydroxid amónny, v ktorom je hydroxyskupina naviazaná nie na kov, ale na ión NH 4 + (amónny katión). Hydroxid amónny sa tvorí, keď sa amoniak rozpustí vo vode (reakcia pridania vody k amoniaku):

NH3 + H20 = NH40H (hydroxid amónny).

Valencia hydroxyskupiny je 1. Počet hydroxylových skupín v molekule bázy závisí od mocnosti kovu a rovná sa jej. Napríklad NaOH, LiOH, Al(OH)3, Ca(OH)2, Fe(OH)3 atď.

Všetky dôvody - pevné látky, ktoré majú rôzne farby. Niektoré zásady sú vysoko rozpustné vo vode (NaOH, KOH atď.). Väčšina z nich však nie je rozpustná vo vode.

Zásady rozpustné vo vode sa nazývajú zásady. Alkalické roztoky sú „mydlové“, klzké na dotyk a dosť žieravé. Alkálie zahŕňajú hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 atď.). Zvyšok je nerozpustný.

Nerozpustné zásady- sú to amfotérne hydroxidy, ktoré pri interakcii s kyselinami pôsobia ako zásady a so zásadami sa správajú ako kyseliny.

Rôzne zásady majú rôzne schopnosti odstraňovať hydroxyskupiny, preto sa delia na silné a slabé zásady.

Silné zásady sa vo vodných roztokoch ľahko vzdávajú svojich hydroxyskupín, ale slabé zásady nie.

Chemické vlastnosti zásad

Chemické vlastnosti zásad sú charakterizované ich vzťahom ku kyselinám, anhydridom kyselín a soliam.

1. Zákon o ukazovateľoch. Indikátory menia farbu v závislosti od interakcie s rôznymi chemikálie. V neutrálnych roztokoch majú jednu farbu, v kyslých majú inú farbu. Pri interakcii so zásadami menia svoju farbu: indikátor metyloranžovej farby zožltne, lakmusový indikátor sa zmení na modrý a fenolftaleín sa zmení na fuchsiovú.

2. Interagujte s kyslých oxidov s tvorba soli a vody:

2NaOH + Si02 → Na2Si03 + H20.

3. Reagovať s kyselinami, tvorba soli a vody. Reakcia zásady s kyselinou sa nazýva neutralizačná reakcia, pretože po jej ukončení sa médium stáva neutrálnym:

2KOH + H2S04 -> K2S04 + 2H20.

4. Reaguje so soľami vytvorenie novej soli a zásady:

2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2 + Na2S04.

5. Pri zahrievaní sa môžu rozložiť na vodu a hlavný oxid:

Cu(OH)2 = CuO + H20.

Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o nadáciách?
Ak chcete získať pomoc od tútora, zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!

webová stránka, pri kopírovaní celého materiálu alebo jeho časti je potrebný odkaz na zdroj.

Chemické vlastnosti látky závisia nielen od toho, z akých chemických prvkov pozostáva, ale aj od štruktúry molekúl látky (štrukturálna izoméria) a od priestorovej konfigurácie molekúl (konformácia, stereoizoméria). Látky, ktoré majú rovnaké zloženie a štruktúru, majú spravidla rovnaké chemické vlastnosti, s výnimkou reakcií s látkami inej priestorovej konfigurácie. Toto rozlíšenie je obzvlášť dôležité v biochémii, napríklad schopnosť proteínu reagovať s inými biologicky účinných látok môže závisieť od spôsobu zloženia.

Príklady chemických vlastností

Pozri tiež

Poznámky

Nadácia Wikimedia.

2010.

Pozrite sa, čo sú „Chemické vlastnosti“ v iných slovníkoch: Chemické vlastnosti - – určiť schopnosť materiálu podliehať chemickým premenám pri kontakte s látkami vonkajšie prostredie (vrátane agresívnych), aby sa zachovalo zloženie a štruktúra v inertných podmienkachživotné prostredie

, chemická interakcia komponentov...... chemické vlastnosti

, chemická interakcia komponentov......- — EN chemická vlastnosť Vlastnosti látky závislé od usporiadania atómov v molekule, napr. bio dostupnosť, odbúrateľnosť, perzistencia atď. (Zdroj: RRDA)… … - – súbor elektromagnetických interakcií medzi chemickými prvkami vedúcimi k vytvoreniu rovnováhy trvalo udržateľných systémov (molekuly, ióny, radikály). Slovník analytickej chémie...

, chemická interakcia komponentov...... Chemické termíny

- cheminės savybės statusas T sritis automatika atitikmenys: engl. chemické vlastnosti vok. chemische Eigenschaften, f rus. chemické vlastnosti, n pranc. proprietés chimiques, f … Automatikos terminų žodynas

Chemické vlastnosti alkoholov sú chemické reakcie alkoholov v interakcii s inými látkami. Sú určené najmä prítomnosťou hydroxylovej skupiny a štruktúrou uhľovodíkového reťazca, ako aj ich vzájomným vplyvom: Čím viac ... ... Wikipedia Fyzikálno-chemické vlastnosti - – charakterizujte vplyv fyzikálneho stavu materiálu na priebeh určitých chemické procesy (napríklad stupeň disperzie materiálu ovplyvňuje kinetiku chemických reakcií). [Kosykh, A.V.

Encyklopédia pojmov, definícií a vysvetlení stavebných materiálov Fyzikálno-chemické vlastnosti žiaruvzdorných surovín (napríklad stupeň disperzie materiálu ovplyvňuje kinetiku chemických reakcií). [Kosykh, A.V.

Význam predmetu článku je spochybnený. Ukážte prosím v článku význam jeho predmetu pridaním dôkazu významnosti podľa súkromných kritérií významnosti alebo v prípade súkromných kritérií významnosti pre... ... Wikipedia

fyzikálne a chemické vlastnosti- fizikinės ir cheminės savybės statusas T sritis automatika atitikmenys: engl. fyzikálno-chemické vlastnosti vok. fyzikálny chemische Eigenschaften, f rus. fyzikálnych a chemických vlastností, n pranc. proprietés physico chimiques, f … Automatikos terminų žodynas

fyzikálne a chemické vlastnosti-- [A.S. Anglicko-ruský energetický slovník. 2006] Témy: energia vo všeobecnosti EN fyzikálno-chemické vlastnosti ... Technická príručka prekladateľa

knihy

Fyzikálno-chemické vlastnosti polovodičových látok. Adresár, . Príručka systematizuje základné vlastnosti čistých anorganických kryštalických, ako aj niektorých sklených, elementárnych, dvojitých, trojitých a zložitejších látok...

2NaOH + Zn + 2H20 = Na2 + H2
2KOH + 2Al + 6H20 = 2K + 3H 2

Soli

1. Soľ slabej kyseliny + silná kyselina = soľ silná kyselina+ slabá kyselina

Na2Si03 + 2HN03 = 2NaNO3 + H2Si03
BaC03 + 2HCl = BaCl2 + H20 + CO2 (H2CO3)

2. Rozpustná soľ + rozpustná soľ = nerozpustná soľ + soľ

Pb(NO 3) 2 + K2S = PbS + 2KNO 3
СaCl2 + Na2C03 = CaC03 + 2NaCl

3. Rozpustná soľ + zásada = soľ + nerozpustná zásada

Cu(N03)2 + 2NaOH = 2NaN03 + Cu(OH)2
2FeCl3 + 3Ba(OH)2 = 3BaCl2 + 2Fe(OH)3

4. Rozpustná soľ kovu (*) + kov (**) = soľ kovu (**) + kov (*)

Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu
Cu + 2AgN03 = Cu(N03)2 + 2Ag

Dôležité: 1) kov (**) musí byť v sérii napätia naľavo od kovu (*), 2) kov (**) NESMIE reagovať s vodou.

Príklad 1 Hydroxid zinočnatý môže reagovať s každou látkou v pároch:

1) síran vápenatý, oxid sírový (VI);
2) hydroxid sodný (roztok), kyselina chlorovodíková;
3) voda, chlorid sodný;
4) síran bárnatý, hydroxid železitý.

Riešenie- 2) Hydroxid zinočnatý je amfotérny. Reaguje s kyselinami aj zásadami.

Príklad 2 Roztok síranu meďnatého reaguje s každou z dvoch látok:

1) HCl a H2Si03;
2) H20 a Cu(OH)2;
3) 02 a HN03;
4) NaOH a BaCl2.

Riešenie- 4) V roztokoch dochádza k reakcii, ak sú splnené tieto podmienky: vytvorí sa zrazenina, uvoľní sa plyn a vytvorí sa mierne disociujúca látka, napríklad voda.

Príklad 3 Transformačná schéma E -> E 2 O 3 -> E (OH) 3 zodpovedá genetickému radu:

1) sodík -> oxid sodný -> hydroxid sodný;
2) hliník -> oxid hlinitý -> hydroxid hlinitý;
3) vápnik -> oxid vápenatý -> hydroxid vápenatý;
4) dusík -> oxid dusnatý (V) -> kyselina dusičná.

Riešenie- 2) Podľa schémy zistíte, že prvkom je trojmocný kov, ktorý tvorí príslušný oxid a hydroxid.

Príklad 4 Ako vykonať nasledujúce transformácie:

Ca → Ca(OH) 2 → CaC03 → CaO → CaSO 4 → CaCl 2 → Ca?

Riešenie:

Ca + 2H20 = Ca(OH)2 + H2

Ca(OH)2 + H2C03 = CaC03 + 2H20

CaC03 == t CaO + C02

CaO + SO3 = CaS04

CaS04 + BaCl2 = CaCl2 + BaS04

CaCl2 + Ba = BaCl2 + Ca

Úlohy na tému 5

161-170 potvrďte kyslé vlastnosti oxidov pomocou reakčných rovníc v molekulovej a iónovej forme. Pomenujte získané látky.

181-190. Napíšte reakčné rovnice, ktoré možno použiť na uskutočnenie nasledujúcich premien látok:

№	Transformačná schéma
	Draslík→hydroxid draselný→uhličitan draselný→dusičnan draselný→síran draselný
	Zinok→chlorid zinočnatý→hydroxid zinočnatý→oxid zinočnatý→dusičnan zinočnatý
	Meď(II)→oxid meďnatý→síran meďnatý→hydroxid meďnatý→oxid meďnatý→chlorid meďnatý
	Uhlík→oxid uhličitý→uhličitan sodný→uhličitan vápenatý→oxid uhličitý
	Vodík→voda→hydroxid sodný→uhličitan sodný→dusičnan sodný
	Síra → sírovodík → sírnik sodný → sírnik železnatý → sírovodík
	Sodík→hydroxid sodný→sulfid sodný→chlorid sodný→síran sodný
	Horčík→síran horečnatý→hydroxid horečnatý→oxid horečnatý→chlorid horečnatý
	Olovo→oxid olovnatý→dusičnan olovnatý→hydroxid olovnatý→oxid olovnatý→síran olovnatý
	Síra→sírovodík→sulfid draselný→chlorid draselný→kyselina chlorovodíková
	Vápnik→hydroxid vápenatý→uhličitan vápenatý→dusičnan vápenatý→kyselina dusičná
	Hliník→síran hlinitý→hydroxid hlinitý→oxid hlinitý→dusičnan hlinitý
	Síra → oxid sírový → kyselina sírová → siričitan sodný → kyselina sírová
	Kyslík → oxid hlinitý → síran hlinitý → hydroxid hlinitý → metahlinitan sodný
	Hliník→chlorid hlinitý→dusičnan hlinitý→hydroxid hlinitý→síran hlinitý
	Meď→chlorid meďnatý→meď→oxid meďnatý→dusičnan meďnatý
	Železo→chlorid železitý→hydroxid železnatý→síran železnatý→železo
	Železo→chlorid železitý→dusičnan železitý→síran železitý→železo
	Hliník→dusičnan hlinitý→hydroxid hlinitý→oxid hlinitý→hlinitan sodný→síran hlinitý
	Zinok→nátriumtetrahydroxyzinkát→dusičnan zinočnatý→hydroxid zinočnatý→oxid zinočnatý→zinečnan draselný

Chemické reakcie.

Jedným z typov interakcií atómov, molekúl a iónov je reakcie v ktoromčinidládávajú a iní získavajúelektróny. Počas takýchto reakcií, tzv redox, atómov jedného alebo viacerých prvkov zmeniť ich oxidačný stav.

Pod oxidačný stav označuje konvenčný náboj, ktorý by vznikol na danom atóme, ak predpokladáme, že všetky väzby v častici (molekula, komplexný ión) sú iónové. V tomto prípade sa predpokladá, že elektróny sú úplne posunuté na elektronegatívnejší atóm, ktorý ich silnejšie priťahuje. Koncept oxidačného stavu je formálny a často sa nezhoduje ani s efektívnymi nábojmi atómov v zlúčeninách, ani so skutočným počtom väzieb, ktoré atóm tvorí. Je však vhodný pri zostavovaní rovníc redoxných procesov a je užitočný pri opise redoxných vlastností chemických zlúčenín.

Oxidačné stavy atómov sa vypočítavajú na základe týchto základných pravidiel: Oxidačný stav je označený horným indexom nad atómom a najprv sa uvádza jeho znamienko a potom jeho hodnota. Môže to byť celé číslo alebo zlomok. Napríklad, ak v H20 a H202 je oxidačný stav kyslíka (-2) a (-1), potom v KO2 a KO3 - (-1/2) a (-1/3).

1) oxidačný stav atómu v jednoduchých látkach je nula, napríklad:

Na0; H20; Cl 02; 020 atď.;

2) oxidačný stav jednoduchého iónu, napríklad: Na+; Ca+2; Fe+3; Cl-; S-2 sa rovná svojmu náboju, t.j. podľa toho (+1); (+2); (+3); (-1); (-2);

3) vo väčšine zlúčenín je oxidačný stav atómu vodíka rovný (+1) (okrem hydridov Me - LiH; CaH atď., v ktorých je rovný (-1));

4) oxidačný stav atómu kyslíka vo väčšine zlúčenín je rovný

(-2), okrem peroxidov (-1), fluoridu kyslíka OF2 (+2) atď.;

5) algebraický súčet hodnôt oxidačných stavov všetkých atómov v molekule sa rovná nule av komplexnom ióne - náboj tohto iónu. Napríklad oxidačný stav dusíka v molekule kyseliny dusičnej - HNO3 sa určuje nasledovne: oxidačný stav vodíka je (+1), kyslíka (-2), dusíka (x). Po zostavení algebraickej rovnice: (+1) + x + (-2) 3 = 0 dostaneme x = +5.

Keď sa vrátime k definícii redoxných reakcií, poznamenávame, že Oxidácia je proces straty elektrónov a redukcia je proces pridávania elektrónov. Oxidačné činidlo je látka obsahujúca prvok, ktorého oxidačný stav sa počas reakcie znižuje. Redukčné činidlo je látka obsahujúca prvok, ktorého oxidačný stav sa počas reakcie zvyšuje. Je potrebné zdôrazniť, že oxidačné a redukčné reakcie sú nemožné jedna bez druhej ( spojené reakcie). V dôsledku redoxnej reakcie sa teda oxidačné činidlo redukuje a redukčné činidlo sa oxiduje.

Typické redukčné činidlá:

1) kovy, napríklad: K, Mg, Al, Zn a niektoré nekovy vo voľnom stave - C, H (vo väčšine prípadov) atď.;

2) jednoduché ióny zodpovedajúce najnižšiemu oxidačnému stavu prvku: S2-; I; Cl- atď.;

3) komplexné ióny a molekuly obsahujúce atómy v najnižšom oxidačnom stupni

leniya: N v ióne NH4, S v molekule H2S, I v molekule KI atď.

Typické oxidačné činidlá:

1) atómy a molekuly niektorých nekovov: F2; Cl a O2 (vo väčšine prípadov) atď.;

2) jednoduché ióny zodpovedajúce najvyšším oxidačným stavom prvku: Hg+2; Au+3; Pb, atď.;

3) komplexné ióny a molekuly obsahujúce atómy v najvyšší stupeň oxidácia: Pb +4 až PbO2; N+5 v HN03; S+6 v HS04; Cr +6 v Cr2072- alebo Cr042-; Mn +7 v MnO - atď.

Niektoré látky majú duálna redoxná funkcia vykazujúce (v závislosti od podmienok) buď oxidačné alebo redukčné vlastnosti. Patria sem molekuly určitých látok, jednoduché a zložité ióny, v ktorých sú atómy v prechodnom oxidačnom stave: C +2 v molekule CO, O - v molekule H 2 O 2, v S +4 SO 3 2- ión, v ióne N +3 v ióne NO 2 - atď.

Pri redoxnej reakcii sa elektróny prenášajú z redukčného činidla na oxidačné činidlo.

Príklad 1 Napíšte rovnicu pre oxidáciu disulfidu železnatého koncentrovanou kyselinou dusičnou. Zloženie: diagramy elektronickej a elektrón-iónovej rovnováhy.

Riešenie. HNO 3 je silné oxidačné činidlo, takže síra bude oxidovaná na maximálny oxidačný stav S + 6 a železo na Fe + 3, zatiaľ čo HNO 3 sa môže redukovať na NO alebo NO 2. Zoberme si prípad redukcie na NO 2.

FeS2 + HNO3 (konc) → Fe (N03)3 + H2S04 + NO2.

Kde sa bude H 2 O nachádzať (na ľavej alebo pravej strane), zatiaľ nie je známe.

Vyrovnajme túto reakciu pomocou metódy elektronickej váhy. Proces obnovy je opísaný v nasledujúcom diagrame:

N +5 + e → N +4

Do oxidačnej poloreakcie vstupujú naraz dva prvky - Fe a S. Železo v disulfide má oxidačný stav +2 a síra -1. Je potrebné vziať do úvahy, že na jeden atóm Fe pripadajú dva atómy S:

Fe +2 - e → Fe +3

2S -- 14e → 2S +6 .

Spolu železo a síra odovzdajú 15 elektrónov.

Úplný zostatok vyzerá takto:

Na oxidáciu FeS 2 sa používa 15 molekúl HNO 3 a na tvorbu Fe(NO 3) 3 sú potrebné ďalšie 3 molekuly HNO 3:

FeS2 + 18HN03 → Fe(N03)3 + 2H2S04 + 15NO2.

Na vyrovnanie vodíka a kyslíka je potrebné pridať 7 molekúl H2O na pravú stranu:

FeS2 + 18HN03(konc) = Fe(N03)3 + 2H2S04 + 15N02 + 7H20.

Teraz používame metódu elektrón-iónovej rovnováhy. Zoberme si oxidačnú polovičnú reakciu. Molekula FeS 2 sa premení na ión Fe 3+ (Fe(NO 3) 3 úplne disociuje na ióny) a dva ióny SO 4 2- (disociácia H 2 SO 4):

FeS 2 → Fe 3+ + 2SO 2 4-.

Na vyrovnanie kyslíka pridajte 8 molekúl H2O na ľavú stranu a 16 H+ iónov na pravú stranu (prostredie je kyslé!):

FeS2 + 8H20 -> Fe3+ + 2SO42- + 16H+.

Náboj na ľavej strane je 0, náboj na pravej strane je +15, takže FeS 2 musí odovzdať 15 elektrónov:

FeS2 + 8H20 - 15e -> Fe3+ + 2SO42- + 16H+.

Uvažujme teraz o polovičnej reakcii redukcie dusičnanového iónu:

NO-3 → NO2.

Je potrebné odčítať jeden atóm O od NO 3. Na tento účel pridajte 2 ióny H + (kyslé médium) na ľavú stranu a jednu molekulu H 2 O na pravú stranu:

N03- + 2H + -> N02 + H20.

Na vyrovnanie náboja pridáme jeden elektrón na ľavú stranu (náboj +1):

N03- + 2H + + e -> N02 + H20.

Úplná elektrónovo-iónová rovnováha má tvar:

Redukciou oboch častí o 16H + a 8H20 získame skrátenú iónovú rovnicu redoxnej reakcie:

FeS2 + 15N03- + 14H+ = Fe3+ + 2S042- + 15N02 + 7H20.

Pridaním zodpovedajúceho počtu iónov, troch iónov NO 3 - a H + na obe strany rovnice, nájdeme molekulovú rovnicu reakcie:

FeS2 + 18HN03(konc) = Fe(N03)3 + 2H2S04 + 15N02 + 7H20.

Chemická kinetika študuje rýchlosti a mechanizmy chemických procesov, ako aj ich závislosť od rôznych faktorov. Rýchlosť chemických reakcií závisí od: 1) povahy reaktantov; 2) reakčné podmienky: koncentrácia reaktantov; tlak, ak sú do reakcie zapojené plynné látky; teplota; prítomnosť katalyzátora.

PRÍKLAD 2 . Vypočítajte, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši, keď sa teplota zvýši o 40 °, ak je teplotný koeficient rýchlosti tejto reakcie 3.

RIEŠENIE. Závislosť reakčnej rýchlosti od teploty je vyjadrená empiricky van't Hoffovo pravidlo, podľa ktorého s každým zvýšením teploty o 10° sa rýchlosť väčšiny homogénnych reakcií zvyšuje 2-4 krát, resp.

kde je teplotný koeficient rýchlosti reakcie, často nadobúda hodnoty 2-4, ukazuje, koľkokrát sa rýchlosť reakcie zvýši, keď sa teplota zvýši o 10 stupňov;

v T 1, v T2 - otáčky chemická reakcia pri teplotách T1 a T2. V tomto príklade:

Rýchlosť reakcie sa zvýši 81-krát

PRÍKLAD 3. Oxidácia oxidu uhoľnatého (II) a grafitu prebieha podľa rovníc: a) 2CO(g)+ O= 2CO2(g);

b) 2C(t)+02(g)= 2CO(g).

Vypočítajte, ako sa zmenia rýchlosti týchto reakcií, ak ich zvýšite trikrát: 1) koncentrácia kyslíka; 2) objem reakčného priestoru; 3) tlak v systéme.

Riešenie: Reakcia a) prebieha v homogénne sústava - všetky látky sú v jednej fáze (všetky látky sú plyny), reakcia b) prebieha v heterogénne sústava - reagujúce látky sú v rôznych fázach (O2 a CO sú plyny, C je pevná látka). Preto sú reakčné rýchlosti pre tieto systémy podľa ZDM rovnaké:

a) 2CO(g) + 02(g) = 2CO; b) 2C(t) + 02(g) = 2CO(g);

A) b)

Po zvýšení koncentrácie kyslíka budú rýchlosti reakcií a) a b) rovnaké:

a) b)

Zvýšenie rýchlosti reakcie v porovnaní s počiatočnou rýchlosťou je určené pomerom:

A)
b)

V dôsledku toho po trojnásobnom zvýšení koncentrácie kyslíka sa rýchlosť reakcií a) a b) zvýši trojnásobne.

2) Trojnásobné zvýšenie objemu systému spôsobí trojnásobné zníženie koncentrácie každej plynnej látky. Preto sa reakčné rýchlosti znížia 27-krát (a) a 3-krát (b):

A)
b)

3) Trojnásobné zvýšenie tlaku v systéme spôsobí trojnásobné zníženie objemu a trojnásobné zvýšenie koncentrácie plynných látok. Preto:

A)
b)

PRÍKLAD 4. Rozkladná reakcia chloridu fosforečného prebieha podľa rovnice:

PCI5(g)= PCI3(g)+ Cl2(g); H = +92,59 kJ.

Akým smerom sa posunie rovnováha tejto reakcie pri: a) zvýšení koncentrácie PCl5; b) zvýšenie koncentrácie Cl2; c) zvýšený tlak; d) zníženie teploty; e) zavedenie katalyzátora.

RIEŠENIE. Vytesnenie alebo posun chemickej rovnováhy je zmena rovnovážnych koncentrácií reagujúcich látok v dôsledku zmeny jednej z podmienok reakcie. Smer posunu rovnováhy je určený Le Chatelierov princíp: ak na systém, ktorý je v rovnováhe, pôsobí akýkoľvek vonkajší vplyv (zmena koncentrácie, tlaku, teploty), potom sa rovnováha posunie smerom k reakcii (priamej alebo reverznej), ktorá pôsobí proti účinku..

A) Zvýšenie koncentrácie reaktantov (PCl5) zvyšuje rýchlosť priamej reakcie v porovnaní s rýchlosťou spätnej reakcie a rovnováha sa posúva smerom k priamej reakcii, t.j. právo;

b) zvýšenie koncentrácie produktov (Cl2) reakcie zvyšuje rýchlosť spätnej reakcie v porovnaní s rýchlosťou priamej reakcie a rovnováha sa posúva doľava;

c) zvýšenie tlaku posúva rovnováhu smerom k reakcii, ktorá nastáva pri tvorbe menšieho množstva plynných látok. V tomto príklade je priama reakcia sprevádzaná tvorbou 2 molov plynov (1 mol PCl3 a 1 mol Cl2) a reverzná reakcia je sprevádzaná tvorbou 1 molu PCl5. Preto zvýšenie tlaku povedie k posunu rovnováhy doľava, t.j. smerom k opačnej reakcii;

d) keďže k priamej reakcii dochádza pri absorpcii tepla), potom pokles teploty posúva rovnováhu smerom opačne (exotermická reakcia);

d) zavedenie katalyzátora do systému neovplyvňuje posun rovnováhy, pretože rovnako zvyšuje rýchlosť dopredných a spätných reakcií.

Úlohy k téme 6

201-220. Pomocou týchto diagramov vytvorte rovnice pre redoxné reakcie, uveďte oxidačné činidlo a redukčné činidlo:

№	Reakčná schéma
	KBr+KBr03+H2S04 →Br2+K2S04+H20
	KClO3 + Na2S03 →Na2S04 +Mn02+KOH
	PbS+HN03 ->S+Pb(N03)2+NO+H20
	KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O
	P+ HN03 + H20 ->H3P04+NO
	Cu20+ HN03 →Cu(N03)2 +NO+ H20
	KClO3 + Na2S03 →S+ K2S04 + MnSO4 + H20
	HNO3 +Ca→NH4NO3 +Ca(N03)2 +H20
	NaCrO 2 + PbO 2 + NaOH → Na 2 CrO 4 + Na 2 PbO 2 + H 2 O
	K2Cr207+H2S+ H2SO4 →S+Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H20
	KCl03 + Na2S03 → KCl + Na2S04
	KMn04 + HBr -» Br2 + KBr + MnBr2 + H20
	H 3 AsO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 →H 3 AsO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
	P+HCl03 + H20 -> H3P04 + HCl
	NaCrO 2 + Br 2 + NaOH → Na 2 CrO 4 + NaBr+ H 2 O
	FeS+ HNO3 →Fe(N03)2 +S+ NO+ H20
	HN03+Zn—>N20+ Zn(N03)2 + H20
	FeSO 4 + KClO 3 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + H20
	K2Cr207 +HCl→Cl2 +CrCl3 + KCl+ H20
	Au+ HNO3 + HCl→AuCl3 +NO+ H20

221-230. Koľkokrát sa zmení rýchlosť priamej reakcie, ak sa zmení teplotný režim z T 1 na T 2? Teplotný koeficient je uvedený v tabuľke.

№
T 1, K
T 2, K
γ

231-240. Vypočítajte, koľkokrát sa zmení rýchlosť reakcie, ak zmeníte podmienky procesu.

236-240. Ako zmeniť a) teplotu, b) tlak, c) koncentráciu za účelom posunu chemická rovnováha k priamej reakcii?

Kovy a nekovy.

Súbor redoxných reakcií, ktoré sa vyskytujú na elektródach v roztokoch alebo taveninách elektrolytov, keď nimi prechádza elektrický prúd, sa nazýva elektrolýza.

Na katóde zdroja prúdu dochádza k procesu prenosu elektrónov na katióny z roztoku alebo taveniny, takže katóda je „redukčné činidlo“. Na anóde sú elektróny odovzdávané aniónmi, takže anóda je „oxidačným činidlom“. Počas elektrolýzy sa môžu vyskytnúť konkurenčné procesy na anóde aj na katóde.

Keď sa elektrolýza vykonáva pomocou inertnej (nespotrebovateľnej) anódy (napríklad grafitovej alebo platiny), spravidla si konkurujú dva oxidačné a redukčné procesy:

- na anóde- oxidácia aniónov a hydroxidových iónov,

- na katóde— redukcia katiónov a vodíkových iónov.

Keď sa elektrolýza vykonáva pomocou aktívnej (spotrebnej) anódy, proces sa stáva komplikovanejším a konkurenčné reakcie na elektródach sú nasledovné:

- na anóde- oxidácia aniónov a hydroxidových iónov, anodické rozpúšťanie materiálu kov - anóda;

- na katóde- redukcia katiónu soli a vodíkových iónov, redukcia katiónov kovov získaných rozpustením anódy. Pri výbere najpravdepodobnejšieho procesu na anóde a katóde sa predpokladá, že dôjde k reakcii, ktorá vyžaduje najmenšie množstvo energie. Pri elektrolýze soľných roztokov inertnou elektródou sa používajú nasledujúce pravidlá.

1. Na anóde sa môžu vytvárať nasledujúce produkty:

a) pri elektrolýze roztokov obsahujúcich anióny F -, SO 4 2-, NO 3 -, PO 4 3-, OH - sa uvoľňuje kyslík;

b) pri oxidácii halogenidových iónov sa uvoľňujú voľné halogény;

c) pri oxidácii aniónov organických kyselín dochádza k procesu:

2RCOO - - 2е → R-R + 2СО 2.

2. Pri elektrolýze soľných roztokov obsahujúcich ióny nachádzajúce sa v napäťovej sérii vľavo od Al 3+ sa na katóde uvoľňuje vodík; ak je ión umiestnený napravo od vodíka, potom sa kov uvoľní.

3. Počas elektrolýzy roztokov solí obsahujúcich ióny nachádzajúce sa medzi Al 3+ a H + na katóde môžu nastať konkurenčné procesy redukcie katiónov a vývoja vodíka.

Závislosť množstva látky vzniknutej počas elektrolýzy od času a sily prúdu popisuje zovšeobecnený Faradayov zákon:

m = (E/F). ja t = (M / (n, F)). ja t,

kde m je hmotnosť látky vytvorenej počas elektrolýzy (g); E je ekvivalentná hmotnosť látky (g/mol); M - molárnej hmotnosti látky (g/mol); n je počet odovzdaných alebo prijatých elektrónov; I - sila prúdu (A); t – trvanie procesu (s); F je Faradayova konštanta, charakterizujúca množstvo elektriny potrebnej na uvoľnenie 1 ekvivalentnej hmotnosti látky (F = 96500 C/mol = 26,8 A. h/mol).

Príklad 1 Elektrolýza taveniny chloridu sodného:

NaCl = Na+ + Cl-;

katóda (-) (Na+): Na++ e=Na0,

anóda (-) (Cl -): Cl - - e= Cl0, 2C10 = Cl2;

2NaCl = 2Na + Cl2.

Príklad 2 Elektrolýza roztoku chloridu sodného:

NaCl = Na + + Cl -,

H20 = H+ + OH-;

katóda (-) (Na+; H+): H+ e= H°, 2H° = H2

(2H20 + 2 e= H2 + 2OH -),

anóda (+) (Cl - ; OН -): Cl - - e= Cl0, 2C10 = Cl2;

2NaCl + 2H20 = 2NaOH + Cl2 + H2.

Príklad 3 Elektrolýza roztoku dusičnanu meďnatého:

Cu(NO 3) 2 = Cu 2+ + NO 3 --

H20 = H+ + OH-;

katóda (-) (Cu2+; H+): Cu2+ + 2 e= Cu 0,

anóda (+) (OH -): OH - - e=OH 0,

4H0 = 02 + 2H20;

2Cu(N03)2 + 2H20 = 2Cu + 02 + 4HN03.

Úlohy na tému 7

241-250. Zostavte elektronické rovnice pre procesy prebiehajúce na inertných elektródach pri elektrolýze a) taveniny, b) roztoku látky:

№
Látka	NaOH	KCl	AgNO3	Cu(N03)2	FeSO4	K2S	KOH	Fe(N03)2	ZnSO4	Zn(N03)2

251-260. Aké látky a v akom množstve sa budú uvoľňovať na uhlíkových elektródach pri elektrolýze roztoku za čas t(h) pri sile prúdu I(A).

271-280. Napíšte rovnicu pre reakciu medzi látkami, berúc do úvahy, že prenos elektrónov je maximálny.

№	Látky	№	Látky
	P+HNO 3 (konc.)		H2S+ H2S04 (konc.)
	P+H2S04 (konc)		PH 3 + HNO 3 (konc)
	S+HNO 3 (konc)		PH 3 + H2S04 (konc)
	S+ H2S04 (konc.)		HClO+HNO3 (konc.)
	H2S+HN03 (konc)		HClO+ H2S04 (konc.)

Hlavné:

1. Erokhin Yu.M. „Chémia“: Učebnica pre stredné odborné vzdelávacie inštitúcie - M.: Vydavateľské centrum „Akadémia“, 2004.

2. Rudzitis G.E., Feldman F.G. „Chémia“ 10. ročník-M.: Osveta. 1995.

3. Rudzitis G.E., Feldman F.G. "Chémia" 11. ročník. -M.: Osveta. 1995.

4. Achmetov M.S. „Laboratórne a seminárne hodiny zo všeobecných a anorganická chémia» M.: absolventská škola. 2002.

Dodatočné:

1. Petrov M.M., Mikhilev L.A., Kukushkin Yu.N. "Anorganická chémia". M.: Chémia. 1989.

2. Potapov V.M. "Organická chémia." - M.: Vzdelávanie 1983.

3. Mikhilev L.A., Passet N.F., Fedotova M.I. "Problémy a cvičenia v anorganickej chémii." M.: Chémia. 1989.

4. Potapov V.M., Tatarinchik S.N., Averina A.V. „Úlohy a cvičenia z organickej chémie“ - M.: Chémia. 1989.

5. Khomchenko I.G. "Všeobecná chémia". -M.: Nová vlna. -ONYX 1999.

6. Khomchenko G.P. "Zbierka problémov z chémie pre tých, ktorí vstupujú na univerzitu." -M.: Nová vlna. 1999.