Неорганика. Закон сталості cкладу
 Скачать 0.55 Mb.
|
|
Поширення в природі. В природі карбон трапляється у вільному стані у вигляді алмазу, графіту і Карбіну, в сполуках — у вигляді кам’яного і бурого вугілля та нафти. Входить до складу природних карбонатів: вапняку, мармуру, крейди СаСО3, магнезиту МgСО3, доломіту МgСО3 ∙ СаСО3. Є головною складовою частиною органічних речовин. Вміст карбону в земній корі — 0,1 %. У повітрі міститься оксид карбону(ІV). Фізичні властивості. Алотропічні модифікації вуглецю — (алмаз, графіт та карбін — мають різко відмінні фізичні властивості, що пояснюється будовою їх кристалічних решіток. Хімічні властивості. За звичайної температури вугілля досить інертне. Його хімічна активність виявляється лише при високих температурах. Як окисник, вугілля реагує з деякими металами і неметалами. Сполуки карбону з металами називаються карбідами. Наприклад: 4Аl + ЗС = Аl4С3. Карбід алюмінію Велике практичне значення має карбід кальцію, який добувають нагріванням вапна СаО і коксу в електропечах: СаО + ЗС = СаС2 + СО. Карбід кальцію 3 воднем вугілля за наявності нікелевого каталізатора і при нагріванні утворює метан — основну складову частину природних горючих газів: С + 2Н2 = СН4. Однак для вугілля більш характерні реакції, в яких він виявляє відновні властивості. Це має місце при повному згорянні карбону будь-якої алотропічної модифікації: С + O2 = СO2. Вугілля відновлює залізо, мідь, цинк, свинець та інші метали з їх оксидів, що широко використовується в металургії під час добування цих металів. Наприклад: 2ZnO + С = 2Zn + СО2. Дуже важлива хімічна властивість карбону — здатність його атомів утворювати міцні зв’язки між собою — вуглецеві ланцюги (див. ч. III. Органічна хімія). Оксиди карбону. Карбонатна кислота Відомо два оксиди карбону: СО і СО2. Оксид карбону(ІІ). Оксид карбону(ІІ) СО утворюється в процесі згоряння вугілля при нестачі кисню. В промисловості його добувають пропусканням вуглекислого газу над розжареним вугіллям при високій температурі: СО2 + С = 2СO. В лабораторних умовах оксид карбону(ІІ) добувають дією концентрованої сульфатної кислоти на мурашину (форміатну) кислоту при нагріванні (сульфатна кислота відбирає воду): НСOOН=Н2O+СO ↑. Оксид карбону(ІІ) — безбарвний газ без запаху, надзвичайно отруйний. Допустимий вміст СО у виробничих приміщеннях становить 0,03 мг в 1 л повітря. В кількостях, небезпечних для життя, він міститься у вихлопних газах авто мобіля. Тому гаражі повинні добре провітрюватися, особливо під час пуску двигунів. При високих температурах оксид карбону(ІІ) — сильний відновник. Він відновлює багато металів з їх оксидів. Наприклад: CO + СuО = Сu + СО2. Ця властивість оксиду карбону(II) використовується при виплавлянні металів з руд. На повітрі оксид карбону(ІІ) горить синім полум’ям з виділенням великої кількості теплоти: +2 +4 2СO+ О2 = 2СO2, ∆H ° 298 = -572 кДж. Тому він разом з іншими газами входить до складу деяких видів газуватого палива — генераторного та водяного газів. В оксиді карбону(ІІ) валентність карбону дорівнює трьом, а ступінь окиснення +2. Пояснення наведено в § 3.10. Оксид карбону(ІV). Оксид карбону(ІV) СО2 (або вуглекислий газ) утворюється в природі під час горіння та гниття органічних речовин. Міститься в повітрі (об’ємна частка 0,03 %), а також у багатьох мінеральних джерелах (нарзан, боржомі та ін.). Виділяється при диханні тварин і рослин. В лабораторних умовах СО2 добувають дією хлоридної кислоти на мармур: СаСО3 + 2Н+ = Са+2 + Н2O + СО2↑. У промисловості оксид карбону(ІV) добувають прожарюванням вапняку: СаСО3 = СаО + СО2 ↑. Структурну формулу молекули СО2 можна зобразити так: О=С=0. Вона має лінійну форму. Зв’язок карбону з оксигеном полярний, проте завдяки симетричному розташуванню зв’язків сама молекула СО2неполярна (див. рис. 3.13, а). Оксид карбону(ІV) — безбарвна газувата речовина. Він у 1,5 раза важчий за повітря, тому його можна переливати з однієї посудини в іншу. Не підтримує горіння і дихання. Запалена скалка в ньому гасне, а люди і тварини за великої концентрації оксиду карбону(ІV) задихаються. Часто в небезпечних кількостях він накопичується в шахтах, криницях та погребах. 29. Адсорбція, її застосування. Адсо́рбція (від лат. ad — на, при і лат. sorbeo — поглинаю) — вибіркове поглинання речовини з газового чи рідкого середовища поверхневим шаром твердого тіла (адсорбенту) чирідини. Компонент що поглинається, який вміщується в суцільному середовищі (газі, рідині), називають адсорбтивом, а той що вміщується в адсорбенті — адсорбатом. Наприклад,активоване вугілля адсорбує гази. Це явище треба відрізняти від абсорбції. Розрізняють фізичну адсорбцію і хемосорбцію. Фізична адсорбція зумовлена ван-дер-ваальсовими, або електростатичними, силами притягання частинок адсорбованої речовини до частинок адсорбенту. При хемосорбції молекули поглинутої речовини вступають у хімічну реакцію з молекулами адсорбенту. Оборотність процесу фізичної адсорбції створює сприятливі умови для послідовного проведення процесів адсорбції (поглинання речовини адсорбентом) та десорбції (вилучення з адсорбенту поглиненої речовини). Адсорбція широко застосовується в адсорбційній техніці, лежить в основі очистки, розділення газів та рідин тощо. Зокрема адсорбція широко застосовується в хімічній та нафтохімічній промисловості для очищення нафтопродуктів, рекуперації летких розчинників, розділення газів та рідин, глибокої сушки газів. Адсорбція — основа технологічних процесів тонкого очищення газових та інших потоків при невисокому початковому вмісті в них цільового компонента (див. адсорбційне очищення газу). 30. Силіциум в природі, властивості, сполуки. Силіцій та його властивості Поширення у природі. Силіцій після оксигену — найпоширеніший елемент на Землі. Він становить 27,6 % маси земної кори. У природі трапляється головним чином у вигляді оксиду силіцію(ІV) SiO2 та солей силікатних кислот — силікатів. Вони утворюють оболонку земної кори. Сполуки силіцію містяться в організмах рослин і тварин. Добування та застосування. У промисловості кремній добувають відновленням SiO2 коксом в електричних печах: SiO2 + 2С = Si + 2СO. У лабораторії як відновники використовують магній або алюміній: SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO; 3SiO2 + 4Al = 3Si + 2Al2O3. Найчистіший кремній добувають відновленням тетрахлориду силіцію парою цинку: SiCl4 + 2Zn = Si + 2ZnCl2. Кремній використовують як напівпровідник. З нього виготовляють так звані сонячні батареї, які перетворюють світлову енергію в електричну (живлення радіоустановок космічних кораблів). Кремній використовують у металургії для добування кремнистих сталей, які мають високу жаростійкість та кислототривкість. Фізичні властивості. Кристалічний кремній — речовина темно-сірого кольору зі стальним блиском. Структура кремнію аналогічна структурі алмазу. В його кристалі кожний атом оточений тетраедрично чотирма іншими і зв’язаний з ними ковалентним зв’язком, який значно слабкіший, ніж між атомами карбону в алмазі. У кристалі кремнію навіть за звичайних умов частина ковалентних зв’язків руйнується. Тому в ньому є вільні електрони, які зумовлюють невелику електричну провідність. При освітленні і нагріванні збільшується кількість зруйнованих зв’язків, а отже, збільшується число вільних електронів і зростає електрична провідність. Так слід пояснювати напівпровідникові властивості кремнію. Кремній дуже крихкий, його густина 2,33 г/см3. Як і вугілля, належить до тугоплавких речовин. Силіцій складається з трьох стабільних ізотопів: 2814Si (92,27 %), 2914Si (4,68 %) та 3014Si (3,05 %). Хімічні властивості. За хімічними властивостями сицілій, як і карбон, є неметалом, але його неметалічність виявляється слабкіше, тому що він має більший атомний радіус (п. 6, табл. 11.1). Оскільки у атомів силіцію на зовнішньому енергетичному рівні розташовано 4 електрони, то для силіцію характерний ступінь окиснення як —4, так і +4 (відома сполука силіцію, де його ступінь окиснення дорівнює +2). Кремній за звичайних умов досить інертний, що слід пояснювати міцністю його кристалічної решітки. Безпосередньо він взаємодіє тільки зі фтором: Si + 2F2 = SiF4. Фторид силіцію Кислоти (крім суміші плавикової HF та нітратної HNO3) на кремній не діють. Однак він розчиняється в гідроксидах лужних металів, утворюючи силікат і водень: Si + 2OН- +Н2O = SiO2-3 + 2Н2 ↑. При високій температурі в електричній печі із суміші піску і коксу добувають карбід силіцію SiC(карборунд): SiO2 + 2С = SiC + СО2. Карборунд має алмазоподібну кристалічну решітку, в якій кожен атом силіцію оточений чотирма атомами карбону і навпаки, а ковалентні зв’язки дуже міцні, як у алмазі. Тому за твердістю він близький до алмазу. З карбіду силіцію виготовляють точильні камені та шліфувальні круги. Сполуки металів з кремнієм називаються силіцидами. Наприклад: Si + 2Mg = Mg2Si. Силіцид магнію При дії на силіцид хлоридною кислотою утворюється найпростіша воднева сполука силіцію — силанSiH4: Mg2Si + 4Н+ = 2Mg2+ + SiH4. Силан — отруйний газ з неприємним запахом, самозаймається на повітрі: SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2Н2O. Подрібнений кремній при нагріванні з киснем згоряє, утворюючи оксид силіцію(ІV): Si + О2 = SiO2. При цьому виділяється велика кількість теплоти, що свідчить про значну міцність зв’язку між атомами в SiO2. При високих температурах кремній відновлює багато металів з їх оксидів. 31. Загальна характеристика металів, фізичні властивості, типи кристалічних граток. Загальні хімічні властивості. Кристалічні ґратки Залежно від фізичних умов речовини можуть існувати в різних агрегатних станах: — плазма — іонізований газ; — газоподібний стан, який характеризується слабкою і невпорядкованою взаємодією частинок (молекул); — рідкий стан, за якого взаємодія між частинками сильніша, ніж у газах, у розташуванні частинок існує певний порядок, але він постійно змінюється внаслідок теплового руху; — твердий стан, за якого речовини існують у двох формах: кристалічній і аморфній. У речовині з кристалічною структурою частинки (атоми, молекули або йони) розташовані в певному порядку, тобто утворюють кристалічні ґратки. Частинки аморфної речовини розташовані безладно. — У вузлах йонних кристалічних ґраток знаходяться позитивно й негативно заряджені йони, зв’язані між собою силами електростатичного тяжіння. Це більшість солей, бінарних сполук. — У вузлах атомних кристалічних ґраток розташовані атоми, зв’язані ковалентним зв’язком. Наприклад, алмаз, кремній. — У вузлах молекулярних кристалічних ґраток розташовані молекули, зв’язані силами міжмолекулярної взаємодії. Це гази, багато неметалів, майже всі органічні сполуки. — У вузлах металічних кристалічних ґраток розташовані атоми або позитивно заряджені йони металу, між якими розташовані електрони, які рухаються вільно. Це метали і сплави. 32. Амфотерні елементи, особливості сполук. Поняття про амфотерність Іноді трапляються сполуки, які можуть проявляти і кислотні, і основні властивості. Речовини, які можуть виявляти кислотні й основні властивості залежно від сполуки, з якою вони взаємодіють, називають амфотерними. Амфотерність виявляють оксиди й гідроксиди деяких хімічних елементів з валентностями II, III й IV. Найважливіші серед них — Берилій(ІІ), Цинк(ІІ), Станум(ІІ), Плюмбум(ІІ), Алюміній(ІІІ), Хром(ІІІ), Титан(ІV). Амфотерні гідроксиди Гідроксиди елементів, які можуть утворювати амфотерні сполуки, вступають у звичайні хімічні реакції, що характерні для нерозчинних основ. Єдиною відмінністю є взаємодія з лугами, тобто реакції, в яких вони виявляють кислотні властивості. Амфотерні гідроксиди з лугами поводяться як кислоти, тобто вступають у реакцію нейтралізації з утворенням солі та води. Для того щоб правильно записати рівняння реакції за участю амфотерних гідроксидів, слід розглядати їх як кислоти. Так, цинк гідроксид Zn(OH)2 можна записати як кислотуH2ZnO2. Ця кислота буде мати назву цинкатна, вона має двовалентний кислотний залишок ZnO2, її солі — цинкати. Амфотерні оксиди Так само, як і амфотерні гідроксиди, амфотерні оксиди виявляють ті ж властивості, що й звичайні основні оксиди при взаємодії з кислотними речовинами. При взаємодії з основними речовинами вони вступають у реакції як кислотні оксиди, тобто взаємодіють із основними оксидами й основами з утворенням солей. Амфотерні оксиди взаємодіють із основами та основними оксидами при сплавці, без участі води, і утворюють солі, які містять звичайний кислотний залишок, що відповідає цьому оксиду. При сплавці цинк оксиду з натрій гідроксидом або натрій оксидом утворюється натрій цинкат, тільки в першому випадку ще утворюється вода:  |