Topnost oksidov v vodi. I.1 Oksidi. Osnovni pojmi in definicije. Kemijske interakcije za razred srednjih soli

Sodobna kemijska znanost predstavlja veliko različnih vej, vsaka od njih pa ima poleg svoje teoretične osnove velik uporabni in praktični pomen. Česarkoli se dotaknete, je vse okoli vas kemični produkt. Glavni deli so anorganski in organska kemija. Razmislimo, kateri glavni razredi snovi so razvrščeni kot anorganske in kakšne lastnosti imajo.

Glavne kategorije anorganskih spojin

Ti vključujejo naslednje:

1. Oksidi.
2. Sol.
3. Razlogi.
4. kisline.

Vsak od razredov je predstavljen s široko paleto spojin anorganske narave in je pomemben v skoraj vseh strukturah človeške gospodarske in industrijske dejavnosti. Preučujemo vse glavne lastnosti teh spojin, njihovo pojavljanje v naravi in ​​njihovo pripravo šolski tečaj Kemija je obvezna od 8. do 11. razreda.

Obstaja splošna tabela oksidov, soli, baz, kislin, ki predstavlja primere vsake snovi in ​​njihovo agregatno stanje ter pojavljanje v naravi. Prikazane so tudi interakcije, ki opisujejo kemijske lastnosti. Bomo pa pogledali vsakega od razredov posebej in podrobneje.

Skupina spojin - oksidi

4. Reakcije, zaradi katerih elementi spremenijo CO

Me +n O + C = Me 0 + CO

1. Reagentna voda: tvorba kislin (izjema SiO 2)

CO + voda = kislina

2. Reakcije z bazami:

CO 2 + 2CsOH = Cs 2 CO 3 + H 2 O

3. Reakcije z bazičnimi oksidi: tvorba soli

P 2 O 5 + 3MnO = Mn 3 (PO 3) 2

4. OVR reakcije:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Imajo dvojne lastnosti in medsebojno delujejo po principu kislinsko-bazične metode (s kislinami, alkalijami, bazičnimi oksidi, kislimi oksidi). Ne delujejo z vodo.

1. S kislinami: tvorba soli in vode

AO + kislina = sol + H 2 O

2. Z bazami (alkalijami): tvorba hidrokso kompleksov

Al 2 O 3 + LiOH + voda = Li

3. Reakcije s kislinskimi oksidi: pridobivanje soli

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Reakcije z OO: tvorba soli, taljenje

MnO + Rb 2 O = dvojna sol Rb 2 MnO 2

5. Fuzijske reakcije z alkalijami in karbonati alkalijskih kovin: nastajanje soli

Al 2 O 3 + 2LiOH = 2LiAlO 2 + H 2 O

Ne tvorijo kislin ali alkalij. Izkazujejo zelo specifične lastnosti.

Vsak višji oksid, ki ga tvori bodisi kovina bodisi nekovina, daje, kadar se raztopi v vodi, močno kislino ali alkalijo.

Organske in anorganske kisline

V klasičnem zvoku (na podlagi položajev ED - elektrolitske disociacije - kisline so spojine, v vodno okolje disociirajo na katione H + in anione kislinskih ostankov An -. Vendar so danes kisline obsežno raziskane tudi v brezvodnih pogojih, zato obstaja veliko različnih teorij za hidrokside.

Empirične formule oksidov, baz, kislin, soli so sestavljene samo iz simbolov, elementov in indeksov, ki označujejo njihovo količino v snovi. Na primer, anorganske kisline so izražene s formulo H + kislinski ostanek n-. Organske snovi imajo drugačno teoretično preslikavo. Poleg empiričnega lahko zapišete polnega in skrajšanega strukturna formula, ki bo odražal ne le sestavo in količino molekule, temveč tudi vrstni red razporeditve atomov, njihovo medsebojno povezavo in glavno funkcionalno skupino za karboksilne kisline -COOH.

V anorganskih so vse kisline razdeljene v dve skupini:

• brez kisika - HBr, HCN, HCL in drugi;
• ki vsebujejo kisik (oksokisline) - HClO 3 in vse, kjer je kisik.

Anorganske kisline delimo tudi po stabilnosti (stabilne ali stabilne - vse razen ogljikove in žveplove kisline, nestabilne ali nestabilne - ogljikove in žveplove kisline). Po moči so lahko kisline močne: žveplova, klorovodikova, dušikova, perklorova in druge, pa tudi šibke: vodikov sulfid, hipoklorova in druge.

Organska kemija ne ponuja enake raznolikosti. Kisline, ki so po naravi organske, so razvrščene kot karboksilne kisline. Njihovo splošna lastnost- prisotnost funkcionalne skupine -COOH. Na primer, HCOOH (mravljinčna), CH 3 COOH (ocetna), C 17 H 35 COOH (stearinska) in drugi.

Obstajajo številne kisline, ki so še posebej skrbno poudarjene pri obravnavi te teme v šolskem tečaju kemije.

1. Solyanaya.
2. Dušik.
3. Ortofosforna.
4. bromovodikova.
5. Premog.
6. Vodikov jodid.
7. Žveplova.
8. Ocetna ali etanska.
9. Butan ali olje.
10. Benzoin.

Teh 10 kislin v kemiji so temeljne snovi ustreznega razreda tako v šolskem tečaju kot na splošno v industriji in sintezah.

Lastnosti anorganskih kislin

Glavne fizikalne lastnosti vključujejo predvsem različno agregatno stanje. Navsezadnje obstajajo številne kisline, ki imajo v normalnih pogojih obliko kristalov ali prahu (borova, ortofosforna). Velika večina znanih anorganskih kislin je različnih tekočin. Tudi vrelišča in tališča se razlikujejo.

Kisline lahko povzročijo hude opekline, ker imajo moč uničiti organsko tkivo in kožo. Za odkrivanje kislin se uporabljajo indikatorji:

• metiloranžna (v normalnem okolju - oranžna, v kislinah - rdeča),
• lakmus (v nevtralnem - vijolično, v kislinah - rdeče) ali nekatere druge.

Najpomembnejše kemijske lastnosti vključujejo sposobnost interakcije s preprostimi in kompleksnimi snovmi.

Kemijske lastnosti anorganske kisline

S čim so v interakciji?	Primer reakcije
1. S preprostimi snovmi - kovinami. Pogoj: kovina mora biti v EHRNM pred vodikom, saj je kovine za vodikom ne morejo izpodriniti iz sestave kislin. Pri reakciji vedno nastaneta plin vodik in sol.
2. Z razlogi. Rezultat reakcije sta sol in voda. Takšne reakcije močnih kislin z alkalijami imenujemo nevtralizacijske reakcije.	Katera koli kislina (močna) + topna baza = sol in voda
3. Z amfoternimi hidroksidi. Bistvo: sol in voda.	2HNO 2 + berilijev hidroksid = Be(NO 2) 2 (srednja sol) + 2H 2 O
4. Z bazičnimi oksidi. Rezultat: voda, sol.	2HCL + FeO = železov (II) klorid + H 2 O
5. Z amfoternimi oksidi. Končni učinek: sol in voda.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. S solmi, ki jih tvorijo šibkejše kisline. Končni učinek: sol in šibka kislina.	2HBr + MgCO 3 = magnezijev bromid + H 2 O + CO 2

Pri interakciji s kovinami vse kisline ne reagirajo enako. Kemija (9. razred) v šoli vključuje zelo plitvo študijo takšnih reakcij, vendar se tudi na tej ravni upoštevajo specifične lastnosti koncentrirane dušikove in žveplove kisline pri interakciji s kovinami.

Hidroksidi: alkalije, amfoterne in netopne baze

Oksidi, soli, baze, kisline - vsi ti razredi snovi imajo skupno kemična narava, pojasnjeno s strukturo kristalne mreže, pa tudi medsebojni vpliv atomi v molekulah. Vendar, če je bilo mogoče podati zelo specifično definicijo za okside, je to težje narediti za kisline in baze.

Tako kot kisline so baze po teoriji ED snovi, ki lahko v vodni raztopini razpadejo na kovinske katione Me n+ in anione hidroksilnih skupin OH -.

• Topne ali alkalije (močne baze, ki se spreminjajo. Tvorijo jih kovine skupin I in II. Primer: KOH, NaOH, LiOH (to pomeni, da se upoštevajo elementi samo glavnih podskupin);
• Rahlo topno ali netopno (srednje jakosti, ne spremeni barve indikatorjev). Primer: magnezijev hidroksid, železo (II), (III) in drugi.
• Molekularne (šibke baze, v vodnem okolju reverzibilno disociirajo na ionske molekule). Primer: N 2 H 4, amini, amoniak.
• Amfoterni hidroksidi (kažejo dvojne bazično-kislinske lastnosti). Primer: berilij, cink in tako naprej.

Vsaka predstavljena skupina se preučuje v šolskem tečaju kemije v razdelku "Osnove". Kemija v razredih 8-9 vključuje podrobno študijo alkalij in slabo topnih spojin.

Glavne značilne lastnosti baz

Vse alkalije in slabo topne spojine najdemo v naravi v trdnem kristalnem stanju. Hkrati so njihove temperature taljenja običajno nizke, slabo topni hidroksidi pa pri segrevanju razpadejo. Barva podstavkov je različna. Če so alkalije bele, so lahko kristali slabo topnih in molekularnih baz zelo različnih barv. Topnost večine spojin tega razreda si lahko ogledate v tabeli, ki predstavlja formule oksidov, baz, kislin, soli in prikazuje njihovo topnost.

Alkalije lahko spremenijo barvo indikatorjev na naslednji način: fenolftalein - škrlatno, metiloranžno - rumeno. To je zagotovljeno s prosto prisotnostjo hidrokso skupin v raztopini. Zato slabo topne baze ne dajejo takšne reakcije.

Kemijske lastnosti vsake skupine baz so različne.

Kemijske lastnosti
Alkalije	Rahlo topne baze	Amfoterni hidroksidi
I. Interakcija s CO (rezultat - sol in voda): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + voda II. Interakcija s kislinami (sol in voda): navadne nevtralizacijske reakcije (glej kisline) III. Medsebojno delujejo z AO, da tvorijo hidrokso kompleks soli in vode: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O ali Na 2 IV. Reagirajte z amfoternimi hidroksidi, da nastane hidrokso kompleksne soli: Enako kot pri AO, samo brez vode V. Reagirajte s topnimi solmi, da nastanejo netopni hidroksidi in soli: 3CsOH + železov (III) klorid = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Reagirajte s cinkom in aluminijem v vodni raztopini, da nastanejo soli in vodik: 2RbOH + 2Al + voda = kompleks s hidroksidnim ionom 2Rb + 3H 2	I. Pri segrevanju se lahko razgradijo: netopen hidroksid = oksid + voda II. Reakcije s kislinami (rezultat: sol in voda): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + voda III. Interakcija z KO: Me +n (OH) n + KO = sol + H 2 O	I. Reagirajte s kislinami, da nastaneta sol in voda: (II) + 2HBr = CuBr 2 + voda II. Reakcija z alkalijami: rezultat - sol in voda (pogoj: fuzija) Zn(OH) 2 + 2CsOH = sol + 2H 2 O III. Reagirajte z močnimi hidroksidi: rezultat so soli, če reakcija poteka v vodni raztopini: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

To je večina kemijskih lastnosti, ki jih imajo baze. Kemija baz je precej preprosta in poslušna splošni vzorci vse anorganske spojine.

Razred anorganskih soli. Razvrstitev, fizikalne lastnosti

Na podlagi določb ED lahko soli imenujemo anorganske spojine, ki v vodni raztopini disociirajo na kovinske katione Me +n in anione kislih ostankov An n-. Tako si lahko predstavljate soli. Kemija daje več kot eno definicijo, vendar je ta najbolj natančna.

Poleg tega so vse soli glede na njihovo kemično naravo razdeljene na:

• Kislo (vsebuje vodikov kation). Primer: NaHSO 4.
• Bazične (ki vsebujejo hidrokso skupino). Primer: MgOHNO 3, FeOHCL 2.
• Srednje (sestoji samo iz kovinskega kationa in kislinski ostanek). Primer: NaCL, CaSO 4.
• Dvojno (vključuje dva različna kovinska kationa). Primer: NaAl(SO 4) 3.
• Kompleks (hidrokso kompleksi, akva kompleksi in drugi). Primer: K 2.

Formule soli odražajo njihovo kemično naravo in kažejo tudi na kakovost in kvantitativna sestava molekule.

Oksidi, soli, baze, kisline imajo različne lastnosti topnosti, ki si jih lahko ogledate v ustrezni tabeli.

Če govorimo o agregatno stanje soli, potem morate opaziti njihovo monotonost. Obstajajo le v trdnem, kristaliničnem ali praškastem stanju. Barvna paleta je precej raznolika. Raztopine kompleksnih soli imajo praviloma svetle, nasičene barve.

Kemijske interakcije za razred srednjih soli

Imajo podobne kemijske lastnosti kot baze, kisline in soli. Oksidi, kot smo že pregledali, se v tem faktorju od njih nekoliko razlikujejo.

Skupno lahko za srednje velike soli ločimo 4 glavne vrste interakcij.

I. Interakcija s kislinami (samo močna z vidika ED) s tvorbo druge soli in šibke kisline:

KCNS + HCL = KCL + HCNS

II. Reakcije s topnimi hidroksidi, pri katerih nastajajo soli in netopne baze:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 topna sol + Cu(OH) 2 netopna baza

III. Interakcija z drugim topna sol s tvorbo netopne soli in topne:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Reakcije s kovinami, ki se nahajajo v EHRNM levo od tiste, ki tvori sol. V tem primeru kovina, ki reagira, ne sme delovati z vodo v normalnih pogojih:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

To so glavne vrste interakcij, ki so značilne za srednje soli. Formule kompleksnih, bazičnih, dvojnih in kislih soli same po sebi govorijo o specifičnosti izkazanih kemijskih lastnosti.

Formule oksidov, baz, kislin, soli odražajo kemijsko bistvo vseh predstavnikov teh razredov anorganskih spojin, poleg tega pa dajejo idejo o imenu snovi in ​​njenem fizikalne lastnosti. Zato je treba njihovemu pisanju posvetiti posebno pozornost. Ogromno različnih spojin nam ponuja nasploh neverjetna znanost kemija. Oksidi, baze, kisline, soli - to je le del neizmerne raznolikosti.

3

1 Moskovska država tehnična univerza njih. N.E. Bauman

2 Prva moskovska država medicinska univerza njih. NJIH. Sechenov

3 Moskovska pedagoška državna univerza

Težave z jedkanjem oksidnih usedlin s površine jekel, ki vsebujejo kobalt in železo, so bile vedno prisotne praktični pomen in so bili relevantni. Ob študiju veliko število gradivo o tem vprašanju avtorji navajajo, da nekateri vidiki problema še niso v celoti raziskani (vključujejo vpliv značilnosti raztopin elektrolitov, prepoznavanje mehanizma delovanja teh dejavnikov). Kobaltov in železov oksid se pogosto uporabljata kot katalizatorja za različne kemični procesi(oksidacija metana in ogljikovega monoksida, dehidrogenacija parafinov itd.). Njihove lastnosti so odvisne od značilnosti površine, ki določa kinetiko raztapljanja oksidov. Dirigirano eksperimentalne študije z učinkom mineralnih kislin (zlasti H2SO4) na hitrost heterogene reakcije (Co3O4 in Fe3O4 v kislem mediju) je razkril naravo omejevalne stopnje, ki je sestavljena iz tvorbe površinskih spojin tipa - in njihove poznejše prehod na raztopino elektrolitov. Razvita je bila tudi sistematična analiza krivulj raztapljanja oksida za izračun kinetičnih parametrov: aktivacijske energije in reakcijskih vrst za vodikove ione in sulfatne ione.

kobaltov oksid

železov oksid

kinetika

raztapljanje

manekenstvo

Model Barton-Stransky

Hougen-Watsonova metoda

1. Bokshtein B.S., Mendelev M.I., Pokhvisnev Yu.V. Fizikalna kemija: termodinamika in kinetika. – M.: Založba “MISIS”, 2012. – 258 str.

2. Butler J. Ionska ravnovesja. – L.: Kemija, 1973. – 448 str.

3. Delmon B. Kinetika heterogenih reakcij. – M.: Mir, 1972. – 555 str.

4. Barre P. Kinetika heterogenih procesov. – M.: Mir, 1976. – 400 str.

5. Kiselev M.Yu. Mehanizem in kinetika raztapljanja pirita z elektrokemičnim kloriranjem // Izvestia Higher izobraževalne ustanove. Rudarska revija. – 2010. – Št. 4. – Str. 101–104.

6. Korzenshtein N.M., Samuylov E.V. Volumetrična kondenzacija v heterogenih reakcijah // Colloid Journal. – 2013. – T. 75, št. 1. – 84 str.

7. Kolesnikov V.A., Kapustin V.A., Kapustin Yu.I., Isaev M.K., Kolesnikov A.V. Kovinski oksidi – obetavni materiali za elektrokemijske procese // Steklo in keramika. – 2016. – Št. 12. – Str. 23–28.

8. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Izotov A.D. Študija kinetike raztapljanja kobaltovih oksidov (Co3O4, Co2O3) pri različnih koncentracijah H2SO4, HCl, EDTA in pH // Volgograd: Abstracts of XIX Mend. Kongres splošne in uporabne kemije. – 2011. – T. 3 – Str. 366.

9. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Layner Yu.A. Kinetika raztapljanja kobaltovih oksidov v kisla okolja// Kovine. – 2010. – št. 2. – Str. 21–27.

10. Yakusheva E.A., Gorichev I.G., Atanasyan T.K., Plakhotnaya O.N., Goryacheva V.N. Modeliranje kinetičnih procesov raztapljanja kobaltovih in bakrovih oksidov v žveplovi kislini // Bilten MSTU im. N.E. Bauman. Ser. Naravoslovje. – 2017. – št. 3. – str. 124–134.

Izvedene eksperimentalne študije raztapljanja oksidnih faz omogočajo podrobno opisovanje procesov obnašanja trdne faze v kislem okolju, razlago pojavov, ki se pojavljajo na površini oksidov, ob upoštevanju njihovih kislinsko-bazičnih značilnosti in mehanizem raztapljanja ter za simulacijo topokemijskih reakcij.

Namen študije obsega proučevanje in modeliranje procesa raztapljanja Co3O4 in Fe3O4 v žveplovi kislini.

Materiali in raziskovalne metode

Za raziskavo so bili odvzeti vzorci z maso 500 mg z d = 80÷100 µm. Identifikacija oksidov je bila izvedena z rentgensko difrakcijo, IR in termično analizo.

Za pojasnitev mehanizma raztapljanja trdnih vzorcev kovinskih oksidov v kislih medijih smo poskus izvedli v instrumentu (termostatiran reaktor s prostornino 0,5 l) za preučevanje kinetike raztapljanja trdnih vzorcev, pri čemer je bil izključen vpliv kakršnega koli nenadzorovanih dejavnikov na preučevani pojav. Temperatura eksperimenta je bila 363 K. Poskus smo izvajali pri različnih pH vrednostih in koncentracijah mineralne kisline.

V določenih časovnih intervalih smo s steklenim Schottovim filtrom jemali vzorce tekoče faze iz reakcijske posode. Koncentracijo kobaltovih ionov smo določili spektrofotometrično (spektrofotometer UF-3100) z uporabo amonijevega tiocianata, železa pa z uporabo o-fenantrolina.

Dobljeni eksperimentalni podatki o vplivu koncentracije kisline na hitrost raztapljanja kobaltovega oksida Co3O4 in Fe3O4 so predstavljeni na sl. 1 (pike - eksperimentalni podatki, črte - rezultati simulacije). Delež topljenca a je bil izračunan po enačbi: a = Dt/D∞.

riž. 1. a) odvisnost deleža raztopljenega Co3O4 oksida od časa pri različnih koncentracijah žveplove kisline (mol/l): 1 - 10,0; 2 - 5,93; 3 - 2,97; 4 - 1,0; 5 - 0,57; 6 - 0,12; T = 363,2 K; b) odvisnost deleža raztopljenega Fe3O4 oksida od časa pri različnih koncentracijah žveplove kisline (mol/l): 1 - 10,3; 2 - 7,82; 3 - 3,86; 4 - 2,44; T = 293 K

Rezultati raziskave in razprava

Izračun kinetičnih parametrov. Analiza eksperimentalnih kinetičnih podatkov je bila izvedena z uporabo enačb heterogene kinetike, ki je omogočila določitev vrstnega reda reakcij za različne ione (ni), specifično hitrost raztapljanja (Wi), njeno odvisnost od koncentracije raztopine. , kot tudi aktivacijske energije reakcij (Ea).

Kinetika heterogenih reakcij temelji na obveznem upoštevanju sprememb površine delcev med procesom raztapljanja skozi čas, poleg tega pa je za heterogene reakcije praviloma značilna konstantna hitrost skozi čas (1).

V tem primeru lahko hitrost raztapljanja oksida predstavimo z enačbo:

kjer je Wi specifična stopnja raztapljanja; f(α) je funkcija, ki upošteva, kako se površina oksida spreminja skozi čas.

Za razjasnitev mehanizma raztapljanja in modeliranje tega pojava smo uporabili model Barton-Stransky (2):

, (2)

kjer je A konstanta. Njegova vrednost je premo sorazmerna s številom aktivnih središč na površini enega delca oksida.

Za iskanje vrednosti spremenljivk W in A, metode nelinearne regresijske analize in računalniški program MathCad.

Tabela 1

Specifična hitrost raztapljanja oksidov Co3O4 in Fe3O4 v odvisnosti od koncentracije H2SO4

Iz podatkov v tabeli in sl. 2 (pike - eksperimentalni podatki, črte - rezultat modeliranja po enačbi (3)) sledi, da se kobaltov oksid Co3O4 hitreje topi v žveplovi kislini kot železov oksid Fe3O4. Vrstni red reakcije glede na vodikove ione za oba oksida je približno 0,5. (vsi rezultati temeljijo na modelu Barton-Stransky).

riž. 2. a) odvisnost logaritma hitrosti (log W) od logaritma koncentracije (log C(H2SO4)) pri raztapljanju Co3O4 v žveplovi kislini; b) odvisnost logaritma hitrosti (log W) od logaritma koncentracije (log C(H2SO4)), ko je Fe3O4 raztopljen v žveplovi kislini

Dobljeni podatki omogočajo opis razmerja med specifično hitrostjo raztapljanja oksidov Co3O4 in Fe3O4 ter koncentracijo H2SO4 s posplošeno enačbo

, (3)

kjer je ≡, W0 konstanta hitrosti raztapljanja, K1, K2 sta konstanti.

Modeliranje mehanizma raztapljanja kobaltovih in železovih oksidov v anorganska kislina. Raztapljanje oksidov v kislinah poteka na površinskih defektih kristalne mreže, tako imenovanih aktivnih centrih raztapljanja oksidov, ki imajo adsorbirane H+ ione in H+...A- ionske pare.

Hougen-Watsonova metoda omogoča simulacijo vpliva pH in koncentracije kisline na hitrost raztapljanja oksidov.

V tem primeru bo stopnja raztapljanja kobaltovega in železovega oksida izražena z enačbo:

Predvidoma se na površini oksidov tvorijo delci kovinskih hidroksokompleksov enake sestave, kot so prisotni v raztopini. Za izračun koncentracije hidroksokompleksov smo uporabili enačbe materialna bilanca v reakcijah hidrolize z vodikovimi, kobaltovimi in železovimi ioni; hidrolizne enačbe za vse stopnje za izračun hidroliznih konstant. Hougen-Watsonova metoda predpostavlja, da je odvisnost koncentracije ionov na površini oksidov in v raztopini podrejena Langmuirjevi izotermi, ki omogoča povezavo med površinsko in prostorninsko koncentracijo ionov (enačba (5)).

Odvisnost specifične hitrosti raztapljanja kobaltovih oksidov Co3O4 in Fe3O4 v razredčeni žveplovi kislini je izražena z enačbami (5-7).

Koncentracijo ionov in lahko izrazimo s skupno koncentracijo ionov Co3+ in Fe3+, če ugotovimo njihovo vsebnost v raztopini. V tem primeru in. Potem je hitrost

Če simuliramo proces raztapljanja oksida in predpostavimo, da ioni delujejo kot površinsko aktivni delci, bo odvisnost hitrosti procesa od koncentracije ionov videti takole (a1 je število ionov v raztopini).

Žveplo in njegove spojine.

Oprema, reagenti:

Žveplo (majhni koščki), žveplo (prah), reducirano železo, natrijev sulfit suh, koncentriran žveplova kislina, baker, natrijev hidroksid, fenolftalein, fuksin, sladkor, kristalinični kalijev permanganat, alkohol, bakrov (II) oksid.

Velike epruvete - 5 kosov, majhne epruvete - 6 kosov, stojalo za epruvete, montažno stojalo, terilnica in pestilo, majhen lonček, majhna bučka s cevjo za izpust plina in kapalnim lijem, kozarec , steklene mešalne palice, bučke, vata, porcelanaste skodelice, električne ploščice.

Žveplo in njegove lastnosti

Značilnosti taljenja žvepla.

Majhne koščke žvepla damo v epruveto, da zapolnimo 1/3 njene prostornine (barva žvepla je za te namene manj primerna, saj se pri taljenju opazi močno penjenje). Epruveto z žveplom segrevamo dokler se žveplo ne stopi (119"C). Z nadaljnjim segrevanjem žveplo potemni in se začne zgoščevati (maksimalno zgostitev pri 200"C). V tem trenutku epruveto za trenutek obrnemo na glavo in žveplo se ne bo razlilo. Pri še močnejšem segrevanju se žveplo ponovno utekočini in pri 445 °C vlijemo vrelo žveplo v kozarec ali kristalizator, pri čemer se z epruveto strdi iz vode (s stekleno palico), potem se raztegne kot guma.

Reakcija med žveplom in železom.

a) Poskus izvajamo v epruveti. Najprej pripravite mešanico snovi v razmerju 7: 4

(Ar(Fe): Ar(S) = 56:32). Na primer, dovolj je, da vzamete 3,5 g železa in 2 g žvepla. V nastali zmesi se ločijo posamezni delci žvepla in železa ter barva teh snovi. Če vržete malo mešanice v kozarec vode, žveplo plava (ne zmoči ga voda), železo pa potone (omoči ga voda).

Mešanico lahko ločimo z magnetom. V ta namen se na urno steklo ali stekleno ploščo, prekrito s papirjem, prinese magnet k zmesi, ki privlači železo, žveplo ostane na uri

steklo Zmes prenesemo v epruveto, ki jo pod rahlo nagnjenim kotom pritrdimo na nogo stativa in segrejemo. Dovolj je, da dosežemo začetek reakcije (rdeče vroče) na enem mestu zmesi - in reakcija se nadaljuje sama (proces je eksotermičen). Da bi izločili nastali železov sulfid, epruveto razbijemo. Torej, če sta bili vzeti iz dveh snovi v količinah, ki ustrezajo izračunom, je bila pridobljena ena snov z lastnostmi, ki se razlikujejo od lastnosti prvotnih snovi.

Možne težave med poskusom

1. Za poskus morate vzeti samo reducirano železo. Pri uporabi navadne žagovine do reakcije ne pride, saj je vsako zrno prekrito s tanko plastjo železovih oksidov, ki

preprečuje stik železa z žveplom.

2. Če je mešanica slabo premešana in ni zadostnega stika žvepla z železom, reakcija ne bo potekala ali pa bodo opaženi le posamezni izbruhi.

3. Reakcija ne bo delovala, če so zrna železa zelo velika, zato je površina stika z žveplom majhna.

Žveplov (IV) oksid in žveplova kislina.

Priprava žveplovega (IV) oksida.

a) Bučko s trdnim natrijevim sulfitom zapremo z zamaškom in kapalnim lijem. Pri dodajanju koncentrirane žveplove kisline (kislino moramo dodajati po kapljicah. Ob opazovanju

močno nastajanje plina, nato se dodajanje kisline ustavi) se sprosti žveplov oksid (IV). Reakcija poteka brez segrevanja.

b) Bakru (ostružkom, žagovini ali žici) dodamo koncentrirano žveplovo kislino in ga segrejemo. Žveplov (IV) oksid se zbira z izpodrivanjem zraka.

Raztapljanje žveplovega oksida (IV) v vodi.

Postavite valj z luknjo navzgor in ga napolnite z žveplovim (IV) oksidom. Popolnost polnjenja se nadzoruje kot pri ogljikov dioksid goreča bakla. Cilinder je prekrit s steklom

ploščo in luknjo navzdol spustimo v kristalizator z vodo. Ko valj zazibamo, voda postopoma vstopa vanj. Topnost žveplovega (IV) oksida v vodi je zelo visoka in pri sobnih pogojih znaša v povprečju 40 volumskih prostornin plina na 1 prostornino vode, kar je približno 10 % teže. Visoka topnost vedno omogoča učencem, da sklepajo, da v tem primeru pride do kemične reakcije med raztapljajočim se plinom in topilom.

reakcija.

Kemijske lastnosti žveplove kisline.

V bučko nalijemo 100 - 150 ml vode in skozi nekaj minut prepuščamo žveplov (IV) oksid, da ima raztopina močan vonj. Ta steklenica je zaprta z zamaškom.

a) 1/3 prostornine epruvete napolnimo z vodo, obarvano s škrlatno barvo. Dodajte žveplovo kislino v obarvano vodo in premešajte raztopino. Žveplova kislina daje z organskimi barvili brezbarvno raztopino. Raztopino segrejemo do vrenja. Škrlatna barva je ponovno obnovljena. Zakaj?

Žveplova kislina

Zoglenitev drobca.

Ko drobec spustimo v koncentrirano žveplovo kislino, zogleni in sprosti se prosti ogljik. Po spiranju v vodi drobec pokažemo učencem, ki ugotovijo, da je žveplova kislina sposobna odstraniti vodik in kisik iz kompleksnih snovi, kar pojasni nekatera pravila za delo z njo.

Danes se začenjamo seznanjati z najpomembnejšimi razredi anorganskih spojin. Anorganske snovi delimo po sestavi, kot že veste, na enostavne in kompleksne.

OKSID	KISLINA	BAZA	SOL
E x O y	nnA A – kisli ostanek	Jaz (OH)b OH – hidroksilna skupina	Jaz n A b

Kompleksne anorganske snovi delimo v štiri razrede: okside, kisline, baze in soli. Začnemo z razredom oksidov.

OKSIDI

Oksidi - To kompleksne snovi, sestavljen iz dveh kemičnih elementov, od katerih je eden kisik, z valenco 2. Samo en kemični element - fluor, v kombinaciji s kisikom ne tvori oksida, temveč kisikov fluorid OF 2.
Imenujejo se preprosto "oksid + ime elementa" (glej tabelo). Če valenca kemični element spremenljivka, nato označena z rimsko številko v oklepaju za imenom kemijskega elementa.

Formula	Ime	Formula	Ime
	ogljikov(II) monoksid	Fe2O3	železov(III) oksid
	dušikov oksid (II)	CrO3	kromov (VI) oksid
Al2O3	aluminijev oksid		cinkov oksid
N2O5	dušikov oksid (V)	Mn2O7	manganov(VII) oksid

Razvrstitev oksidov

Vse okside lahko razdelimo v dve skupini: soli, ki tvorijo (bazične, kisle, amfoterne) in nesolne ali indiferentne.

Kovinski oksidi Krzno x O y			Nekovinski oksidi neMe x O y
Osnovno	Kislo	Amfoterično	Kislo	Ravnodušen
I, II Mah	V-VII jaz	ZnO, BeO, Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3	> II neMe	I, II neMe CO, NO, N2O

1). Bazični oksidi so oksidi, ki ustrezajo bazam. Glavni oksidi vključujejo oksidi kovine 1 in 2 skupini, pa tudi kovine stranske podskupine z valenco jaz in II (razen ZnO - cinkov oksid in BeO – berilijev oksid):

2). Kislinski oksidi- To so oksidi, ki ustrezajo kislinam. Kislinski oksidi vključujejo nekovinski oksidi (razen tistih, ki ne tvorijo soli - indiferentne), pa tudi kovinski oksidi stranske podskupine z valenco od V do VII (Na primer CrO 3 - kromov (VI) oksid, Mn 2 O 7 - manganov (VII) oksid):

3). Amfoterni oksidi- To so oksidi, ki ustrezajo bazam in kislinam. Ti vključujejo kovinski oksidi glavne in sekundarne podskupine z valenco III , Včasih IV , pa tudi cink in berilij (npr. BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3).

4). Oksidi, ki ne tvorijo soli– to so oksidi, indiferentni na kisline in baze. Ti vključujejo nekovinski oksidi z valenco jaz in II (Na primer N 2 O, NO, CO).

Zaključek: narava lastnosti oksidov je odvisna predvsem od valence elementa.

Na primer, kromovi oksidi:

CrO(II- glavni);

Cr 2 O 3 (III- amfoterno);

CrO3(VII-kislo).

Razvrstitev oksidov

(glede na topnost v vodi)

Kislinski oksidi	Bazični oksidi	Amfoterni oksidi
Topen v vodi. Izjema – SiO 2 (ni topen v vodi)	V vodi se topijo samo oksidi alkalijskih in zemeljskoalkalijskih kovin (to so kovine I "A" in II "A" skupina, izjema Be, Mg)	Ne delujejo z vodo. Netopen v vodi

Izpolnite naloge:

1. Izpiši ločeno kemijske formule kisli in bazični oksidi, ki tvorijo soli.

NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.

2. Dane snovi : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn(OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca(OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO, SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3

Zapišite okside in jih razvrstite.

Pridobivanje oksidov

Simulator "Interakcija kisika s preprostimi snovmi"

1. Zgorevanje snovi (Oksidacija s kisikom)	a) enostavne snovi Trener	2Mg +O 2 =2MgO
	b) kompleksne snovi	2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2
2. Razgradnja kompleksnih snovi (uporabite tabelo kislin, glejte priloge)	a) soli SOLt= BAZIČNI OKSID+KISLI OKSID	CaCO 3 = CaO + CO 2
	b) Netopne baze Jaz (OH)bt= Jaz x O y+ H 2 O	Cu(OH)2t=CuO+H2O
	c) kisline, ki vsebujejo kisik nnA=KISLINSKI OKSID + H 2 O	H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2

Fizikalne lastnosti oksidov

Pri sobni temperaturi je večina oksidov trdnih snovi (CaO, Fe 2 O 3 itd.), nekateri so tekočine (H 2 O, Cl 2 O 7 itd.) in plini (NO, SO 2 itd.).

Kemijske lastnosti oksidov

KEMIJSKE LASTNOSTI BAZIČNIH OKSIdov 1. Bazični oksid + Kislinski oksid = Sol (r. spojine) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Bazični oksid + kislina = sol + H 2 O (izmenjalna raztopina) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Osnovni oksid + voda = alkalija (spojina) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

KEMIJSKE LASTNOSTI KISLINSKIH OKSIDOV 1. Kislinski oksid + voda = kislina (str. spojine) Z O 2 + H 2 O = H 2 CO 3, SiO 2 – ne reagira 2. Kislinski oksid + baza = sol + H 2 O (menjalni tečaj) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Bazični oksid + Kislinski oksid = Sol (r. spojine) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Manj hlapne izpodrivajo bolj hlapne iz njihovih soli CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

KEMIJSKE LASTNOSTI AMFOTERNIH OKSIDOV Medsebojno delujejo s kislinami in alkalijami. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn (OH) 4] (v raztopini) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (ko je zlit)

Uporaba oksidov

Nekateri oksidi so netopni v vodi, vendar mnogi reagirajo z vodo in tvorijo spojine:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

CaO + H 2 O = pribl( OH) 2

Rezultat so pogosto zelo potrebne in uporabne spojine. Na primer, H 2 SO 4 je žveplova kislina, Ca(OH) 2 je gašeno apno itd.

Če so oksidi netopni v vodi, potem ljudje to lastnost spretno uporabljajo. Na primer oksid cink ZnO– bela snov, zato se uporablja za pripravo belega oljna barva(cinkovo ​​belo). Ker je ZnO praktično netopen v vodi, lahko s cinkovo ​​belo prebarvamo vse površine, tudi tiste, ki so izpostavljene padavinam. Netopnost in netoksičnost omogočata uporabo tega oksida pri izdelavi kozmetičnih krem ​​in praškov. Farmacevti iz njega naredijo adstrigentni in sušilni prašek za zunanjo uporabo.

Titanov (IV) oksid – TiO 2 – ima enake dragocene lastnosti. Ima tudi čednega bela in se uporablja za proizvodnjo titanovega belega. TiO 2 je netopen le v vodi, ampak tudi v kislinah, zato so premazi iz tega oksida še posebej stabilni. Ta oksid se doda plastiki, da ji da belo barvo. Je del emajlov za kovinske in keramične posode.

Kromov (III) oksid - Cr 2 O 3 - zelo močni temno zeleni kristali, netopni v vodi. Cr 2 O 3 se uporablja kot pigment (barva) pri izdelavi dekorativnega zelenega stekla in keramike. Dobro znana pasta GOI (okrajšava za ime "Državni optični inštitut") se uporablja za brušenje in poliranje optike, kovin izdelkov, v nakitu.

Zaradi netopnosti in trdnosti kromovega (III) oksida se uporablja tudi v tiskarskih barvah (na primer za barvanje bankovcev). Na splošno se oksidi mnogih kovin uporabljajo kot pigmenti za najrazličnejše barve, čeprav to še zdaleč ni njihova edina uporaba.

Naloge za utrjevanje

1. Ločeno izpišite kemijske formule kislih in bazičnih oksidov, ki tvorijo soli.

NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.

2. Dane snovi : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn(OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca(OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO, SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3

Iz seznama izberite: bazične okside, kisle okside, indiferentne okside, amfoterne okside in jih poimenujte..

3. Izpolni CSR, označi tip reakcije, poimenuj reakcijske produkte

Na 2 O + H 2 O =

N 2 O 5 + H 2 O =

CaO + HNO3 =

NaOH + P2O5 =

K 2 O + CO 2 =

Cu(OH) 2 =? + ?

4. Izvedite transformacije po shemi:

1) K → K 2 O → KOH → K 2 SO 4

2) S → SO 2 → H 2 SO 3 → Na 2 SO 3

3) P → P 2 O 5 → H 3 PO 4 → K 3 PO 4

Tako šibko kemično interakcijo, ki jo uvrščamo v tip VI, lahko izrazimo z naslednjo shemo:

jaz"" m O n= m[Jaz""] Jaz" + n[O] Jaz" ,

kje sem jaz"" m O n- keramični ali stekleni oksid; [Me""] Me" in [O] Me" sta trdni raztopini kovine in kisika, ki tvorita keramični oksid v kovini, ki je nanjo privarjena.

Do interakcije te vrste lahko pride, ko obstaja velika razlika v Gibbsovi energiji tvorbe keramičnega ali steklenega oksida in oksida kovine, ki jo varimo.

Na možnost tovrstnega medsebojnega delovanja nakazujejo na primer pojavi koagulacije ojačitvenih faz (intermetalne spojine, oksidi, karbidi, karbonitridi), ki se pojavljajo pri povišanih temperaturah v disperzijsko utrjenih materialih zaradi raztapljanja majhnih delcev v matrico in rast velikih. Možnost in stopnja takšne interakcije med ojačevalcem in matrico določata toplotno odpornost kompozitnih materialov.

O. Kubashevsky je prvič izvedel kvantitativne ocene stopnje interakcije med tvorbo trdnih raztopin po reakciji tipa VI med Al 2 O 3 in nikljem v sintranem materialu pri eni temperaturi (1673 K). Podroben razvoj metode za termodinamično oceno interakcije ognjevzdržnih oksidov in kovinske matrice disperzijsko utrjenih materialov je izvedel E.I. Mozzhukhin, katerega računski rezultati so bili zadovoljivo potrjeni s kemijsko analizo sistemov A1 2 O 3 - Mo in A1 2 O 3 - Nb po njihovem sintranju pri temperaturah (0,6-0,8) matrične kovine.

Reakcija tipa VI se lahko sprejme kot osnova za termodinamične izračune, če so izpolnjeni naslednji pogoji: prisotnost vsaj majhne topnosti kisika in Me" v zvarjeni kovini Me" brez spremembe stehiometrične sestave oksida; ni možnosti prehoda oksida, ki sodeluje v reakciji, v nižje okside, pomanjkanje možnosti topnosti zvarjene kovine v Me "" m O n.

Neizpolnjevanje prvega pogoja zadevni enačbi odvzame pomen: drugi - vodi do reakcije tipa V; tretji - reakcije tipa VI; četrti - zahteva dodatek reakcijski enačbi VI z drugo, ob upoštevanju nastanka trdne raztopine Me" in in Me"" m O n njihove skupne raztopine.

V nasprotju z zgoraj obravnavanimi reakcijami tipov I, II, IV, V, za katere koncept termodinamičnega ravnovesja ni uporaben in je smer toka (od leve proti desni ali od desne proti levi) v celoti določena z znakom
, reakcija tipa VI poteka od leve proti desni in popolnost njenega pojava je določena s konstanto ravnotežja, ki je enaka produktu aktivnosti kisika in Me "" v zvarjeni kovini Me". Za razredčene raztopine so lahko aktivnosti enaka koncentraciji (molski delež) in z uporabo zakona za reakcije tipa VI aktivne mase, določi njihovo vrednost, tj. ravnotežna koncentracija raztopljenih elementov v trdni raztopini glede na kovino, ki jo varimo. Ugotovljene vrednosti bodo označevale ravnotežno stopnjo interakcije materialov, ki se varijo.

V delu je podan termodinamični izračun reakcije tipa VI na primeru sistema ZnS-Me z orisanjem metodoloških značilnosti. Rezultati tega izračuna so v prvem približku uporabni tudi za podoben sistem ZnO-Me, ki je še posebej zanimiv pri analizi varljivosti cinkovih feritov.

Izračun temelji na reakciji interakcije z bakrom:

ZnS TV = Cu + [S] Cu (7,29)

Rezultati izračuna so pokazali, da je pri interakciji cinkovega sulfida z bakrom termodinamično možno raztapljanje do 0,086 at. % žvepla, kar je za en in pol velikostni red višje od meje topnosti žvepla v bakru pri tej temperaturi (0,004 at.%), tj. višji, kot ga lahko vsebuje nasičena trdna raztopina v ravnovesju z nižjim bakrovim sulfidom. Iz tega sledi, da je pri interakciji ZnS z bakrom termodinamično možna tvorba določene količine bakrovega sulfida Cu 2 S.

Posledično je termodinamični izračun interakcije z bakrom po metodi E.I. Mozzhukhin z uporabo enačbe (7.29) daje samo kvalitativni rezultat. Ta tehnika je uporabna za sisteme, v katerih je razlika v Gibbsovi energiji tvorbe ognjevzdržnega oksida in matričnega kovinskega oksida reda 400 kJ/g atoma kisika; v obravnavanih sulfidnih sistemih je ta vrednost veliko manjša.

Za pridobitev kvantitativnih rezultatov je nadaljnji razvoj te tehnike opisan spodaj.