Химия (для закрепления):⁠⁠

В химических реакция металлы проявляют лишь восстановительные свойства (их атомы отдают электроны, образуя из-за этого положительные ионы). Окислителями при этом выступают неметаллы (кислород, галогены, сера и др.), катионы водорода и кат*оны других металлов

С кислородом воздуха легко взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы:

4Li + O2 = 2Li2O. 2Ca + O2 = 2CaO.

Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы энергично окисляются кислородом только при нагревании: 2Zn + O2 = 2ZnO. 2Cu - O2 = 2CuO

Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях

Металлы образуют с неметаллами бинарные соединения (например, оксиды, хлориды, сульфиды, фосфиды), например:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

Hg + S = HgS

Щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с вод*й, восстанавливая катионы водорода до свободного и образуют при этом растворимые основания - щёлочи:

2Na + 2HOH = 2NaOH + H2

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

Менее активные металлы, например, железо, взаимодействуют с водой только в раскалённом виде: 3Fe + 4H2O = Fe3O4 + 4H2

По восстановительным способностям (чем левее, там сильнее), металлы располагают в электрохимический ряд напряжений (куда кстати входит и водород за его способность отдавать электроны).

Химические металлов из ряда напряжения металл*в:

Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, вытесняются им из растворов кислота

Золото, ртуть и серебро конечно не реагируют с соляной кислотой, но это правило имеет поправки ж (правило соблюдается, если в реакции металла с кислотой образуется соляная кислота; на щелочные металлы правило не распространяется, т.к. они взаимод* и с водой; каждый мет. Выт. из растворов солей другие мет., находящиеся правее него в р* напряжений, и сам бывает вытеснен металлами, расположенными левее)):

Fe + CuSO4 (раствор) = FeSO4 (раствор) + Cu

Cu + 2AgNO3 (раствор) = Ag + Cu(NO3)2 (раствор)

Металлы бывают самородными (когда свободное вещество) и различными соединениями

Большинство Металлов существует при различных соединениях как минералы, но также формируются сульфиды как часть минералов

Руды - природные образования, содержащие минералы, где металлы находятся в количествах, пригодных в технологическом и экономическом отношении для получения металлов в промышленности

Обычно перед получением металлов из руды её предварительно обогащают (отделЮт пустую порода, примеси), в результате образуется концентрат, служащих сырьём для металлургии

Металлургия - наука о методах и процессах производства металлов из руд и других мало содержащих продуктов, о получении сплавов и обработке металлов

Пирометаллургия - методы переработки руд, основанные на химических реакциях, происходящих при высоких температурах

Пирометаллургические процессы включают обжиг и плавку. При обжиге содержащиеся в рудах соединения металлов (в частности сульфиды) переводят в оксиды, а сера удаляется в виде оксида серы: 2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2. При попытке происходит восстановление металлов из их оксидов с выручкой угля, водорода, оксида углерода (III) или более активного металла: 2CuO + C = 2Cu + CO2; Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr.

Чугун получают при высоких температурах в металлургических печах (домнах), а в свою очередь из чугуна в других металлургических печах (например, конвертах), выплавляют сталь

Методы получения металлов в металлургии делятся на гидрометаллург (методы получения металлов, основаннын на химических реакциях, происходящих в растворах) и электрометаллургию (методы получения металлов, основанных на электролизе (выделении металлов из растворов или расплавов их соединений с помощью постоянного электрического тока))

Гидрометаллургические процессы вачают стадию перевода нерастворимых соединений металлов из руд в растворы

Электрометаллургию применяют главным образом для получения активных металлов - щелочных, щелочноземельных и алюминия.

Большого внимания заслуживают микробиологические методы получения металлов, в которых используется жизньдеятельность некоторых видов бактерий (например, итоговые бактерии переводят нерастворимые сульфиты в растворимые сульфаты)

Коррозия (ржавчина) - самопроизвольное разрушение металлов и сплавов от природных факторов (например, воды и воздуха)

Zn защищает от коррозии металлы и сплавы

Пример коррозии:

Если в колбу с открытым воздухом поместить гвоздь, то он заржевеет, но если в ту же, но уже закрытую маслом (например, злаком), колбу поместить тот же гв*здь, то злак защитит его от коррозии.

Покрытия, защищающие металлы и сплавы от коррозии: краска

Коррозия разрушает мир

Щелочные металлы: li, na, k, rb, cs, fr (редкий радиоактивный металл)

Щелочные металлы отдают лишь 1 электрон

Так как щелочные металлы отдают этот самый 1 электрон легко, то они

Вот почему щелочные металлы - простые вещества:

Они мягкие, легкоплавкие, серебристо-белые металлы

Be, Mg и щелочноземельные металлы - элементы главной подгруппы 2 группы

Атомы Be, MG и щелочноземельных металлов содержат на внешнем уровне 2 электрона, следовательно они - сильнейшие восстановители

Be,G и щелочноземельные металлы - простейшие вещества, т.к.:

1. Лёгкие серебристо-белые металлы, когда Sr имеет золотой оттенок

а Sr твёрже Ba, Ba по мягкости напоминает свинец

На воздухе при обычной температуре поверхности Ba и Mg покрыты защитной оксидовой плёнкой

4 (3). Щёлочноземельные металлы взаимодействуют с О воздуха активнее

При нагревании на воздухе все рассматриваемые щелочноземельные металлы с Be и Mg (рассматриваемые M) сгорают с обращением оксидов:

2M + O2 = 2 MO, где над M и 0 одновременно

При нагревании с неметаллами M образуют соответствующие хлориды, сульфиды и нитриды: M + S = MS

При высокой температуре Mt главной подгруппы (за исключением Be) окисляют H до гибридов:

M + H2 = MH2

Гидриды - твёрдые солеподобные соединения Mt с H, похожие на галогениды (соединения металлов с галогенами), следовательно H находится в главной подгруппе 7 группы. Mt + IIA группы взаимосвязаны с H2O:

Mg реагирует с горящей водой, остальные металлы взаимодействуют с H2O при обычных условиях:

M + 2HOH = M(OH)2 + H2

Be в холодной H2O пассивен, но реагирует с горячей H2O:

2Be + 3H2O = Be O + Be (OH)2 + 2H2

Подобно Al, Mg и Ca способны восстанавливать редкие Mt - ниобий, Тантал, молибден, вольфрам, Титан. - из их оксидов и солей:

2Mg + BeO = MgO + Be

2Mg + TiCi4 = 2MgCl2 + Ti

Магниетермия и кальциетермия - металлургические методы получения металлов через восстановление их химических соединений (объединений галогенидов или оксидов), расплавленных Mg и Ca. Оба - металлотермия

Так как в природе щелочноземельные металлы (как и щёлочные) металлы находятся лишь в форме соединений из-за своей высокой химической активности, то:

Оксиды MO - твёрдые белые тугоплавкие вещества, устойчивые к воздействих высоких температур. Проявляют основные свойства (кроме O Be, так как он имеет амфотерный характер)

Оксид Mg при обычных условиях малоактивны в реакциях с H2O, но всё остальные оксиды (кроме BeO) очень бурно взаимодействуют с ней:

MO + H2O = M (OH)2

Оксиды получают обжигом карбонатов:

HCO3 = MO + CO2

В технике CaO - негашённая известь

MgO - жжёная магнезия

Гидроксиды щёлочноземельных металла относятся к щелочам.

Их растворимость в H2O увеличивается в ряду Ca(OH)2 будет Sr (OH)2 будет Ba (OH)2

Гашёная известь - реакция оксида кальция с водой, сопровождающееся большим выделением теплоты

Гашёная известь - образующаяся Ca(OH)2

Известковая вода - прозрачный растворимый гидроксид известкового молока - белой взвеси Ca(OH)2

Соли Be, Mg и щелочноземельные металлы получаются взаимодействием их с кислотами

Галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды) - этих металлов - белые кристаллические вещества, большинство из них растворимо в H2O

Из сульфатов хорошо растворимы в H2O лишь сульфаты Be и Mg

Растворимость сульфатов E главной подгруппы второй подгруппы уменьшается от Be SO и к BaSo4

Карбонаты Be, Mg и щелочноземельные металлы малорастворимы, нерастворимые в H2O

Сульфиды щелочноземельных металлов, содержащие в малых количествах примеси тяжёлых металлов после предварительного освещения начинают светиться разными цветами

Фосфор - состав специальных светящихся красок сульфидов щелочноземельных металлов

Атом алюминия на внешнем энергетическом уровне 3 электрона, которые он легко отдаёт при взаимодействии

У родоначальника главной подгруппы 3 группы, B, радиус атома меньше. Кроме того, у атома Al появляются 1 промежуточный восьми электронный слой (2e, 8e, 3e). Так как этот самый промежуточный восьми электронный слой не даёт притянутся к ядру электроны, то у атома Al восстановительные свойства сильнее чем у атомов B, которыйе проявляет неметаллические свойства

CoAl: +3

Алюминий - простое вещество, потому что:

1. Плавится при 660°

2. Очень пластичен и легко вытягивается в проволоку. и прокатывается в фольгу толщиной до 0,01 мм

Al - очень активный металл, так как находится в ряду напряжений сразу после щелочных и щелочноземельных металлов

Если порошок Al или тонкую алюминиевую фольгу сильно нагреть, то они воспламеняются и сгорают ослепительным пламенем:

54Al + 3O2 = 2Al2O3

Как начать реакцию Al с неметаллами:

Надо первоначальное нагревание (за исключением реакций с галогенами - Cl и Br), затем потом все реакции Al с неметаллами идут очень бурно и сопровождаются большим выделением теплоты

2Al + 3Br3 = 2AlBr3

2Al + 3S = Al2S3

4Al + 3C = Al4C3

Так как O и гидроAl обладают амфотерными свойствами, то Al растворяется в водном растворе щелочей, образуя соли - алюмината, которые называют комплексными

2Al + 2NaOH (концентрированные) + 6H2O (горячие) = 2ЬNa [Al(OH)4] + 3H2

Al хорошо растворимы в разбавленных H2So4 и H2S:

2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2

А вот концентрированные H2SO4 и HNO3 массирует алюминий

Al используют в металлургии для получег я Mt (Cr, Mg, V, Ti, Zn) из их оксидов - этот способ - алюиинотермия себеларумь белару

На практике ,чисто применяют термит - смесь Fe3O4 с промошком Al

Алюмосиликаты - соли, образованные оксидами Al, далочноми з и щелочноземельных и металлами

Из пород получают алюминий Al

Fe - элемент побочной подгруппы 8 группы (8B группы) 4 периода

Строение элемента оболочки атома железа несколько отличается от строения электронных оболочек подгрупп. Как положено элемента 4 подгруппы атомы Fe имеют 4 уровня электрона, но заполняется из не 4, а ₽, предпоследней от ядра, следовательно атомы Fd (по распределению электронов):

Fe 2e; 8e; 14e; 2e

Так как fe - металл, он делает восстановительные свойства, отдавая кроме 2 электронов 4 группы ещё и 1 электрон 3 группы, следовательно fe+2 бывает превращается в fe+3

Fe очень пластичный, следовательно из него легко обрабатывать, купить, прокатывать, истамповать

Железо умеет намагничиваться и примагнмчиться следовательно применяя как сердечник электрон разносятся электронными машинами и аппаратами

Fe бывает чистым (когда низко углеродная сталь, подвергается коррозии) и химически чистым (когда меньше всех примесей и не подвергается коррозии)

По распределению в земной коре Fe занимает 4 мес о среди всех элементов

В природе железо обрабатывает ряд металлов

Ещё природное соединение железа - пирит (железный или черный колчедан FeS) - не железная руда для получения металла, но применяется для производства h2so4

Для железа характерны 2 ряда следствий:

Соединение fe (2) и fe (3):

FeO и соответствующий ему Fe (OH)3 полностью косвенно, в частности по следующей цепочке превращений:

Fe становится FeCl2 становится Fe (OH)2 становится FeO

Fe и Fe(OH) проявляется основные свойства

Катионы Fe (2) Fe²+ легко окисляются кислородом воздуха или другими окислителями

Окисление Fe²+: Fe²+ становится Fe³+

Реакция окислителя Fe²+

4Fe (OH)2 + 2H2O+O2 = 4Fe(OH)2

Fe2O3 и соответствующие ему Fe(OH)3 также получаются косвенно, например, по цепочке Fe становится FeCl3 становится Fe(OH)2 становится Fe2O3

Из солей Fe наибольшее влияние имеют сульфаты и хлориды

Кристаллы гидравлического сульфата железа (2) Fe2SO4 × 7H2O применяют для обработки древесины

Сульфат Fe (3) Fe2 (SO4)3 × 9H2O применяют при очистке воды, в качестве раствора

Для распознания соединения Fe (2) и (3) проводятся качественные реакции на ионы Fe2+ - реакция солей Fe(2)Fe2+ - соединительная реакция солей F(2), чья формула - K3[Fe(CN)6], красная кровяная соль

Как диссоциируют комплексные соли

Реактив на ионы Fe (3) Fe3+ - другое комплексное соединение, жёлтая кровяная соль

Fe входит в гемоглобин крови

Если для атомов металлов характерны восстановительные свойства и большие радиусы с малым количеством электронов, то для атомов неметаллов - наоборотв (для атомов некоторых неметаллов вообще лишь с определёнными элементами опредлённве элементы имеют восстановительные свойства),

Окисление - принимание недостатка атомов, чаще всего встречается у неметаллов

Для неметаллов трудны общие характеристики

Элементы 7 подгруппы 7 группы (галогены) - F, Cl Br, If, At (редко встречающийся в порядке) - типичные неметаллы, ведь их атомы содержат на внешнем энергетическом уровне 7 элементов, и им недостаёт лишь 1 электрон, чтобы завершить его

Атомы галогенов при взаимодействии с металлами принимающих электроны от атома металл*в. при этом возникает ионная связь и образуются соли

Галогены - очень сильные окислители

F проявляет лишь окислительные свойства, следовательно в него CO = 1 в соединении. Остальные галогены проявляют и восстановительные свойства при взаимодействии с более электроотрицательными элементами.

Галогены существуют в свободном состоянии в виде 2-атомных молекул с ковалентной неполярной связью

В твёрдом состоянии F2, Cl2, Br2 и I2 имеют молекулярное решение, что и подтверждается их химическими свочтыами. С увеличением молекулярной массы галогенов увеличивается их температура кипения, возрастает плотность: F и Cl - газы, Br - жидкость, I - плотное вещество, так как с увеличением размера атомов в молекулярное галогенов возрастает и силс межмолекуляторых взаимодействий между ними

Отношение атомов t плавления галогенов:

Cl и F взаимодействуют с Mt при обычных условиях (а при нагревании - и вовсе с драгоценными металлами)

Когда другие металлы реагируют с галогенами ч основном при нагревании.

2Al + 3I2 = 2AlI - эта реакция через катализ сопровождается фиолетовым как знак катализа ж

cl имеет больше восстановительных свойств чем все галогены кроме F следовательно хлор вытесняет бром и I из растворов их солей ж

F при реакции с H2O выгоняет O оттуда

2F + 2H2O = 4HF + O2

- тут F -- восстановитель (единственный случай когда F в реакцию горения - продукт, а не исходное вещество)

Галогеноводороды (НГ) - бесцветные газы с резким запахом, токсичны. Очень хорошо растворяется в воде и дымятся во влажном воздухе, ведь притягивают находящиеся в воздухе водяные пары, образуя туманные облака

Галогеновододные кислоты образуют соли: фториды (фтороводородная), хлориды (хлороводородная), бромиды (бромоводородная) и иодиды (иодидоводородная)

Для определения в растворах хлорид - бромид - и иодид - ионов их распознавания используют реакцию с нитратом серебра AgNO3

Ag + Cl = AgCl - сокращённое ионное уравнение реакции хоюлормдов (и самой соляной кислоты) с этим реактивом выполняется белый творческий осадок AgCl

В реакциях с бромоводородной кислотой и её солями и с иодоводородной кислотой и её солями также образуются осадки, но только жёлтого цвета, которые различаются оттенками:

Ag + Br = AgBr (светло-жёлтвй), Ag + I = Ag (жёлт*й)

S щелочных и щелочноземельных металлов, а также S атома очень хорошо растворяются в H2O (когда S других металлов - наоборот)

N - 1 элемент главной подгруппы 5 группы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне 5 электронов, из которых 3 - неспаренные, следовательно атомы этого элемента присоединяют 3 электрона, завершая внешний энергетический уровень, и приобретая при этом степень окисления +3, +5 (при этом атомы N в степенях окисления +1, +2, +3, +4 выполняют как окислительные, так и восстановительные свойства

В свободном виде N существует в виде 2 атомных молекул N2. В молекуле N2 атомы N свободно отличаются высокой прочностью тройной ковалентной связью:

N :: N или N = N

В H2O N растворяется хуже чем O

При обычных условиях N взаимодействует лишь с Li, образуя Li3N в ходе взаимодействия N и Li

6Li + N2 = 2Li3N

С другими металлами N взаимодействует лишь при высокой температуре

При высокой температуре и катализе N реагирует с H2O, образуя O + 2NH3

N2 + 3H2

При t электронной дуги N соединяется с O, образуя NO:

N2 + O2 становится при температуре 2NO - Q

NaNO3 - природное неорганическое соединение N. При этом большая часть N - в органических веществах

Все основные части клеток состоят из белковых молекул, куда входят и N

Соединение N в почве пополняется во время грозы

При этом из N и O образуется NO2, под действием O превращающийся в NO: 2NO + O2 = 2NO2

2NO2 взаимодействует с H2O (тоже в присоединении O) и получается HNO3

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3

Так как на внешнем энергетическом уровне N содержит 5 электронов, из которых 3 электрона - неспаренные. Именно они участвуют в формировании 3 ковалентной связи с 3 атомами H при образовании молекул NH3

3 общие электронные пары смещены в сторону более электроотрицательного атома N, а так как молекулы NH3 имеют форму треугольной пирамиды, то в результате смещения электронных пар возникает диполь (молекула ч 2 полюсами)

Молекулы NH3 (в жидкой NH3) взаимодействуют, связываясь друг с другом

Этот особый тип межмолекулярной связи - водородная связь

При испарении жидкость NH3 из окружающей среды поглощает много тепла

NH3 хорошо растворяется в H2O

Водный NH3 (аммиачный H2O) - концентрированный (25-й) водный раствор NH3

Нашатырный спирт - 10-й раствор NH3

Щелочная реакция водного раствора NH3: NH3 + H