Природні сполуки лужних та лужно-земельних металів і їх застосування

↑

▷ Содержание

⇐ ПредыдущаяСтр 11 из 33Следующая ⇒

І. Калію:

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

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

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

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

- NaCl∙KCl - сильвініт

ІІ. Натрію

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

- NaCl∙KCl – сильвініт

- Na₂SO₄∙10H₂O - мірабіліт(глауберова сіль)

- Na₂СO₃∙10H₂O - кристалічна сода

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

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

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

ІІІ. Кальцію.

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

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

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

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

- СаСО₃·MgCO₃ – доломіт.

Твердість води

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

Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)_2, CaCl_2, MgCl₂, CaSO₄, MgSO₄.

Твердість води поділяється на:

1. Карбонатна або тимчасова твердість. Вона визначається наявністю в ній солей гідроген карбонатів Кальцію та Магнію: Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)_2.

2. Не карбонатна або постійна твердість. Вона визначається наявністю в ній солей хлоридів і сульфатів Кальцію та Магнію: CaCl_2, MgCl₂, CaSO₄, MgSO₄.

Методи усунення твердості води

І. Тимчасової або карбонатної твердості.

1. кип’ятіння:

Ca(HCO₃)₂ = СaCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O

Mg(HCO₃)₂ = MgCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O

2. додаванням кальцинованої соди – Na₂CO₃:

Ca(HCO₃)₂ + Na₂CO₃ = СaCO₃↓ + 2NaHCO₃

Mg(HCO₃)₂ + Na₂CO₃ = MgCO₃↓ + 2NaHCO₃

3. додаванням мила – С₁₇Н₃₅СООNa або С₁₅Н₃₁СООNa:

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

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

ІІ. Постійної або не карбонатної твердості.

1. додаванням кальцинованої соди – Na₂CO₃:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = СaCO₃↓ + 2NaCl

MgSO₄ + Na₂CO₃ = MgCO₃↓ + Na₂SO₄

2. додаванням мила – С₁₇Н₃₅СООNa або С₁₅Н₃₁СООNa:

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

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

Тема 17. Алюміній і Ферум та їх сполуки.

Алюміній та його сполуки

Алюміній знаходиться у ІІІ-А групі.

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

Al⁰ - 3e = Al³⁺

_{+ 13} ²⁷Al⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3р¹ _{+ 13} ²⁷Al³⁺ 1s²2s²2p⁶3s⁰3р⁰

В сполуках алюміній проявляє такі:

- СО - +3;

- валентність – ІІІ;

- заряд йона - 3+.

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

Фізичні властивості алюмінію

1.Сріблясто-білого кольору;

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

3. легкий (ρ(Al)=2,7 г/мл;)

4. тугоплавкі за лужні метали(t_{(плавлення)}Al = +660⁰С)

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

Хімічні властивості алюмінію

|→ + Cl₂ → Al⁺³Cl₃

|→ + S → Al₂⁺³S₃

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

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

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

|→ + HCl → Al⁺³Cl₃ + H₂↑

|→ + Me*Cl → Al⁺³Cl₃ + Me*

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

2Al + 2H₂O + 2NaOH = 2NaAlO₂ + 3H₂↑

Натрій метаалюмінат

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

2Al + 3FeO = Al₂O₃ + 2Fe

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

Добування алюмінію

Одержують алюміній у промисловості електрометалургійним способом – електролізом розплаву Al₂O₃.

Добування алюмінію методом електролізу розплаву Al₂O₃.

Al₂O₃ ↔ 2 Al³⁺ + 3O^2-

(-) K: Al³⁺ + 3e → Al⁰

(+) A: 2O^2- - 4e → O₂⁰

Загальне рівняння:

2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂↑

Природні сполуки алюмінію і їх застосування

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

2. Al₂O₃∙nH₂O - боксит (алюмінієва руда)

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

Алюміній використовується:

1. одержання сплавів легких і міцних:

- дюралюміни – це сплав Al + Cu + Mg

- силумін – це сплав Al + Si.

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

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

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

Ферум та його сполуки

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

На зовнішньому шарі в нього два електрони. Ферум –це типовий метал.

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

Fe⁰ - 2e = Fe²⁺

_{+ 2 6} ⁵⁶Fe⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶ 4s² 3d⁶ _{+ 2 6} ⁵⁶Fe²⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶ 4s⁰ 3d⁶

Fe⁰ - 3e = Fe³⁺

_{+ 2 6} ⁵⁶Fe⁰ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶ 4s² 3d⁶ _{+ 2 6} ⁵⁶Fe³⁺ 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶ 4s⁰3d⁵

В сполуках Ферум проявляє такі:

- СО - +2 і +3;

- валентність – ІІ і ІІІ;

- заряд йона - 2+ і 3+

Фізичні властивості заліза

1. Сріблясто-білого (сірого) кольору;

2. має магнітні властивості на відміну від інших металів;

3. важкий (ρ(Fe)=7,87 г/мл;)

4. тугоплавкий (t_{(плавлення)}Fe = +1539⁰С)

Хімічні властивості заліза

Залізо відноситься до металів середньої активності у ряді металів.

|→ + Cl₂ → Fe ^{+ 3} Cl₃

|→ + S → Fe⁺²S

|→ + H₂ ≠

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

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

|→ + HCl → Fe⁺²Cl₂ + H₂↑

|→ + CuCl₂ → Fe^{+ 2} Cl₂ + Cu

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

іржа

Ферум утворює три оксиди:

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

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

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

Ферум утворює два гідроксиди:

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

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

4Fe(OH)₂ + 2 H₂О + O₂ = 4Fe(OH)₃

Якісні реакції на солі Fe²⁺ і Fe³⁺

І. Fe²⁺.

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

FeCl₂ + 2 Na OH = Fe(OH)₂ ↓ + 2 NaCl

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

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

«турнбулева синь»

І І. Fe³⁺.

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

FeCl₃ + 3 Na OH = Fe(OH)₃ ↓ + 3 NaCl

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

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

«берлінська блакить»

3. Реакція з калій роданідом KSCN і при цьому утворюється криваво-

червоний осад Fe(SCN)₃:

FeCl₃ + 3 KSCN = Fe(SCN)₃ ↓ + 3 KCl

Природні сполуки Феруму

1. Fe₂O₃ - гематит, червоний залізняк

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

3. FeS₂ – пірит, залізний або сірчаний колчедан.

Неметалічні елементи

Особливості будови атомів неметалів:

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

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

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

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

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

Познавательные статьи:



Психологические особенности спортивного соревнования

Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации

Занятость населения и рынок труда

Социальный статус семьи и её типология