Zgradba enostavnih snovi - nekovin. Kemijske, fizikalne lastnosti snovi Kaj so kemijske lastnosti

Bog je dal človeku železo, a hudič mu je dal rjo.

reči

Spremembe lastnosti skozi desetletja. Ker je za d-elemente značilno pozitivno st.ok., potem v obliki preproste snovi izkazujejo obnovitvene lastnosti, ki so vodne raztopine označen z vrednostjo redoks potenciala E. 0 V desetletjih od leve proti desni je njegova vrednost v korelaciji z vrednostjo I 1, raste, vendar se pri prehodu na mangan in podskupino cinka kljub močnemu povečanju I 1 zmanjša zaradi zmanjšanja vrednosti I 2 in zmanjšanja energije kristalne rešetke pri prehodu na te kovine (od tistih, ki se nahajajo levo od njih v periodnem sistemu).

V kompaktnem stanju pri rev. celo M prvega desetletja z negativnimi vrednostmi E (0 od Sc do Mn E 0< −0,90 B), с водой не реагируют вследствие образованияpasiviranje oksidni filmi na njihovi površini. Vendar pa pri temperaturah rdeče vročine manj aktivne kovine (železo, nikelj, analogi vanadija in titana) izpodrivajo vodik iz vode. Tudi reaktivnost M se močno poveča, ko se pretvorijo v v redu stanje, na primer, prah mangana in kroma medsebojno deluje z vodo pri r.b. (s tvorbo MnO 2 in Cr 2 O 3).

Vse kovine prvega desetletja, pri katerih E 0 izpodriva vodik iz razredčenih kislinskih raztopin< 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).

Pojasnjena je nenormalna pasivnost vanadija (E 0 = −1,20 V) v razredčenih kislinah. posebna gostota njegov oksidni film. Topi se samo v HF ali koncentrirani HNO3, s katero ta kovina reagira:

V + HNO 3 = HVO 3 + NO.

drugo aktivna M odvisno od topnost njihov oksidni film v koncentrirani dušikovi kislini bodisi reagira z njim, reducira dušik na (-3) (to je podskupina cinka, mangana in skandija), bodisi ga pasivizira zaradi zgostitve oksidnega filma, kot je Cr 124.

Pasivacijo lahko izvedemo tudi umetno. Tako je obdelava kroma (ki je v napetostnem območju med cinkom in železom) s koncentrirano dušikova kislina poveča svoj potencial od –0,56 V do +1,2 V, tj. naredi Cr skoraj tako plemenit kot Pt. (Krom v nerjavnem jeklu in drugih 125 zlitinah je še posebej enostavno deaktiviran.) Koncentrirana H 2 SO 4 in HNO 3 prav tako pasivizirata železo.

Kobalt in nikelj sta zaradi bližine atomskih polmerov po kemijski aktivnosti podobni Fe (zato ju združujemo v družinažleza). Če pa železo reagira z razredčeno HCl in H 2 SO 4 pri sobnih pogojih, potem Co in Ni reagirata s segrevanjem. Poleg tega jih dušikova kislina deaktivira v manjši meri kot železo, zaradi večje topnosti njihovih oksidov v tej kislini.

Upoštevajte, da za elemente drugega in tretjega desetletja narava spremembe vrednosti E 0 ostaja približno enaka kot v prvem.

Spremembe lastnosti v podskupinah. Vrednost I 1 v d-podskupinah je predvsem raste inmoč se poveča vezi v mreži M (primerjaj tal.). Posledično (v nasprotju z glavnimi podskupinami in podskupino Sc) postane vrednost E 0 bolj pozitivna in reaktivnost kovin zmanjša.

Torej, v podskupini IB, če se baker raztopi v koncentrirani žveplovi kislini pri r.v., potem srebro le pri t> 160 0 C. Vendar pa srebro, tako kot baker, pri sobatemperatura medsebojno deluje z dušikovo kislino, zlato pa samo z aqua regia (kot tudi s selensko kislino (glej zgoraj) in s klorirano vodo v prisotnosti HCl).

V podskupini IIB je Zn topen tudi v ocetni kislini, Cd je topen v HCl in Hg (E 0 > 0) le v HNO (3 s pomanjkanjem kisline oksidacija poteka v Hg, 2 2 + in s presežkom - na Hg). 2 +

Podobno v podskupini VIIB - Mn reagira s CH COOH 3 ter Tc in Re (njuni vrednosti

E 0: 0,47 V oziroma 0,37 V), pri r.u. raztopijo samo v oksidacijskih kislinah, na primer dušikovi kislini (produkta NO in HEO 4).

V podskupini VIIIB vse kovine iz družine železa medsebojno delujejo z razredčenimi kislinami. In njihovi analogi, tj. platinske kovine (E 0 > 0) se oksidirajo samo v težka pogojev, bližina njihovih radijev pa določa velik podobnost v kemičnem obnašanju, vendar obstaja tudi razlike.

Tako je najaktivnejši med njimi, paladij, kislina, kot je srebro; rodij in iridij pa se za razliko od drugih ne raztopita niti v "regia vodki" 126. Reagirajo z raztopino natrijevega klorida, nasičeno s klorom, pri vroči temperaturi zaradi tvorbe trajnostno kompleksi Na 3 [ECl 6 ]. Vendar te kovine v obliki črne zlahka reagirajo z vročo žveplovo kislino in celo s klorovodikovo kislino v prisotnosti kisika. Upoštevajte, da se pod temi pogoji osmij zaradi visoke afinitete do kisika (?) raztopi v kompaktni obliki.

V IV, V in VI stranskih podskupinah v M drugi in tretji dekadi E 0< 0 , но за счет влиянияgosto oksidni film na svoji površini, reagirajo s kislinami le v težkih pogojih. Tako sta Zr in Hf topna le v kompleksirajočih kislinah: v vroči žveplovi kislini (produkt – H 2 [E(SO 4) ] 3) in v fluorovodikovi kislini (H 4 [EF 8 ]); molibden pri segrevanju medsebojno deluje le z oksidacijskimi kislinami, volfram, niobij in tantal pa le z mešanico HF in HNO (3 produkti NO in H 2 WF 8 oziroma H 2 EF 7).

Torej, ne glede na to, ali pride do vsiljevanja kinetičnega faktorja (pasivirajočega filma) ali ne, se aktivnost d-kovin proti kislinam v podskupinah zmanjša. Izjema, kot že omenjeno, je skandijeva podskupina, v katerem ni vpliva f-kompresije in je narava spremembe vrednosti atomskega polmera, I 1 in E 0 enaka kot v glavnih podskupinah. Posledično lantan (v nasprotju s skandijem in itrijem, ki sta topna pri r.b. le v kislinah) celo interagira z vodo:

La + H 2 O → La(OH) 3 + H 2 .

Razmerje med d-kovinami in alkalijami. Srebro 127 je najbolj odporno na alkalije, cink pa je najmanj odporen: celo rešitev alkalije, reducirajo vodik vode in tvorijo kompleks 128 -. Preostale d-kovine, če ponavadi obstajajo v anionski obliki, reagirajo z alkalijami (ali sodo) med fuzijo, na primer:

Ti⎫ ⎧Na 2 TiO 3 ⎬ + NaOH→ H 2 + ⎨ .

⎭ ⎩ Na 3 VO 4

Pri drugih pa je treba imeti oksidacijsko sredstvo:

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

O 2 + Na 2 CO 3 → Na 2 WO 4 + CO 2 .

Poleg tega W in Mo delujeta z alkalijami bolj aktivno kot Cr, ker Med reakcijo se njihova površina prekrije z bolj kislim oksidom (EO) 3 kot pri kromu (Cr 2 O 3).

Interakcija d-kovin s preprostimi snovmi. korozija. Pri sobnih pogojih samo fluor oksidira večino d-kovin, razen plemenitih (vendar so reakcije s Cu, Ni, Fe (kot tudi s Pb, Al) omejene na tvorbo zaščitnih filmov fluoridov). Poleg tega na ob.u. zlato medsebojno deluje z bromom, živo srebro pa z jodom in žveplom zaradi tvorbe termodinamično zelo trajnostno produkti: AuBr, 3 HgI 2 in HgS (glej razdelek »Halogeni«).

V zraku so v fino razpršenem stanju precej aktivne kovine (Ti, Cr, Mn, Fe, Co, Ni) piroforji 2 (tj. zasvetijo, ko so izpostavljeni zraku), vendar je v kompaktni obliki večina M stabilnih zaradi pasivacije. Še posebej gosto površinske filme tvorijo kovine podskupine vanadija in titana, zato imajo visoko odpornost proti koroziji (tudi v morski vodi).

Druge kovine niso tako stabilne. Pod vplivom komponent zraka (katerih?) se počasi pojavi korozija cinka in bakra (s tvorbo E 2 (OH) 2 CO 3); Tudi srebro potemni in se prekrije s sulfidom (pod skupnim vplivom O 2, H 2 O in H 2 S; kakšna je vloga vsakega od njih?).

Posebno hitro korodira železo. Res je, da v suhi atmosferi pride do njegove oksidacije šele pred nastankom gosto FeO pasivni film. Toda v prisotnosti vlage je produkt, dobljen z reakcijo:

Fe + H 2 O → FeO+ H 2 ,

oksidiran s kisikom, aktiviran z molekulami H 2 O, v Fe 2 O 3. V tem primeru voda, ki jo absorbira kovinska površina, delno raztopi produkte oksidacije v sebi, preprečuje nastanek gosto oksidno strukturo, zaradi česar pride do korozije železa globoko v sebi.

Dodatek alkalije zmanjša oksidacijski potencial kisika, zato proces poteka v manjši meri. Upoštevajte to Zeločistoželezo, ki dobro adsorbira vodik in s tem pasivizira svojo površino, ne oksidira.

Za zaščito pred korozijo je industrijsko železo pobarvano ali izpostavljeno kositrenju, galvanizaciji, kromiranju, nikljanju, nitriranju (prevleka Fe 4 N), cementiranju (Fe C 3) in drugim metodam obdelave. zlasti vitrifikacijo obdelava kovinske površine z laserjem poveča odpornost proti koroziji za 12-krat, ko pa se M segreje nad 200 0 C, se ta učinek izgubi. Bolj zanesljiv, a drag način za boj proti oksidaciji železa v zraku je proizvodnja nerjavnega jekla (18 % Cr in 9 % Ni).

Vendar pa je korozija počasen in precej počasen proces hitro d-kovine reagirajo samo z nekovinami pri segrevanju, tudi najbolj aktivne M podskupine skandija (oksidira do (+3)). (Vendar od Sc do La interakcijska aktivnost narašča (?) in lantan se npr. vname v kloru na ob.u.)

Pri manj reaktivnih (?) kovinah podskupine titana je zahtevan več segrevanje (nad 150 0 C). V tem primeru se Hf pretvori v Hf + 4, Ti in Zr pa lahko tvorita produkte manjvredno st.ok.: Ti 2 O 3, ZrCl 2 itd. So pa močni reducenti, zlasti pri Zr (?) - na zraku oksidirajo ali dismutirajo:

ZrCl 2 → Zr+ ZrCl 4 .

S še manj aktivne kovine podskupine vanadija reakcije potekajo pri t > 400 0 C, in s tvorbo produktov le v najvišji stopnji. (+5).

Pri prehodu v podskupino kroma se reaktivnost M raste(zaradi večje hlapnosti oksidov), pade pa od Cr do W (?). Tako krom sodeluje z vsemi G2, molibden ne reagira z I2 in volfram ne reagira z Br2. Poleg tega se oksidacija kroma dvigne do (+3), njegovih analogov pa do (+6). (Upoštevajte, da je WF 6. najtežji plin na ničelni ravni)

Podobne vzorce opazimo v drugih podskupinah d-kovin. Tako tehnecij in renij ne delujeta z jodom, z drugimi halogeni pa le pri t> 400 0 C, pri čemer tvorita EG 7. Hkrati mangan oksidira z rahlim segrevanjem

celo siva in do st.ok. (+2).

Baker reagira z mokra klor pri r.p.c., srebro - z rahlim segrevanjem in zlato - le pri t> 200 0 C. Pri segrevanju kisik deluje samo na baker (produkt CuO, pri višjih temperaturah - Cu 2 O (?)), srebro pa oksidira (za razliko od zlato) z ozonom (v AgO).

Cink gori tudi v CO 2 , živo srebro pa pri sobnih pogojih. Niti ni prekrit z oksidnim filmom. Pri segrevanju na 300 0 C tvori zmes oksidov HgO in Hg 2 O, ki pri t> 400 0 C odcepi O in se spremeni v Hg, medtem ko je temperatura razgradnje kadmijevega oksida 1813 0 C, ZnO pa 1950 0 C.

Kemično najbolj stabilne platinske kovine in zlato, vendar z zadostnim segrevanjem reagirajo s skoraj vsemi nekovinami (G 2, O 2, S, P, As), čeprav z različno aktivnostjo in selektivnost; in sicer: v periodah od leve proti desni narašča odpornost proti O 2 in F 2, zmanjšuje pa proti Cl 2 in S (v skladu z elektronsko zgradbo atomov elementov (?)).

Torej, če fluor reagira s platino le pri t > 400 0 C, potem klor reagira pri 250 0 C (produkt PtCl 2). Ali če upoštevamo interakcijo s kisikom: osmij v obliki črnine oksidira na zraku pri r.b. (do OsO 4), rutenij - z rahlim segrevanjem, ostalo pa pri rdeči vročini. Produkti: IrO 2, PdO, PtO 2, Rh 2 O 3.

(Za več visoka vročina ti oksidi se razgradijo in če reakcija:

PtO 2 → Pt+ O 2

poteka pri 500 0 C, nato se razgradi:

RuO 2 → Ru+ O 2

se pojavi samo pri t > 1300 0 C).

Podobno povečanje odpornosti kovine na kisik opazimo pri prehodu z železa na nikelj (glej tabelo 14).

Tabela 14. Značilnosti interakcije kovin iz družine železa s kisikom

Tvorba trdnih raztopin. Značilnost d-kovin je njihova težnja zaradi široke palete st.ok. in valentna stanja, da tvorijo spojine nestehiometrična sestava: intermetalne spojine (AlNi itd.) ali metalidi (Fe S 3, VN, LaB, ZrC 6 itd.). In tudi trdne raztopine, zlasti rešitve izvajanje plini Tako kovine podskupine skandij in titan absorbirajo vodik pri r.p.a. na sestavo: EH 2 in EH (3 pri segrevanju se topnost H 2 zmanjša).

Posebno afiniteto do vodika imata nikelj in paladij (1 V Pd raztopi 1000 V H 2), ki sta torej reakcijska katalizatorja. hidrogeniranje. In na primer, platina pretežno sorbira O2 (do 700 V) in se zato uporablja kot katalizator za procese, ki vključujejo kisik: oksidacijo NH 3 v NO, SO 2 v SO, 3 za dogorevanje avtomobilskih izpušnih plinov (predvsem v tem primeru se NO spremeni v N 2, CO pa v CO 2) itd.

Mehanizem katalitičnega delovanja teh kovin je, kot se domneva, da se plini, ki se raztopijo v M atomizirano. Tako je vodik, ki se sprosti pri segrevanju njegove raztopine v kovini, močnejši reducent kot molekularni.

Poleg tega, na primer, paladij, ko absorbira H 2 do določene meje, ohrani svoje kovinske lastnosti, vendar izgubi paramagnetizem. To pomeni, da vsaj nekateri atomi vodika predajo svoje valenčne elektrone prevodnemu pasu kovine.

Obstajajo tudi dokazi o delni tvorbi hidridnih ionov, na primer, ko se vodik raztopi v železu. Prejeto itd. nekonvencionalni hidridi, pri katerih so molekule H 2 kot celota koordinirane na atomu d-kovine. (Služijo kot modeli za preučevanje intermediatov, ki nastanejo med katalizo.)

Danes obstaja približno 2,5 milijona različnih spojin, tako naravnih kot tudi umetno sintetiziranih s strani človeka. Vsi so zelo različni, nekateri med njimi so nenadomestljivi udeleženci v bioloških procesih, ki potekajo v živih organizmih. Spojine se med seboj ločijo po lastnostih snovi. Značilnosti in kaj drugega vam omogoča, da prepoznate enega ali drugega kemična molekula, bomo razmislili naprej.

Kaj je snov?

Če definiramo ta pojem, moramo poudariti njegovo povezavo s fizičnimi telesi. Navsezadnje velja, da je snov natanko tisto, iz česar so ta telesa sestavljena. Torej, steklo, železo, žveplo, les so snovi. Primerov je mogoče navesti neskončno. Lažje je razumeti naslednje: obravnavani izraz označuje celotno paleto različnih kombinacij molekul, ki obstajajo na svetu, pa tudi enostavnih enoatomskih delcev.

Tako so voda, alkohol, kisline, alkalije, beljakovine, ogljikovi hidrati, sol, sladkor, pesek, glina, diamant, plini itd. - vse to snovi. Primeri nam omogočajo, da bolj jasno razumemo bistvo tega koncepta.

Fizično telo je produkt, ki ga ustvari narava oziroma človek na osnovi različnih spojin. Na primer, kozarec je telo, ki je izdelano iz stekla, list papirja pa je telo, ki je predelana celuloza ali les.

Seveda so vse molekule različne. Tisto, kar je osnova njihovih razlik, se imenuje njihove lastnosti – fizikalne, organoleptične in kemične. Določajo jih s posebnimi metodami, ki jih ima vsaka veda svoje. To so lahko matematične, analitične, eksperimentalne, instrumentalne metode in številne druge. Na primer, znanost kemija uporablja svoj reagent za vsako snov, oziroma za njeno identifikacijo. Izbran je na podlagi strukturnih značilnosti molekule in napovedi kemijskih lastnosti. Nato se eksperimentalno preizkusi, potrdi in utrdi v teoretični osnovi.

Razvrstitev snovi

Razdelitev spojin v skupine lahko temelji na številnih različnih značilnostih. na primer fizično stanje. Glede na ta dejavnik so lahko štiri vrste:

plazma;
tekočina;
kristalna snov (trdna snov).

Če za osnovo vzamemo "globljo" lastnost, potem lahko vse snovi razdelimo na:

organski - temelji na verigah in ciklih atomov ogljika in vodika;
anorganske - vse ostale.

Glede na elementarno sestavo, ki jo odražajo formule snovi, so vse:

preprost - iz ene vrste kemičnega atoma;
kompleks - dve ali več različnih vrst elementov.

Enostavne pa delimo na kovine in nekovine. Kompleksne spojine imajo veliko razredov: soli, baze, kisline, oksidi, estri, ogljikovodiki, alkoholi, nukleinske kisline in tako dalje.

Različne vrste sestavljenih formul

Kaj je vizualni, torej grafični prikaz povezav? Seveda so to formule snovi. So drugačni. Glede na vrsto se razlikujejo tudi podatki o molekuli, ki jo vsebujejo. Torej, obstajajo naslednje možnosti:

Empirično ali molekularno. Odraža kvantitativno in kakovostno sestavo snovi. Vključuje simbole sestavnih elementov in indeks v spodnjem levem kotu, ki označuje količino danega atoma v molekuli. Na primer, H 2 O, Na 2 SO 4, AL 2 (SO 4) 3.
Elektronska grafika. Ta formula prikazuje število valenčnih elektronov za vsak element, ki je del spojine. Zato je z uporabo te možnosti že mogoče napovedati nekatere kemikalije in snovi.
V organski kemiji je običajno uporabljati polne in skrajšane. Odražajo vrstni red vezi atomov v molekulah, poleg tega pa jasno kažejo, da snov pripada določenemu razredu spojin. To vam omogoča, da natančno določite specifično vrsto molekule in predvidite vse njene značilne interakcije.

Zato sta kemijska simbolika in pravilno sestavljene formule spojin najpomembnejši del dela z vsemi znane snovi. To bi moral vedeti vsak študent kemije.

Fizikalne lastnosti

Zelo pomembna lastnost je manifestirana fizikalne lastnosti snovi. Kaj točno velja za to skupino?

Agregatno stanje v različnih pogojih, vključno s standardnimi.
Temperature vrelišča, taljenja, zmrzovanja, izhlapevanja.
Organoleptične lastnosti: barva, vonj, okus.
Topnost v vodi in drugih topilih (na primer organskih).
Gostota in fluidnost, viskoznost.
Električna in toplotna prevodnost, toplotna kapaciteta.
Električna prepustnost.
radioaktivnost.
Absorpcija in emisija.
Induktivnost.

Obstajajo tudi številni kazalniki, ki so zelo pomembni za celoten seznam, ki odraža lastnosti snovi. Vendar so med fizikalnimi in kemičnimi. to:

vrsta kristalne mreže;
elektronegativnost;
trdota in krhkost;
gnetljivost in duktilnost;
nestanovitnost ali nestanovitnost;
biološki učinki na žive organizme (strupeni, zadušljivi, živčno paralitični, nevtralni, koristni itd.).

Pogosto se ti indikatorji omenjajo ravno takrat, ko se neposredno obravnavajo kemijske lastnosti snovi. Lahko pa jih označite tudi v fizičnem delu, kar ne bo napaka.

Kemijske lastnosti snovi

Ta skupina vključuje vse možne vrste interakcij zadevne molekule z drugimi preprostimi in kompleksnimi snovmi. Se pravi, to so neposredne kemične reakcije. Za vsako vrsto povezave so strogo specifični. Vendar pa so splošne skupinske lastnosti opredeljene za cel razred snovi.

Na primer, vse kisline lahko reagirajo s kovinami glede na njihov položaj v elektrokemijske serije kovinske napetosti. Za vse so značilne tudi reakcije nevtralizacije z alkalijami in interakcije z netopnimi bazami. Vendar sta koncentrirani žveplova in dušikova kislina posebni, saj se produkti njihove interakcije s kovinami razlikujejo od tistih, ki nastanejo kot posledica reakcij z drugimi predstavniki razreda.

Vsaka snov ima veliko kemijskih lastnosti. Njihovo količino določa aktivnost spojine, to je sposobnost reakcije z drugimi sestavinami. Nekateri so zelo reaktivni, nekateri so praktično inertni. To je strogo individualen indikator.

Preproste snovi

Sem spadajo tisti, ki so sestavljeni iz iste vrste atomov, vendar iz različnega števila. Na primer S 8, O 2, O 3, Au, N 2, P 4, CL 2, Ar in drugi.

Kemijske lastnosti preproste snovi se zmanjšajo na interakcijo z:

kovine;
nekovine;
voda;
kisline;
alkalije in amfoterni hidroksidi;
organske spojine;
soli;
oksidi;
peroksidi in anhidridi ter druge molekule.

Ponovno je treba poudariti, da gre za zelo specifično lastnost za vsak konkreten primer. Zato se fizikalne in kemijske lastnosti enostavnih snovi obravnavajo posamično.

Kompleksne snovi

V to skupino spadajo spojine, katerih molekule tvorita dve ali več različnih kemični elementi. Količina vsakega se lahko razlikuje. Za razumevanje je tukaj nekaj preprostih primerov:

H3PO4;
K 3;
Cu(OH)2;
AL 2 O 3 in drugi.

Ker vse spadajo v različne razrede snovi, je nemogoče identificirati skupne fizikalne in kemijske lastnosti za vse. To so posebne lastnosti, edinstvene in individualne v vsakem posameznem primeru.

Anorganske snovi

Danes jih je več kot 500 tisoč. Obstajajo tako preprosti kot zapleteni. Skupaj lahko izpostavimo več glavnih, ki predstavljajo vso njihovo raznolikost.

Enostavne snovi kovine.
Oksidi.
Enostavne snovi so nekovine.
Žlahtni ali inertni plini.
Peroksidi.
Anhidridi.
Hlapne vodikove spojine.
hidridi.
Sol.
kisline.
Razlogi.
Amfoterne spojine.

Vsak predstavnik vsakega razreda ima svoj niz fizikalno-kemijskih lastnosti, ki omogočajo razlikovanje od drugih spojin in identifikacijo.

Lastnosti organskih snovi

Organska je veja kemije, ki se ukvarja s preučevanjem spojin, ki niso anorganske, in njihovih lastnosti. Njihova zgradba temelji na ogljikovih atomih, ki se lahko med seboj povezujejo v različne strukture:

linearne in razvejane verige;
cikli;
aromatični obročki;
heterocikli.

Živi organizmi so sestavljeni prav iz takih spojin, saj so osnova življenja beljakovine, maščobe in ogljikovi hidrati. Vsi so predstavniki, zato so njihove lastnosti posebne. Vendar pa bo v vsakem primeru, ne glede na to, o kateri vrsti molekule govorimo, zanjo še vedno značilen določen niz fizikalno-kemijskih lastnosti, ki smo jih že omenili.

Kaj je živa snov?

Snov, iz katere je sestavljena vsa biomasa našega planeta, se imenuje živa. To so tisti organizmi, ki tvorijo življenje na njem:

bakterije in virusi;
praživali;
rastline;
živali;
gobe;
Ljudje.

Ker je glavnina spojin v živem bitju organskih, jih lahko uvrstimo med žive snovi. Vendar ne vse. Samo tiste, brez katerih je obstoj predstavnikov žive biosfere nemogoč. To so beljakovine, nukleinske kisline, hormoni, vitamini, maščobe, ogljikovi hidrati, aminokisline in drugi. Izraz "živa snov" je uvedel Vernadsky, utemeljitelj doktrine o biosferi planeta.

Lastnosti žive snovi:

posedovanje energije s sposobnostjo njenega preoblikovanja;
samoregulacija;
prostovoljno gibanje;
menjava generacij;
ekstremna raznolikost.

Kristali in kovinske snovi

Vse spojine, ki imajo določeno vrsto prostorske mrežne strukture, se imenujejo kristalne. Obstajajo spojine z atomsko, molekularno ali kovinsko kristalna mreža. Glede na vrsto se razlikujejo tudi lastnosti trdne spojine, ki imajo obliko fino ali grobo razpršenih kristalov, so različne soli.

Obstajajo tudi preproste snovi s podobno strukturo, na primer diamant ali grafit, dragi in poldragi kamni, minerali, skale. Njihove glavne lastnosti:

trdota;
krhkost;
povprečne temperature taljenja in vrelišča.

Vendar kot vedno vsaka lastnost morda ne ustreza vsem.

Snovi manifestirajo kovine in njihove zlitine. Zanje je mogoče identificirati niz skupnih značilnosti:

gnetljivost in duktilnost;
visoka vrelišča in tališča;
električna in toplotna prevodnost;
kovinski sijaj.

Baze (hidroksidi) – kompleksne snovi, katerih molekule vsebujejo eno ali več hidroksi OH skupin. Najpogosteje so baze sestavljene iz kovinskega atoma in OH skupine. Na primer, NaOH je natrijev hidroksid, Ca(OH) 2 je kalcijev hidroksid itd.

Obstaja baza - amonijev hidroksid, v kateri hidroksi skupina ni vezana na kovino, temveč na ion NH 4 + (amonijev kation). Amonijev hidroksid nastane, ko amoniak raztopimo v vodi (reakcija dodajanja vode k amoniaku):

NH 3 + H 2 O = NH 4 OH (amonijev hidroksid).

Valenca hidroksilne skupine je 1. Število hidroksilnih skupin v osnovni molekuli je odvisno od valence kovine in ji je enako. Na primer NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca(OH) 2, Fe(OH) 3 itd.

Vsi razlogi - trdne snovi, ki imajo različne barve. Nekatere baze so dobro topne v vodi (NaOH, KOH itd.). Vendar jih večina ni topnih v vodi.

V vodi topne baze imenujemo alkalije. Alkalne raztopine so "milne", spolzke na dotik in precej jedke. Alkalije vključujejo hidrokside alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2 itd.). Ostali so netopni.

Netopne baze- to so amfoterni hidroksidi, ki pri interakciji s kislinami delujejo kot baze, z alkalijami pa se obnašajo kot kisline.

Različne baze imajo različne sposobnosti odstranjevanja hidroksilnih skupin, zato jih delimo na močne in šibke baze.

Močne baze v vodnih raztopinah zlahka oddajo svoje hidroksi skupine, šibke baze pa ne.

Kemijske lastnosti baz

Za kemijske lastnosti baz je značilen njihov odnos do kislin, kislinskih anhidridov in soli.

1. Delujte po indikatorjih. Indikatorji spreminjajo barvo glede na interakcijo z različnimi kemikalije. V nevtralnih raztopinah imajo eno barvo, v kislih pa drugo barvo. Pri interakciji z bazami spremenijo barvo: indikator metiloranžna postane rumen, indikator lakmusa postane moder, fenolftalein pa postane fuksija.

2. Interakcija z kislinski oksidi z tvorba soli in vode:

2NaOH + SiO 2 → Na 2 SiO 3 + H 2 O.

3. Reagira s kislinami, tvori sol in vodo. Reakcijo baze s kislino imenujemo reakcija nevtralizacije, saj po njenem zaključku medij postane nevtralen:

2KOH + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2H 2 O.

4. Reagira s solmi tvorjenje nove soli in baze:

2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO 4.

5. Pri segrevanju se lahko razgradijo v vodo in glavni oksid:

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O.

Imate še vprašanja? Želite izvedeti več o temeljih?
Če želite dobiti pomoč mentorja, se registrirajte.
Prva lekcija je brezplačna!

spletne strani, pri kopiranju materiala v celoti ali delno je obvezna povezava do vira.

Kemijske lastnosti snovi niso odvisne le od tega, iz katerih kemičnih elementov je sestavljena, temveč tudi od zgradbe molekul snovi (strukturna izomerija) in od prostorske konfiguracije molekul (konformacija, stereoizomerija). Snovi, ki imajo enako sestavo in strukturo, imajo praviloma enake kemijske lastnosti, z izjemo reakcij s snovmi drugačne prostorske konfiguracije. To razlikovanje je še posebej pomembno v biokemiji, na primer sposobnost proteina, da reagira z drugimi biološkimi aktivne snovi lahko odvisno od načina zlaganja.

Primeri kemijskih lastnosti

Glej tudi

Opombe

Fundacija Wikimedia.

2010.

Oglejte si, kaj so "kemijske lastnosti" v drugih slovarjih: Kemijske lastnosti - – ugotavljanje sposobnosti materiala za kemijske pretvorbe ob stiku s snovmi zunanje okolje (vključno z agresivnimi), za ohranitev sestave in strukture v inertnih pogojih okolju

, kemična interakcija komponent... ... kemijske lastnosti

, kemična interakcija komponent... ...- — SL kemijska lastnost Lastnosti snovi, odvisne od razporeditve atomov v molekuli, npr. biološka razpoložljivost, razgradljivost, obstojnost itd. (Vir: RRDA)… … - – niz elektromagnetnih interakcij med kemičnimi elementi, ki vodijo do nastanka ravnovesja trajnostni sistemi (molekule, ioni, radikali). Slovar analizne kemije...

, kemična interakcija komponent... ... Kemični izrazi

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

Kemijske lastnosti alkoholov so kemijske reakcije alkoholov v interakciji z drugimi snovmi. Določa jih predvsem prisotnost hidroksilne skupine in struktura ogljikovodikove verige ter njihov medsebojni vpliv: Čim bolj ... ... Wikipedia Fizikalno-kemijske lastnosti - – karakterizirajo vpliv agregatnega stanja materiala na potek določenih kemični procesi (npr. stopnja razpršenosti materiala vpliva na kinetiko kemijskih reakcij). [Kosykh, A.V. Umetna in naravna konstrukcija ... ...

Enciklopedija pojmov, definicij in razlag gradbenih materialov Fizikalno-kemijske lastnosti ognjevarnih surovin (npr. stopnja razpršenosti materiala vpliva na kinetiko kemijskih reakcij). [Kosykh, A.V. Umetna in naravna konstrukcija ... ...

Pomen teme članka je postavljen pod vprašaj. Prosimo, da v članku pokažite pomen njegove teme z dodajanjem dokazov o pomembnosti po zasebnih merilih pomembnosti ali, v primeru zasebnih meril pomembnosti za... ... Wikipedia

fizikalne in kemijske lastnosti- fizikinės ir cheminės savybės statusas T sritis avtomatika atitikmenys: engl. fizikalno-kemijske lastnosti vok. physikalish chemische Eigenschaften, f rus. fizikalne in kemijske lastnosti, n pranc. proprietés physico chimiques, f … Automatikos terminų žodynas

fizikalne in kemijske lastnosti- - [A.S. Goldberg. Angleško-ruski energetski slovar. 2006] Teme: energija na splošno EN fizikalno-kemijske lastnosti ... Priročnik za tehnične prevajalce

knjige

Fizikalno-kemijske lastnosti polprevodniških snovi. Imenik,. Priročnik sistematizira osnovne lastnosti čistih anorganskih kristalov, pa tudi nekaterih steklastih, elementarnih, dvojnih, trojnih in kompleksnejših snovi ...

2NaOH + Zn + 2H 2 O = Na 2 + H 2
2KOH + 2Al + 6H 2 O = 2K + 3H 2

Soli

1. Sol šibke kisline + močna kislina = sol močna kislina+ šibka kislina

Na 2 SiO 3 + 2HNO 3 = 2NaNO 3 + H 2 SiO 3
BaCO 3 + 2HCl = BaCl 2 + H 2 O + CO 2 (H 2 CO 3)

2. Topna sol + topna sol = netopna sol + sol

Pb(NO 3) 2 + K 2 S = PbS + 2KNO 3
СaCl 2 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 + 2NaCl

3. Topna sol + alkalija = sol + netopna baza

Cu(NO 3) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + Cu(OH) 2
2FeCl 3 + 3Ba(OH) 2 = 3BaCl 2 + 2Fe(OH) 3

4. Topna kovinska sol (*) + kovina (**) = kovinska sol (**) + kovina (*)

Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu
Cu + 2AgNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2Ag

Pomembno: 1) kovina (**) mora biti v nizu napetosti levo od kovine (*), 2) kovina (**) NE sme reagirati z vodo.

Primer 1 Cinkov hidroksid lahko reagira z vsako snovjo v paru:

1) kalcijev sulfat, žveplov oksid (VI);
2) natrijev hidroksid (raztopina), klorovodikova kislina;
3) voda, natrijev klorid;
4) barijev sulfat, železov (III) hidroksid.

rešitev- 2) Cinkov hidroksid je amfoteren. Reagira tako s kislinami kot z alkalijami.

Primer 2 Raztopina bakrovega(II) sulfata reagira z vsako od dveh snovi:

1) HCl in H2SiO3;
2) H2O in Cu(OH)2;
3) O 2 in HNO 3;
4) NaOH in BaCl 2.

rešitev- 4) V raztopinah pride do reakcije, če so izpolnjeni naslednji pogoji: nastane oborina, sprosti se plin in nastane rahlo disociirajoča snov, na primer voda.

Primer 3 Transformacijska shema E -> E 2 O 3 -> E (OH) 3 ustreza genetski seriji:

1) natrij -> natrijev oksid -> natrijev hidroksid;
2) aluminij -> aluminijev oksid -> aluminijev hidroksid;
3) kalcij -> kalcijev oksid -> kalcijev hidroksid;
4) dušik -> dušikov oksid (V) -> dušikova kislina.

rešitev- 2) Po diagramu lahko ugotovite, da je element trivalentna kovina, ki tvori ustrezen oksid in hidroksid.

Primer 4 Kako narediti naslednje preobrazbe:

Ca → Ca(OH) 2 → CaCO 3 → CaO → CaSO 4 → CaCl 2 → Ca?

rešitev:

Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + H 2

Ca(OH) 2 + H 2 CO 3 = CaCO 3 + 2H 2 O

CaCO 3 == t CaO + CO 2

CaO + SO 3 = CaSO 4

CaSO 4 + BaCl 2 = CaCl 2 + BaSO 4

CaCl 2 + Ba = BaCl 2 + Ca

Naloge na temo 5

161-170.Potrdite kisle lastnosti oksidov z reakcijskimi enačbami v molekulski in ionski obliki. Poimenujte dobljene snovi.

181-190. Napišite reakcijske enačbe, s katerimi lahko izvedete naslednje transformacije snovi:

№	Shema preoblikovanja
	Kalij→kalijev hidroksid→kalijev karbonat→kalijev nitrat→kalijev sulfat
	Cink→cinkov klorid→cinkov hidroksid→cinkov oksid→cinkov nitrat
	Baker(II)→bakrov oksid→bakrov sulfat→bakrov hidroksid→bakrov oksid→bakrov klorid
	Ogljik→ogljikov dioksid→natrijev karbonat→kalcijev karbonat→ogljikov dioksid
	Vodik→voda→natrijev hidroksid→natrijev karbonat→natrijev nitrat
	Žveplo→vodikov sulfid→natrijev sulfid→železov(II) sulfid→vodikov sulfid
	Natrij→natrijev hidroksid→natrijev sulfid→natrijev klorid→natrijev sulfat
	Magnezij→magnezijev sulfat→magnezijev hidroksid→magnezijev oksid→magnezijev klorid
	Svinčev→svinčev (II) oksid→svinčev nitrat→svinčev hidroksid→svinčev oksid→svinčev sulfat
	Žveplo→vodikov sulfid→kalijev sulfid→kalijev klorid→klorovodikova kislina
	Kalcij→kalcijev hidroksid→kalcijev karbonat→kalcijev nitrat→dušikova kislina
	Aluminij→aluminijev sulfat→aluminijev hidroksid→aluminijev oksid→aluminijev nitrat
	Žveplo→žveplov(IV) oksid→žveplova kislina→natrijev sulfit→žveplova kislina
	Kisik→aluminijev oksid→aluminijev sulfat→aluminijev hidroksid→natrijev metaaluminat
	Aluminij→aluminijev klorid→aluminijev nitrat→aluminijev hidroksid→aluminijev sulfat
	Baker→bakrov(II) klorid→baker→bakrov(II)oksid→bakrov nitrat
	Železo→železov(II) klorid→železov(II)hidroksid→železov(II)sulfat→železo
	Železo→železov(III) klorid→železov(III)nitrat→železov(III)sulfat→železo
	Aluminij→aluminijev nitrat→aluminijev hidroksid→aluminijev oksid→natrijev aluminat→aluminijev sulfat
	Cink→natrijev tetrahidroksocinkat→cinkov nitrat→cinkov hidroksid→cinkov oksid→kalijev cinkat

Kemijske reakcije.

Ena od vrst interakcij atomov, molekul in ionov je reakcije, pri katerih se enareagentidajo, drugi pa pridobijoelektroni. Med takimi reakcijami, imenovanimi redoks, atomi enega ali več elementov spremenijo njihovo oksidacijsko stanje.

Pod oksidacijsko stanje se nanaša na konvencionalni naboj, ki bi nastal na danem atomu, če predpostavimo, da so vse vezi v delcu (molekuli, kompleksnem ionu) ionske. V tem primeru se domneva, da so elektroni popolnoma premaknjeni k bolj elektronegativnemu atomu, ki jih močneje privlači. Koncept oksidacijskega stanja je formalen in pogosto ne sovpada niti z efektivnimi naboji atomov v spojinah niti z dejanskim številom vezi, ki jih atom tvori. Vendar pa je priročen pri sestavljanju enačb redoks procesov in uporaben pri opisovanju redoks lastnosti kemičnih spojin.

Oksidacijsko stanje atomov izračunamo po naslednjih osnovnih pravilih: Oksidacijsko stanje je označeno z nadnapisom nad atomom, pri čemer je najprej naveden njegov predznak, nato pa njegova vrednost. Lahko je celo število ali ulomek. Na primer, če je v H 2 O in H 2 O2 oksidacijsko stanje za kisik (-2) in (-1), potem v KO2 in KO3 - (-1/2) oziroma (-1/3).

1) oksidacijsko stanje atoma v preprostih snoveh je nič, na primer:

Na 0 ; H20; Cl 0 2; O 2 0 itd.;

2) oksidacijsko stanje enostavnega iona, na primer: Na+; Ca+2; Fe+3; Cl-; S-2 je enak njegovemu naboju, torej (+1); (+2); (+3); (-1); (-2);

3) v večini spojin je oksidacijsko stanje vodikovega atoma enako (+1) (razen za hidride Me - LiH; CaH itd., V katerih je enako (-1));

4) oksidacijsko stanje atoma kisika v večini spojin je enako

(-2), razen za perokside (-1), kisikov fluorid OF2 (+2) itd.;

5) algebraična vsota vrednosti oksidacijskih stanj vseh atomov v molekuli je enaka nič, v kompleksnem ionu pa naboj tega iona. Na primer, oksidacijsko stanje dušika v molekuli dušikove kisline - HNO3 se določi na naslednji način: oksidacijsko stanje vodika je (+1), kisika (-2), dušika (x). Ko sestavimo algebrsko enačbo: (+1) + x + (-2) 3 = 0, dobimo x = +5.

Če se vrnemo k definiciji redoks reakcij, ugotavljamo, da Oksidacija je proces izgube elektronov, redukcija pa proces dodajanja elektronov. Oksidacijsko sredstvo je snov, ki vsebuje element, katerega stopnja oksidacije se med reakcijo zmanjša. Reducent je snov, ki vsebuje element, katerega oksidacijsko stanje se med reakcijo poveča. Poudariti je treba, da sta reakciji oksidacije in redukcije nemogoči ena brez druge ( povezane reakcije). Tako se zaradi redoks reakcije reducira oksidant, redukcijsko sredstvo pa oksidira.

Tipični reducenti:

1) kovine, na primer: K, Mg, Al, Zn in nekatere nekovine v prostem stanju - C, H (v večini primerov) itd .;

2) preprosti ioni, ki ustrezajo najnižjemu oksidacijskemu stanju elementa: S2-; jaz; Cl-itd.;

3) kompleksni ioni in molekule, ki vsebujejo atome v najnižji stopnji oksidacije

leniya: N v ionu NH4, S v molekuli H2S, I v molekuli KI itd.

Tipični oksidanti:

1) atomi in molekule nekaterih nekovin: F2; Cl in O2 (v večini primerov) itd.;

2) enostavni ioni, ki ustrezajo najvišjim oksidacijskim stopnjam elementa: Hg+2; Au+3; Pb itd.;

3) kompleksni ioni in molekule, ki vsebujejo atome najvišja stopnja oksidacija: Pb +4 do PbO2; N +5 v HNO3; S +6 v HSO4; Cr +6 v Cr2O7 2- ali CrO4 2-; Mn +7 v MnO - itd.

Nekatere snovi imajo dvojna redoks funkcija, ki kažejo (odvisno od pogojev) oksidacijske ali redukcijske lastnosti. Sem spadajo molekule nekaterih snovi, enostavni in kompleksni ioni, v katerih so atomi v vmesnem oksidacijskem stanju: C +2 v molekuli CO, O - v molekuli H 2 O 2, v S +4 SO 3 2- ion, v ionu N +3 v ionu NO 2 - itd.

Pri redoks reakciji se elektroni prenesejo z redukcijskega sredstva na oksidacijsko sredstvo.

Primer 1 Napišite enačbo za oksidacijo železovega (II) disulfida s koncentrirano dušikovo kislino. Sestava: diagrami elektronskega in elektronsko-ionskega ravnotežja.

rešitev. HNO 3 je močan oksidant, zato bo žveplo oksidirano do največjega oksidacijskega stanja S +6, železo pa do Fe +3, medtem ko se HNO 3 lahko reducira v NO ali NO 2. Oglejmo si primer redukcije na NO 2.

FeS 2 + HNO 3 (konc) → Fe (NO 3) 3 + H 2 SO 4 + NO 2.

Kje bo H 2 O (na levi ali desni strani), še ni znano.

Izenačimo to reakcijo z metodo elektronske tehtnice. Postopek obnovitve je opisan z naslednjim diagramom:

N +5 + e → N +4

V oksidacijsko polovično reakcijo vstopita naenkrat dva elementa - Fe in S. Železo v disulfidu ima oksidacijsko stanje +2, žveplo pa -1. Upoštevati je treba, da sta za en atom Fe dva atoma S:

Fe +2 - e → Fe +3

2S - - 14e → 2S +6 .

Železo in žveplo skupaj oddata 15 elektronov.

Celotno stanje je videti takole:

Za oksidacijo FeS 2 se porabi 15 molekul HNO 3, za tvorbo Fe(NO 3) 3 pa so potrebne še 3 molekule HNO 3:

FeS 2 + 18HNO 3 → Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2.

Če želite izenačiti vodik in kisik, morate na desno stran dodati 7 molekul H2O:

FeS 2 + 18HNO 3(konc) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O.

Sedaj uporabljamo metodo ravnotežja elektronov. Oglejmo si oksidacijsko polovično reakcijo. Molekula FeS 2 se spremeni v ion Fe 3+ (Fe(NO 3) 3 popolnoma disociira na ione) in dva iona SO 4 2- (disociacija H 2 SO 4):

FeS 2 → Fe 3+ + 2SO 2 4- .

Da izenačimo kisik, na levo stran dodamo 8 molekul H2O, na desno pa 16 H+ ionov (okolje je kislo!):

FeS 2 + 8H 2 O → Fe 3+ + 2SO 4 2- + 16H +.

Naboj na levi strani je 0, naboj na desni je +15, zato mora FeS 2 oddati 15 elektronov:

FeS 2 + 8H 2 O - 15e → Fe 3+ + 2SO 4 2- + 16H +.

Oglejmo si zdaj polovično reakcijo redukcije nitratnega iona:

NE -3 → NE 2 .

Od NO 3 je potrebno odšteti en atom O. Če želite to narediti, na levo stran dodajte 2 H + iona (kisli medij) in na desno eno molekulo H 2 O:

NO 3 - + 2H + → NO 2 + H 2 O.

Za izenačitev naboja dodamo en elektron na levo stran (naboj +1):

NO 3 - + 2H + + e → NO 2 + H 2 O.

Celotno elektronsko-ionsko ravnotežje ima obliko:

Z zmanjšanjem obeh delov za 16H + in 8H 2 O dobimo skrajšano ionsko enačbo redoks reakcije:

FeS 2 + 15NO 3 - + 14H + = Fe 3+ + 2SO 4 2- + 15NO 2 + 7H 2 O.

Če obema stranema enačbe dodamo ustrezno število ionov, tri ione NO 3 - in H +, dobimo molekularno enačbo reakcije:

FeS 2 + 18HNO 3(konc) = Fe(NO 3) 3 + 2H 2 SO 4 + 15NO 2 + 7H 2 O.

Kemijska kinetika proučuje hitrosti in mehanizme kemijskih procesov ter njihovo odvisnost od različnih dejavnikov. Hitrost kemijskih reakcij je odvisna od: 1) narave reagirajočih snovi; 2) reakcijski pogoji: koncentracija reaktantov; tlak, če so v reakciji udeležene plinaste snovi; temperatura; prisotnost katalizatorja.

PRIMER 2 . Izračunajte, kolikokrat se bo hitrost reakcije povečala, ko se temperatura poveča za 40°, če je temperaturni koeficient hitrosti te reakcije 3.

REŠITEV. Odvisnost hitrosti reakcije od temperature izrazimo empirično van't Hoffovo pravilo, po kateri se z vsakim 10° dvigom temperature hitrost večine homogenih reakcij poveča za 2-4 krat oz.

kjer je temperaturni koeficient hitrosti reakcije, pogosto ima vrednosti 2-4, kaže, kolikokrat se bo hitrost reakcije povečala, ko se temperatura poveča za 10 stopinj;

v T 1, v T2 - hitrosti kemična reakcija pri temperaturah T1 in T2. V tem primeru:

Hitrost reakcije se bo povečala za 81-krat

PRIMER 3. Oksidacija ogljikovega monoksida (II) in grafita poteka po enačbah: a) 2CO(g)+ O= 2CO2(g);

b) 2C(t)+ O2(g)= 2CO(g).

Izračunajte, kako se bodo hitrosti teh reakcij spremenile, če trikrat povečate: 1) koncentracijo kisika; 2) volumen reakcijskega prostora; 3) tlak v sistemu.

Rešitev: Reakcija a) poteka v homogena sistem - vse snovi so v eni fazi (vse snovi so plini), reakcija b) poteka v heterogena sistem - reagirajoče snovi so v različnih fazah (O2 in CO sta plina, C je trdna snov). Zato so hitrosti reakcije za te sisteme po ZDM enake:

a) 2CO(g) + O2(g) = 2CO; b) 2C(t) + O2(g) = 2CO(g);

A) b)

Po povečanju koncentracije kisika bosta hitrosti reakcij a) in b) enaki:

a) b)

Povečanje hitrosti reakcije glede na začetno je določeno z razmerjem:

A)
b)

Posledično se bosta po povečanju koncentracije kisika za 3-krat hitrosti reakcij a) in b) povečale za 3-krat.

2) Povečanje prostornine sistema za 3-krat bo povzročilo zmanjšanje koncentracije vsake plinaste snovi za 3-krat. Zato se bodo hitrosti reakcije zmanjšale za 27-krat (a) oziroma 3-krat (b):

A)
b)

3) Povečanje tlaka v sistemu za 3-krat bo povzročilo zmanjšanje prostornine za 3-krat in povečanje koncentracije plinastih snovi za 3-krat. Zato:

A)
b)

PRIMER 4. Reakcija razgradnje fosforjevega pentaklorida poteka po enačbi:

PCl5(g)= PCl3(g)+ Cl2(g); H = +92,59 kJ.

V katero smer se bo premaknilo ravnotežje te reakcije s: a) povečanjem koncentracije PCl5; b) povečanje koncentracije Cl2; c) povečan pritisk; d) znižanje temperature; e) uvajanje katalizatorja.

REŠITEV. Premik ali premik v kemijskem ravnovesju je sprememba ravnotežnih koncentracij reagirajočih snovi, ki je posledica spremembe enega od pogojev za reakcijo. Smer premika ravnotežja je določena z Le Chatelierjevo načelo: če se na sistem, ki je v ravnotežju, izvaja kakršen koli zunanji vpliv (sprememba koncentracije, tlaka, temperature), se bo ravnotežje premaknilo proti reakciji (neposredni ali obratni), ki izniči učinek.

A) Povečanje koncentracije reagentov (PCl5) poveča hitrost neposredne reakcije v primerjavi s hitrostjo povratne reakcije, ravnotežje pa se premakne proti neposredni reakciji, tj. desno;

b) povečanje koncentracije produktov (Cl2) reakcije poveča hitrost povratne reakcije v primerjavi s hitrostjo neposredne reakcije in ravnotežje se premakne v levo;

c) zvišanje tlaka premakne ravnotežje v smeri reakcije, ki nastane pri nastanku manjše količine plinastih snovi. V tem primeru neposredno reakcijo spremlja nastanek 2 molov plinov (1 mol PCl3 in 1 mol Cl2), obratno reakcijo pa spremlja nastanek 1 mol PCl5. Zato bo povečanje tlaka povzročilo premik ravnotežja v levo, tj. proti nasprotni reakciji;

d) ker neposredna reakcija poteka z absorpcijo toplote), potem znižanje temperature premakne ravnovesje v nasprotno (eksotermna reakcija);

d) vnos katalizatorja v sistem ne vpliva na premik ravnovesja, ker enako poveča hitrost prednjih in povratnih reakcij.

Naloge na temo 6

201-220. S pomočjo teh diagramov sestavite enačbe za redoks reakcije, označite oksidant in reducent:

№	Shema reakcije
	KBr+KBrO 3 +H 2 SO 4 →Br 2 +K 2 SO 4 +H 2 O
	KClO 3 + Na 2 SO 3 → Na 2 SO 4 + MnO 2 + KOH
	PbS+HNO 3 →S+Pb(NO 3) 2 +NO+H 2 O
	KMnO 4 + Na 2 SO 3 + KOH → K 2 MnO 4 + Na 2 SO 4 + H 2 O
	P+ HNO 3 + H 2 O→H 3 PO 4 +NO
	Cu 2 O+ HNO 3 → Cu(NO 3) 2 +NO+ H 2 O
	KClO 3 + Na 2 SO 3 →S+ K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O
	HNO 3 +Ca→NH 4 NO 3 +Ca(NO 3) 2 +H 2 O
	NaCrO 2 + PbO 2 + NaOH → Na 2 CrO 4 + Na 2 PbO 2 + H 2 O
	K 2 Cr 2 O 7 +H 2 S+ H 2 SO 4 →S+Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O
	KClO 3 + Na 2 SO 3 → KCl + Na 2 SO 4
	KMnO 4 +HBr→Br 2 + KBr+MnBr 2 + H 2 O
	H 3 AsO 3 + KMnO 4 + H 2 SO 4 → H 3 AsO 4 + MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O
	P+HClO 3 + H 2 O → H 3 PO 4 + HCl
	NaCrO 2 + Br 2 + NaOH→ Na 2 CrO 4 + NaBr+ H 2 O
	FeS+ HNO 3 → Fe(NO 3) 2 +S+ NO+ H 2 O
	HNO 3 +Zn→N 2 O+ Zn(NO 3) 2 + H 2 O
	FeSO 4 + KClO 3 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + H 2 O
	K 2 Cr 2 O 7 +HCl→Cl 2 +CrCl 3 + KCl+ H 2 O
	Au+ HNO 3 + HCl→AuCl 3 +NO+ H 2 O

221-230. Kolikokrat se bo spremenila hitrost neposredne reakcije, če temperaturni režim spremenimo iz T 1 v T 2? Temperaturni koeficient je podan v tabeli.

№
T 1, K
T 2, K
γ

231-240. Izračunajte, kolikokrat se bo hitrost reakcije spremenila, če se spremenijo pogoji postopka.

236-240. Kako spremeniti a) temperaturo, b) tlak, c) koncentracijo, da se premakne kemijsko ravnovesje proti neposredni reakciji?

Kovine in nekovine.

Niz redoks reakcij, ki potekajo na elektrodah v raztopinah ali talinah elektrolitov, ko skoznje teče električni tok, se imenuje elektroliza.

Na katodi tokovnega vira se pojavi proces prenosa elektronov na katione iz raztopine ali taline, zato je katoda "reducent". Na anodi elektrone oddajajo anioni, zato je anoda »oksidant«. Med elektrolizo lahko pride do konkurenčnih procesov tako na anodi kot na katodi.

Ko se elektroliza izvaja z inertno (neporabno) anodo (na primer grafit ali platina), praviloma tekmujeta dva procesa oksidacije in redukcije:

- na anodi- oksidacija anionov in hidroksidnih ionov,

- na katodi— zmanjšanje kationov in vodikovih ionov.

Ko elektrolizo izvajamo z aktivno (porabno) anodo, postane proces bolj zapleten in konkurenčne reakcije na elektrodah so naslednje:

- na anodi- oksidacija anionov in hidroksidnih ionov, anodno raztapljanje kovine - anodni material;

- na katodi- redukcija kationa soli in vodikovih ionov, redukcija kovinskih kationov dobljena z raztapljanjem anode. Pri izbiri najverjetnejšega procesa na anodi in katodi se predpostavi, da pride do reakcije, ki zahteva najmanj energije. Pri elektrolizi solnih raztopin z inertno elektrodo se uporabljajo naslednja pravila.

1. Na anodi lahko nastanejo naslednji produkti:

a) med elektrolizo raztopin, ki vsebujejo anione F -, SO 4 2-, NO 3 -, PO 4 3-, OH - se sprosti kisik;

b) pri oksidaciji halogenidnih ionov se sproščajo prosti halogeni;

c) med oksidacijo anionov organskih kislin pride do procesa:

2RCOO - - 2е → R-R + 2СО 2.

2. Med elektrolizo solnih raztopin, ki vsebujejo ione, ki se nahajajo v napetostnem nizu levo od Al 3+, se na katodi sprošča vodik; če se ion nahaja desno od vodika, se kovina sprosti.

3. Med elektrolizo solnih raztopin, ki vsebujejo ione med Al 3+ in H + na katodi, lahko pride do konkurenčnih procesov kationske redukcije in sproščanja vodika.

Odvisnost količine snovi, ki nastane med elektrolizo, od časa in jakosti toka opisuje splošni Faradayev zakon:

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

kjer je m masa snovi, ki nastane med elektrolizo (g); E je ekvivalentna masa snovi (g/mol); M - molska masa snovi (g/mol); n je število danih ali prejetih elektronov; I - jakost toka (A); t—trajanje procesa (s); F je Faradayeva konstanta, ki označuje količino električne energije, potrebne za sprostitev 1 ekvivalentne mase snovi (F = 96500 C/mol = 26,8 A. h/mol).

Primer 1 Elektroliza taline natrijevega klorida:

NaCl = Na + + Cl -;

katoda (-) (Na+): Na++ e=Na0,

anoda (-) (Cl -): Cl - - e= Cl 0, 2Cl 0 = Cl 2;

2NaCl = 2Na + Cl2.

Primer 2 Elektroliza raztopine natrijevega klorida:

NaCl = Na + + Cl - ,

H20 = H + + OH-;

katoda (-) (Na + ; H +): H + + e= H 0 , 2H 0 = H 2

(2H 2 O + 2 e= H 2 + 2OH -),

anoda (+) (Cl - ; OН -): Cl - - e= Cl 0, 2Cl 0 = Cl 2;

2NaCl + 2H 2 O = 2NaOH + Cl 2 + H 2.

Primer 3 Elektroliza raztopine bakrovega(II) nitrata:

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

H20 = H + + OH-;

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

anoda (+) (OH -): OH - - e=OH 0,

4H 0 = O 2 + 2H 2 O;

2Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O = 2Cu + O 2 + 4HNO 3.

Naloge na temo 7

241-250. Sestavite elektronske enačbe za procese, ki potekajo na inertnih elektrodah med elektrolizo a) taline, b) raztopine snovi:

№
Snov	NaOH	KCl	AgNO3	Cu(NO3)2	FeSO4	K2S	KOH	Fe(NO 3) 2	ZnSO4	Zn(NO 3) 2

251-260. Katere snovi in v kakšnih količinah se bodo sprostile na oglenih elektrodah med elektrolizo raztopine za čas t(h) pri jakosti toka I(A).

271-280. Napišite enačbo za reakcijo med snovmi, pri čemer upoštevajte, da je prenos elektronov največji.

№	Snovi	№	Snovi
	P+HNO 3 (konc.)		H 2 S+ H 2 SO 4 (konc.)
	P+H 2 SO 4 (konc.)		PH 3 +HNO 3 (konc.)
	S+HNO 3 (konc.)		PH 3 + H 2 SO 4 (konc.)
	S+ H 2 SO 4 (konc.)		HClO+HNO 3 (konc.)
	H 2 S+HNO 3 (konc.)		HClO+ H 2 SO 4 (konc.)

Glavni:

1. Erokhin Yu.M. "Kemija": Učbenik za srednje strokovne izobraževalne ustanove, M.: Založniški center "Akademija", 2004.

2. Rudzitis G.E., Feldman F.G. "Kemija" 10. razred-M .: Razsvetljenje. 1995.

3. Rudzitis G.E., Feldman F.G. "Kemija" 11. razred. -M .: Razsvetljenje. 1995.

4. Akhmetov M.S. “Laboratorijske in seminarske vaje na splošni in anorganska kemija» M.: podiplomska šola. 2002.

Dodatno:

1. Petrov M.M., Mikhilev L.A., Kukushkin Yu.N. "Anorganska kemija". M.: Kemija. 1989.

2. Potapov V.M. "Organska kemija." - M.: Izobraževanje 1983.

3. Mikhilev L.A., Passet N.F., Fedotova M.I. “Problemi in vaje iz anorganske kemije.” M.: Kemija. 1989.

4. Potapov V.M., Tatarinčik S.N., Averina A.V. "Naloge in vaje iz organske kemije" - M.: Kemija. 1989.

5. Khomchenko I.G. "Splošna kemija". -M .: Novi val. -ONYX 1999.

6. Khomchenko G.P. "Zbirka problemov iz kemije za tiste, ki vstopajo na univerzo." -M .: Novi val. 1999.