Розчинність оксидів у воді. I.1Оксиди. Основні поняття та визначення. Хімічні взаємодії для класу середніх солей

Сучасна хімічна наука є безліч різноманітних галузей, і кожна з них, крім теоретичної бази, має велике прикладне значення, практичне. Чого не торкнися, все довкола - продукти хімічного виробництва. Головні розділи - це неорганічна та органічна хімія. Розглянемо, які основні класи речовин відносять до неорганічних і які властивості вони мають.

Головні категорії неорганічних сполук

До таких прийнято відносити такі:

1. Оксиди.
2. Солі.
3. Основи.
4. Кислоти.

Кожен із класів представлений великою різноманітністю сполук неорганічної природи та має значення практично у будь-якій структурі господарської та промислової діяльності людини. Всі основні властивості, характерні для цих сполук, перебування в природі та отримання вивчаються в шкільному курсіхімії в обов'язковому порядку, у 8-11 класах.

Існує загальна таблиця оксидів, солей, основ, кислот, у якій представлені приклади кожного з речовин та його агрегатний стан, перебування у природі. А також показані взаємодії, що описують хімічні властивості. Проте ми розглянемо кожен із класів окремо та детальніше.

Група сполук - оксиди

4. Реакції, внаслідок яких елементи змінюють СО

Me + n O + C = Me 0 + CO

1. Реагент вода: утворення кислот (SiO 2 виняток)

КО + вода = кислота

2. Реакції з основами:

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

3. Реакції з основними оксидами: утворення солі

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

4. Реакції ОВР:

CO 2 + 2Ca = C + 2CaO,

Виявляють подвійні властивості, взаємодіють за принципом кислотно-основного методу (з кислотами, лугами, основними оксидами, кислотними оксидами). З водою у взаємодію не вступають.

1. З кислотами: утворення солей та води

АТ + кислота = сіль + Н2О

2. З основами (лугами): утворення гідроксокомплексів

Al 2 O 3 + LiOH + вода = Li

3. Реакції з кислотними оксидами: одержання солей

FeO + SO 2 = FeSO 3

4. Реакції з ГО: утворення солей, сплавлення

MnO + Rb 2 O = подвійна сіль Rb 2 MnO 2

5. Реакції сплавлення з лугами та карбонатами лужних металів: утворення солей

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

Чи не утворюють ні кислот, ні лугів. Виявляють вузько специфічні властивості.

Кожен вищий оксид, утворений як металом, і неметалом, розчиняючись у питній воді, дає сильну кислоту чи луг.

Кислоти органічні та неорганічні

У класичному звучанні (ґрунтуючись на позиціях ЕД – електролітичної дисоціації – кислоти – це сполуки, що у водному середовищі дисоціюють на катіони Н+ та аніони залишків кислоти An – . Однак сьогодні ретельно вивчені кислоти і в безводних умовах, тому існує багато різних теорій для гідроксидів.

Емпіричні формули оксидів, основ, кислот, солей складаються лише з символів, елементів та індексів, що вказують їх кількість у речовині. Наприклад, неорганічні кислоти виражаються формулою H + кислотний залишок n-. Органічні речовинимають інше теоретичне відображення. Крім емпіричної, для них можна записати повну і скорочену структурну формулу, яка відображатиме не тільки склад і кількість молекули, а й порядок розташування атомів, їх зв'язок між собою та головну функціональну групу для карбонових кислот -СООН.

У неорганіці всі кислоти поділяються на дві групи:

• безкисневі - HBr, HCN, HCL та інші;
• кисень (оксокислоти) - HClO 3 і все, де є кисень.

Також неорганічні кислоти класифікуються за стабільністю (стабільні чи стійкі – всі, крім вугільної та сірчистої, нестабільні чи нестійкі – вугільна та сірчиста). За силою кислоти можуть бути сильними: сірчана, соляна, азотна, хлорна та інші, а також слабкими: сірководнева, хлорноватиста та інші.

Зовсім не така різноманітність пропонує органічна хімія. Кислоти, які мають органічну природу, відносяться до карбоновим кислотам. Їх загальна особливість- Наявність функціональної групи -СООН. Наприклад, НСООН (мурашина), СН 3 СООН (оцтова), З 17 Н 35 СООН (стеаринова) та інші.

Існує ряд кислот, на які особливо старанно робиться наголос при розгляді цієї теми у шкільному курсі хімії.

1. Соляне.
2. Азотна.
3. Ортофосфорна.
4. Бромоводородна.
5. Вугільна.
6. Йодоводнева.
7. Сірчане.
8. Оцтова, або етанова.
9. Бутанова, або олійна.
10. Бензойна.

Дані 10 кислот з хімії є основними речовинами відповідного класу як у шкільному курсі, так і загалом у промисловості та синтезах.

Властивості неорганічних кислот

До основних фізичних властивостей слід віднести насамперед різний агрегатний стан. Адже існує ряд кислот, що мають вигляд кристалів або порошків (борна, ортофосфорна) за звичайних умов. Переважна більшість відомих неорганічних кислот є різними рідинами. Температури кипіння та плавлення також варіюються.

Кислоти здатні викликати важкі опіки, оскільки мають силу, що руйнує органічні тканини і шкірний покрив. Для виявлення кислот використовують індикатори:

• метилоранж (у звичайному середовищі – оранжевий, у кислотах – червоний),
• лакмус (у нейтральній – фіолетовий, у кислотах – червоний) або деякі інші.

До найважливіших хімічних властивостей можна віднести здатність вступати у взаємодію як із простими, і зі складними речовинами.

Хімічні властивостінеорганічних кислот

З чим взаємодіють	Приклад реакції
1. З простими речовинами-металами. Обов'язкова умова: метал повинен стояти в ЕХРНМ до водню, оскільки метали, що стоять після водню, не здатні витіснити його зі складу кислот. В результаті реакції завжди утворюється водень у вигляді газу та сіль.
2. З основами. Підсумком реакції є сіль та вода. Подібні реакції сильних кислот із лугами звуться реакцій нейтралізації.	Будь-яка кислота (сильна) + розчинна основа = сіль та вода
3. З амфотерними гідроксидами. Підсумок: сіль та вода.	2HNO 2 + гідроксид берилію = Be(NO 2) 2 (сіль середня) + 2H 2 O
4. Із основними оксидами. Підсумок: вода, сіль.	2HCL + FeO = хлорид заліза (II) + H 2 O
5. З амфотерними оксидами. Підсумковий ефект: сіль та вода.	2HI + ZnO = ZnI 2 + H 2 O
6. З солями, утвореними слабшими кислотами. Підсумковий ефект: сіль та слабка кислота.	2HBr + MgCO 3 = магнію бромід + H 2 O + CO 2

При взаємодії з металами однаково реагують в повному обсязі кислоти. Хімія (9 клас) у школі передбачає вельми неглибоке вивчення таких реакцій, однак і на такому рівні розглядаються специфічні властивості концентрованої азотної та сірчаної кислоти при взаємодії з металами.

Гідроксиди: луги, амфотерні та нерозчинні основи

Оксиди, солі, основи, кислоти - всі ці класи речовин мають загальну хімічну природу, що пояснюється будовою кристалічних ґрат, а також взаємним впливоматомів у складі молекул. Однак якщо для оксидів можна було дати цілком конкретне визначення, то для кислот та основ це зробити складніше.

Так само, як і кислоти, основами з теорії ЕД називаються речовини, здатні в водному розчинірозпадатися на катіони металів Ме n+ та аніони гідроксогруп ОН - .

• Розчинні або луги ( сильні основи, що змінюють утворені металами I, II груп. Приклад: КОН, NaOH, LiOH (тобто враховуються елементи лише головних підгруп);
• Малорозчинні або нерозчинні (середньої сили, що не змінюють фарбування індикаторів). Приклад: гідроксид магнію, заліза (II), (III) та інші.
• Молекулярні (слабкі основи, у водному середовищі оборотно дисоціюють на іони-молекули). Приклад: N 2 H 4, аміни, аміак.
• Амфотерні гідроксиди (проявляють двоїсті основно-кислотні властивості). Приклад: берилію, цинку тощо.

Кожна представлена ​​група вивчається у шкільному курсі хімії у розділі "Підстави". Хімія 8-9 класу передбачає докладне вивчення лугів та малорозчинних сполук.

Головні характерні властивості основ

Всі луги та малорозчинні сполуки знаходяться у природі у твердому кристалічному стані. При цьому температури плавлення їх, як правило, невисокі і малорозчинні гідроксиди розкладаються при нагріванні. Колір підстав різний. Якщо луги білого кольору, то кристали малорозчинних і молекулярних основ можуть бути різного забарвлення. Розчинність більшості сполук даного класу можна переглянути в таблиці, в якій представлені формули оксидів, основ, кислот, солей, показано їх розчинність.

Луги здатні змінювати забарвлення індикаторів наступним чином: фенолфталеїн – малиновий, метилоранж – жовтий. Це забезпечується вільною присутністю гідроксогруп у розчині. Саме тому малорозчинні основи такої реакції не дають.

Хімічні властивості кожної групи підстав різні.

Хімічні властивості
лугів	Малорозчинних основ	Амфотерних гідроксидів
I. Взаємодіють з КО (підсумок-сіль та вода): 2LiOH + SO 3 = Li 2 SO 4 + вода ІІ. Взаємодіють із кислотами (сіль та вода): звичайні реакції нейтралізації (дивіться кислоти) ІІІ. Взаємодіють з АТ з утворенням гідроксокомплексу солі та води: 2NaOH + Me +n O = Na 2 Me +n O 2 + H 2 O, або Na 2 IV. Взаємодіють з амфотерними гідроксидами з утворенням гідрокси комплексних солей: Те саме, що і з АТ, тільки без води V. Взаємодіють із розчинними солями з утворенням нерозчинних гідроксидів та солей: 3CsOH + хлорид заліза (III) = Fe(OH) 3 + 3CsCl VI. Взаємодіють з цинком та алюмінієм у водному розчині з утворенням солей та водню: 2RbOH + 2Al + вода = комплекс із гідроксидом іоном 2Rb + 3H 2	I. При нагріванні здатні розкладатися: нерозчинний гідроксид = оксид + вода ІІ. Реакції з кислотами (підсумок: сіль та вода): Fe(OH) 2 + 2HBr = FeBr 2 + вода ІІІ. Взаємодіють із КО: Me + n (OH) n + КО = сіль + H 2 O	I. Реагують з кислотами з утворенням солі та води: (II) + 2HBr = CuBr 2 + вода ІІ. Реагують із лугами: результат - сіль та вода (умова: сплавлення) Zn(OH) 2 + 2CsOH = сіль + 2H 2 O ІІІ. Реагують із сильними гідроксидами: результат - солі, якщо реакція йде у водному розчині: Cr(OH) 3 + 3RbOH = Rb 3

Це більшість хімічних властивостей, які виявляють основи. Хімія підстав досить проста і підпорядковується загальним закономірностям усіх неорганічних сполук.

Клас неорганічних солей. Класифікація, фізичні властивості

Спираючись на положення ЕД, солями можна назвати неорганічні сполуки, що у водному розчині дисоціюють на катіони металів Ме +n і аніони кислотних залишків An n- . Так можна уявити солі. Визначення хімія дає не одне, але це найточніше.

При цьому за своєю хімічною природою всі солі поділяються на:

• Кислі (що мають у складі катіон водню). Приклад: NaHSO 4.
• Основні (що мають у складі гідроксогрупу). Приклад: MgOHNO 3 FeOHCL 2 .
• Середні (складаються лише з катіону металу та кислотного залишку). Приклад: NaCL, CaSO 4.
• Подвійні (включають два різних катіона металу). Приклад: NaAl(SO 4) 3.
• Комплексні (гідроксокомплекси, аквакомплекси та інші). Приклад: До 2 .

Формули солей відображають їхню хімічну природу, а також говорять про якісний і кількісний склад молекули.

Оксиди, солі, основи, кислоти мають різну здатність до розчинності, яку можна подивитися у відповідній таблиці.

Якщо ж говорити про агрегатному станісолей, треба помітити їх одноманітність. Вони існують лише у твердому, кристалічному або порошкоподібному стані. Колірна гама досить різноманітна. Розчини комплексних солей зазвичай мають яскраві насичені фарби.

Хімічні взаємодії для класу середніх солей

Мають подібні хімічні властивості основи, кислоти, солі. Оксиди, як ми вже розглянули, дещо відрізняються від них за цим фактором.

Усього можна виділити 4 основні типи взаємодій для середніх солей.

I. Взаємодія з кислотами (тільки сильними з погляду ЕД) з утворенням іншої солі та слабкої кислоти:

KCNS+HCL=KCL+HCNS

ІІ. Реакції з розчинними гідроксидами з появою солей та нерозчинних основ:

CuSO 4 + 2LiOH = 2LiSO 4 сіль розчинна + Cu(OH) 2 нерозчинна основа

ІІІ. Взаємодія з іншою розчинною сіллюз утворенням нерозчинної солі та розчинної:

PbCL 2 + Na 2 S = PbS + 2NaCL

IV. Реакції з металами, що стоять в ЕХРНМ лівіше за те, що утворює сіль. При цьому метал, що вступає в реакцію, не повинен за звичайних умов вступати у взаємодію з водою:

Mg + 2AgCL = MgCL 2 + 2Ag

Це основні типи взаємодій, характерні середніх солей. Формули солей комплексних, основних, подвійних і кислих самі за себе говорять про специфічність хімічних властивостей.

Формули оксидів, основ, кислот, солей відображають хімічну сутність усіх представників даних класів неорганічних сполук, а крім того, дають уявлення про назву речовини та її фізичні властивості. Тому на їх написання слід звертати особливу увагу. Величезна різноманітність з'єднань пропонує нам загалом дивовижна наука – хімія. Оксиди, основи, кислоти, солі - це частина неосяжного різноманіття.

3

1 Московський державний технічний університетім. н.е. Баумана

2 Перший Московський державний медичний університетім. І.М. Сєченова

3 Московський педагогічний державний університет

Питання травлення оксидних відкладень із поверхні сталей, що містять кобальт та залізо, завжди мали практичну значимістьта були актуальними. Вивчивши велика кількістьматеріалу з цього питання, автори констатують, деякі аспекти проблеми ще остаточно вивчені (до них відносяться вплив характеристик розчинів електролітів, виявлення механізму дії цих чинників). Оксиди кобальту та заліза широко використовуються як каталізатори різних хімічних процесів(Окислення метану та чадного газу, дегідрування парафінів та ін). Їхні властивості залежать від особливостей поверхні, яка визначає кінетику розчинення оксидів. Проведені експериментальні дослідженняза впливом мінеральних кислот (зокрема, H2SO4) на швидкість гетерогенної реакції (Со3О4 та Fe3O4 у кислому середовищі) виявили природу лімітуючої стадії, яка полягає у формуванні поверхневих сполук виду – та їх подальшого переходу в розчин електроліту. Також розроблено системний аналіз кривих розчинення оксидів для розрахунку кінетичних параметрів: енергії активації та порядків реакції за іонами водню та сульфат-іонами.

оксид кобальту

оксид заліза

кінетика

розчинення

моделювання

модель Бартона – Странського

метод Хоугена - Ватсона

1. Бокштейн Б.С., Менделєв М.І., Похвіснев Ю.В. Фізична хімія: термодинаміка та кінетика. - М.: Вид-во "МІСІС", 2012. - 258 с.

2. Батлер Дж. Іонні рівноваги. - Л.: Хімія, 1973. - 448 с.

3. Дельмон Б. Кінетика гетерогенних реакцій. - М.: Світ, 1972. - 555 с.

4. Барре П. Кінетика гетерогенних процесів. - М.: Світ, 1976. - 400 с.

5. Кисельов М.Ю. Механізм та кінетика розчинення піриту методом електрохімічної хлоринації // Вісті вищих навчальних закладів. Гірський журнал. - 2010. - № 4. - С. 101-104.

6. Корценштейн Н.М., Самуйлов Є.В. Об'ємна конденсація при гетерогенних реакціях // Колоїдний журнал. - 2013. - Т. 75, № 1. - 84 с.

7. Колесніков В.А., Капустін В.А., Капустін Ю.І., Ісаєв М.К., Колесніков А.В. Оксиди металів - перспективні матеріали для електрохімічних процесів // Скло та кераміка. – 2016. – № 12. – С. 23–28.

8. Якушева Є.А., Горічев І.Г., Атанасян Т.К., Ізотов А.Д. Вивчення кінетики розчинення оксидів кобальту (Со3О4, С2О3) при різних концентраціях H2SO4, HCl, ЕДТА І рН// Волгоград: Тези XIX Менд. з'їзду з загальної та прикладної хімії. - 2011. - Т. 3 - С. 366.

9. Якушева Є.А., Горічев І.Г., Атанасян Т.К., Лайнер Ю.А. Кінетика розчинення оксидів кобальту в кислих середовищах// Метали. - 2010. - № 2. - С. 21-27.

10. Якушева Є.А., Горічев І.Г., Атанасян Т.К., Плахотна О.М., Горячова В.М. Моделювання кінетичних процесів розчинення оксидів кобальту та міді у сірчаній кислоті // Вісник МДТУ ім. н.е. Баумана. Сер. Природні науки. – 2017. – №3. – C. 124–134.

Проведені експериментальні дослідження розчинення оксидних фаз дозволяють детально описати процеси поведінки твердої фази в кислому середовищі, пояснити явища, що протікають на поверхні оксидів, з урахуванням їх кислотно-основних характеристик та механізму розчинення, провести моделювання топохімічних реакцій.

Мета дослідженняполягає у вивченні та моделюванні процесу розчинення Со3О4 та Fe3O4 у сірчаній кислоті.

Матеріали та методи дослідження

Для досліджень брали зразки масою 500 мг d = 80÷100 мкм. Ідентифікацію оксидів проводили методами рентгенофазового, ІЧ- та термоаналізами.

Для з'ясування механізму розчинення твердих зразків оксидів металів у кислих середовищах експеримент проводився в приладі (термостатований реактор об'ємом 0,5 л) для вивчення кінетики розчинення твердих зразків, що виключає вплив будь-яких неконтрольованих факторів на явище, що вивчається. Температура досвіду 363 К. Експеримент проводився при різних значеннях рН та концентраціях мінеральної кислоти.

Через певні проміжки часу проводили відбір проб рідкої фази реакційного посудини скляним фільтром Шотта. Концентрацію іонів кобальту визначали спектрофотометрично (спектрофотометр УФ-3100) за допомогою роданіду амонію, а заліза - за допомогою фенантроліна.

Отримані експериментальні дані щодо впливу концентрації кислоти на швидкість розчинення оксиду кобальту Co3O4 та Fe3O4 представлені на рис. 1 (точки – дані експерименту, лінії – результат моделювання). Частку розчиненої речовини розраховували за рівнянням: a = Dt/D∞.

Рис. 1. а) залежність частки розчиненого оксиду Со3О4 від часу за різних концентрацій сірчаної кислоти (моль/л): 1 - 10,0; 2 – 5,93; 3 – 2,97; 4 – 1,0; 5 – 0,57; 6 – 0,12; Т = 363,2 К; б) залежність частки розчиненого оксиду Fe3О4 від часу за різних концентрацій сірчаної кислоти (моль/л): 1 - 10,3; 2 – 7,82; 3 – 3,86; 4 – 2,44; Т = 293 К

Результати дослідження та їх обговорення

Розрахунок кінетичних властивостей. Було проведено аналіз експериментальних кінетичних даних за допомогою рівнянь гетерогенної кінетики, який дозволив визначити порядки реакцій з різних іонів (ni), питому швидкість розчинення (Wi), її залежність від концентрації розчину, а також енергії активації реакцій (Еа).

Кінетика гетерогенних реакцій базується на обов'язковому обліку зміни поверхні частинок у процесі розчинення в часі, крім того, як правило, гетерогенні реакціїхарактеризуються сталістю швидкості часу (1) .

У цьому випадку швидкість розчинення оксиду можна уявити рівнянням:

де Wi - питома швидкість розчинення; f(α) - функція, яка враховує, як змінюється поверхня оксиду з часом.

Для з'ясування механізму розчинення та моделювання цього явища брали модель Бартона – Странського (2):

, (2)

де A – константа. Її значення прямо пропорційне числу активних центрів на поверхні однієї частинки оксиду.

Для знаходження значень змінних W і A використовувалися методи нелінійного регресійного аналізу та комп'ютерна програма MathCad.

Таблиця 1

Питома швидкість розчинення оксидів Co3O4 та Fe3O4 залежно від концентрації H2SO4

З даних таблиці та рис. 2 (точки - експериментальні дані, лінії - результат моделювання за рівнянням (3)) випливає, що оксид кобальту Co3O4 розчиняється швидше у сірчаній кислоті, ніж оксид заліза Fe3O4. Порядок реакції з іонами водню для двох оксидів дорівнює приблизно 0,5. (Всі результати отримані на основі моделі Бартона – Странського).

Рис. 2. а) залежність логарифму швидкості (lg W) від логарифму концентрації (lg C(H2SO4)) при розчиненні Со3О4 у сірчаній кислоті; б) залежність логарифму швидкості (lg W) від логарифму концентрації (lg C(H2SO4)) при розчиненні Fe3O4 у сірчаній кислоті

Отримані дані дозволяють описати зв'язок питомої швидкості розчинення оксидів Со3O4 та Fe3O4 від концентрації H2SO4 узагальненим рівнянням

, (3)

де ≡, W0 – константа швидкості розчинення, K1, K2 – постійні.

Моделювання механізму розчинення оксидів кобальту та заліза у неорганічній кислоті. Розчинення оксидів у кислотах відбувається на поверхневих дефектах кристалічних ґрат, так званих активних центрах розчинення оксидів, що адсорбували іони H+ та іонні пари Н+…А-.

Метод Хоугена-Ватсона дозволяє провести моделювання впливу рН та концентрації кислот на швидкість розчинення оксидів.

У цьому випадку швидкість розчинення оксидів кобальту і заліза виражатиметься рівнянням:

Імовірно, на поверхні оксидів утворюються частинки гідроксокомплексів металів такого ж складу, що і що знаходяться в розчині. Для розрахунку концентрації гідроксокомплексів використовували рівняння матеріального балансуу реакціях гідролізу по іонах водню, кобальту та заліза; рівняння гідролізу по всіх щаблях для розрахунку констант гідролізу. Метод Хоугена - Ватсона передбачає, що залежність концентрації іонів на поверхні оксидів і розчині підпорядковується ізотермі Ленгмюра, що дозволяє пов'язати поверхневу і об'ємну концентрації іонів (рівняння (5)).

Залежність питомої швидкості розчинення оксидів кобальту Со3О4 та Fe3O4 у розведеній сірчаній кислоті виражається рівняннями (5-7).

Концентрацію іонів можна виразити через загальну концентрацію іонів Co3+ і Fe3+, якщо встановлено їх вміст у розчині. І тут і . Тоді швидкість дорівнює

Якщо проводити моделювання процесу розчинення оксиду і прийняти, що іони і виступають як поверхнево-активні частинки, то залежність швидкості процесу від концентрації іонів буде виглядати наступним чином (a1 - кількість іонів у розчині).

Сірка та її з'єднання.

Обладнання, реактиви:

Сірка (дрібні шматочки), сірка (порошок), залізо відновлене, сульфіт натрію сухий, концентрована сірчана кислотамідь, гідроксид натрію, фенолфталеїн, фуксин, цукор, перманганат калію кристалічний, спирт, оксид міді (II).

Пробірки великих - 5 шт, маленьких - 6 шт, штатив під пробірки, штатив збірний, ступка і маточка, маленький тигель, маленька колба з газовідвідною трубкою і краплинною вирвою, склянка маленька, скляні палички для перемішування, колби, вата, порцелянові чашки, плитка електричний.

Сірка та її властивості

Особливості плавлення сірки.

У пробірку на 1/3 її обсягу кладуть дрібні шматочки сірки (сірчаний колір цих цілей менш придатний, оскільки за його плавленні спостерігається сильне спінювання). Пробірку із сіркою нагрівають до розплавлення сірки (119 "С). При подальшому нагріванні сірка темніє і починає загусати (максимальне загусання при 200"С). У цей момент пробірку на мить перекидають отвором донизу, і сірка не виллється. Ще при більш сильному нагріванні сірка знову розріджується, а при 445°С кипить. Сірку, що кипить, виливають у склянку або кристалізатор з водою, роблячи при цьому пробіркою круговий рух. У воді застигає пластична сірка. , то вона розтягується подібно до гуми.

Реакція сполуки сірки та заліза.

а) Досвід проводять у пробірці. Спочатку готують суміш речовин у співвідношенні 7: 4

(Аr(Fe): Ar(S) = 56: 32). Наприклад, достатньо взяти 3,5 г заліза та 2 г сірки. В отриманій суміші помітні окремі частинки сірки, заліза та колір цих речовин. Якщо трохи суміші кинути в склянку з водою, то сірка виринає (не змочується водою), а залізо тоне (змочується водою).

Суміш можна поділити магнітом. Для цього до суміші на годинному склі або скляній пластині, покритій папером, підносять магніт, який притягує залізо, сірка залишається на часовому

скло. Суміш переносять у пробірку, яку закріплюють у лапці штатива злегка похило і нагрівають. Досить домогтися початку реакції (розжарення докрасна) в одному місці суміші - і реакція триває сама собою (процес екзотермічний). Для отримання отриманого сульфіду заліза розбивають пробірку. Отже, із двох речовин, якщо вони були взяті в кількостях, що відповідають розрахункам, вийшла одна речовина, що має властивості, що відрізняються від властивостей вихідних речовин.

Можливі неполадки під час проведення досвіду

1. Для досвіду треба брати лише відновлене залізо. При використанні звичайної тирси реакція не йде, тому що кожна крупинка їх покрита найтоншою плівкою оксидів заліза, яка

заважає зіткненню заліза із сіркою.

2. Реакція не піде або спостерігатимуться лише окремі спалахи, якщо суміш погано перемішана і немає достатнього контакту сірки із залізом.

3. Реакція не піде, якщо крупинки заліза дуже великі, отже, поверхня зіткнення його із сіркою мала.

Оксид сірки (IV) та сірчиста кислота.

Одержання оксиду сірки (IV).

а) Колбу з твердим сульфітом натрію закривають пробкою з крапельною вирвою. При приливанні концентрованої сірчаної кислоти (кислоту треба приливати краплями. Коли спостерігається

сильне виділення газу, то приливання кислоти припиняють) виділяється оксид сірки (IV). Реакція відбувається без нагрівання.

б) До міді (стружки, тирсу або дріт) доливають концентровану сірчану кислоту і нагрівають. Збирають оксид сірки (IV) витіснення повітря.

Розчинення оксиду сірки (ІV) у воді.

Поставити циліндр отвором вгору та заповнити його оксидом сірки (IV). Повноту заповнення контролюють як і з вуглекислим газомпалаючої лучиною. Циліндр закривають скляною

пластиною та отвором вниз опускають у кристалізатор з водою. При похитуванні циліндра вода поступово заходить у нього. Розчинність оксиду сірки (IV) у воді дуже велика і за кімнатних умов дорівнює в середньому 40 об'ємів газу на 1 об'єм води, що становить приблизно 10% за масою. Велика розчинність завжди дозволяє учням робити висновок, що в такому випадку між газом, що розчиняється, і розчинником відбувається хімічна

реакція.

Хімічні властивості сірчистої кислоти.

У склянку наливають 100-150 мл води і пропускають протягом декількох хвилин оксид сірки (IV) так, щоб розчин мав сильний запах. Таку склянку закривають корком.

а) 1/3 обсягу пробірки заповнюють водою, підфарбованої фуксином. Додають до підфарбованої води сірчисту кислоту і розчин розмішують. Сірчиста кислота дає безбарвний розчин з органічними барвниками. Нагрівають розчин до кипіння. Забарвлення фуксину знову відновлюється. Чому?

Сірчана кислота

Обвуглювання лучини.

При опусканні скіпки в концентровану сірчану кислоту спостерігається її обвуглювання, виділяється вільний вуглець. Після ополіскування у воді лучину демонструють учням, які роблять висновок, що сірчана кислота здатна віднімати водень та кисень від складних речовин, що пояснює деякі правила роботи з нею.

Сьогодні ми починаємо знайомство з найважливішими класами неорганічних сполук. Неорганічні речовини за складом діляться, як ви знаєте, на прості і складні.

ОКСІД	КИСЛОТА	ЗАСНУВАННЯ	СІЛЬ
Е х О у	НnA А – кислотний залишок	Ме(ВІН)b ВІН – гідроксильна група	Me n A b

Складні неорганічні речовини поділяють на чотири класи: оксиди, кислоти, основи, солі. Ми починаємо з класу оксидів.

ОКСИДИ

Оксиди - це складні речовини, Що складаються з двох хімічних елементів, один з яких кисень, з валентністю рівною 2. Лише один хімічний елемент - фтор, з'єднуючись з киснем, не утворює оксид, а фторид кисню OF 2 .
Називаються вони просто – "оксид + назва елемента" (див. таблицю). Якщо валентність хімічного елементазмінна, то вказується римською цифрою, укладеною у круглі дужки, після назви хімічного елемента.

Формула	Назва	Формула	Назва
	оксид вуглецю (II)	Fe 2 O 3	оксид заліза (III)
	оксид азоту (II)	CrO 3	оксид хрому (VI)
Al 2 O 3	оксид алюмінію		оксид цинку
N 2 O 5	оксид азоту (V)	Mn 2 O 7	оксид марганцю (VII)

Класифікація оксидів

Всі оксиди можна розділити на дві групи: солеутворюючі (основні, кислотні, амфотерні) та несолетворні або байдужі.

Оксиди металів Ме х О у			Оксиди неметалів неме х О у
Основні	Кислотні	Амфотерні	Кислотні	байдужі
I, II Ме	V-VII Me	ZnO,BeO,Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3	> II ні	I, II ні CO, NO, N 2 O

1). Основні оксиди– це оксиди, яким відповідають основи. До основних оксидів відносяться оксиди металів 1 та 2 груп, а також металів побічних підгруп з валентністю I і II (крім ZnO - оксид цинку та BeO – оксид берилію):

2). Кислотні оксиди- Це оксиди, яким відповідають кислоти. До кислотних оксидів відносяться оксиди неметалів (крім несолетворних – байдужих), а також оксиди металів побічних підгруп з валентністю від V до VII (Наприклад, CrO 3 -оксид хрому (VI), Mn 2 O 7 - оксид марганцю (VII)):

3). Амфотерні оксиди– це оксиди, яким відповідають основи та кислоти. До них відносяться оксиди металів головних та побічних підгруп з валентністю III , іноді IV , а також цинк та берилій (Наприклад, BeO, ZnO, Al2O3, Cr2O3).

4). Несолетворні оксиди– це оксиди байдужі до кислот та основ. До них відносяться оксиди неметалів з валентністю I і II (Наприклад, N 2 O, NO, CO).

Висновок: характер властивостей оксидів насамперед залежить від валентності елемента.

Наприклад, оксиди хрому:

CrO (II- Основний);

Cr 2 O 3 (III- Амфотерний);

CrO 3 (VII- Кислотний).

Класифікація оксидів

(по розчинності у воді)

Кислотні оксиди	Основні оксиди	Амфотерні оксиди
Розчинні у воді. Виняток – SiO 2 (не розчинний у воді)	У воді розчиняються тільки оксиди лужних та лужноземельних металів (це метали І «А» та ІІ «А» груп, виняток Be , Mg )	З водою не взаємодіють. У воді не розчиняються

Виконайте завдання:

1. Випишіть окремо хімічні формулисолеутворюючих кислотних та основних оксидів.

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

2. Дані речовини : 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

Випишіть оксиди та класифікуйте їх.

Одержання оксидів

Тренажер "Взаємодія кисню з простими речовинами"

1. Горіння речовин (Окислення киснем)	а) простих речовин Тренажер	2Mg +O 2 =2MgO
	б) складних речовин	2H 2 S+3O 2 =2H 2 O+2SO 2
2.Розкладання складних речовин (використовуйте таблицю кислот, див. додатки)	а) солей СІЛЬt= ОСНОВНИЙ ОКСИД+КИСЛОТНИЙ ОКСИД	СаCO 3 = CaO+CO 2
	б) Нерозчинних основ Ме(ВІН)bt= Me x O y+ H 2 O	Cu(OH) 2 t =CuO+H 2 O
	в) кисневмісних кислот НnA =КИСЛОТНИЙ ОКСИД + H 2 O	H 2 SO 3 =H 2 O+SO 2

Фізичні властивості оксидів

При кімнатній температурі більшість оксидів - тверді речовини (СаО, Fe 2 O 3 та ін.), деякі - рідини (Н 2 О, Сl 2 О 7 та ін) та гази (NO, SO 2 та ін).

Хімічні властивості оксидів

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ ОСНОВНИХ ОКСИДІВ 1. Основний оксид + Кислотний оксид = Сіль (р. з'єднання) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Основний оксид + Кислота = Сіль + Н 2 О (р. обміну) 3 K 2 O + 2 H 3 PO 4 = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Основний оксид + Вода = луг (р. з'єднання) Na 2 O + H 2 O = 2 NaOH

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ КИСЛОТНИХ ОКСИДІВ 1. Кислотний оксид + Вода = Кислота (р. з'єднання) З O 2 + H 2 O = H 2 CO 3 , SiO 2 – не реагує 2. Кислотний оксид + Основа = Сіль + Н 2 О (р. обміну) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Основний оксид + Кислотний оксид = Сіль (р. з'єднання) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Менш леткі витісняють летючі їх солей CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2

ХІМІЧНІ ВЛАСТИВОСТІ АМФОТЕРНИХ ОКСИДІВ Взаємодіють як із кислотами, і з лугами. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [ Zn (OH ) 4 ] (у розчині) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (при сплавленні)

Застосування оксидів

Деякі оксиди не розчиняються у воді, але багато хто вступає з водою в реакції сполуки:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

CaO + H 2 O = Ca( OH) 2

В результаті часто виходять дуже потрібні та корисні сполуки. Наприклад, H 2 SO 4 - сірчана кислота, Са(ОН) 2 - гашене вапно і т.д.

Якщо оксиди нерозчинні у воді, то люди вміло використовують і це їхня властивість. Наприклад, оксид цинку ZnO – речовина білого кольору, тому використовується для приготування білої олії (цинкові білила). Оскільки ZnO практично не розчиняється у воді, то цинковими білилами можна фарбувати будь-які поверхні, у тому числі й ті, що піддаються впливу атмосферних опадів. Нерозчинність та неотруйність дозволяють використовувати цей оксид при виготовленні косметичних кремів, пудри. Фармацевти роблять з нього в'яжучий і порошок, що підсушує, для зовнішнього застосування.

Такими ж цінними властивостями має оксид титану (IV) – TiO2. Він також має гарний білий колірта застосовується для виготовлення титанових білил. TiO 2 не розчиняється у воді, а й у кислотах, тому покриття з цього оксиду особливо стійкі. Цей оксид додають у пластмасу для надання їй білого кольору. Він входить до складу емалей для металевого та керамічного посуду.

Оксид хрому (III) – Cr 2 O 3 – дуже міцні кристали темно-зеленого кольору, які не розчиняються у воді. Cr 2 O 3 використовують як пігмент (фарбу) при виготовленні декоративного зеленого скла та кераміки. Відома багатьом паста ГОІ (скорочення від найменування “Державний оптичний інститут”) застосовується для шліфування та полірування оптики, металевих виробів у ювелірній справі.

Завдяки нерозчинності та міцності оксиду хрому (III) його використовують і в поліграфічних фарбах (наприклад, для фарбування грошових купюр). Взагалі, оксиди багатьох металів застосовуються як пігменти для найрізноманітніших фарб, хоча це далеко не єдине їх застосування.

Завдання для закріплення

1. Випишіть окремо хімічні формули солеутворювальних кислотних та основних оксидів.

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

2. Дані речовини : 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

Виберіть із переліку: основні оксиди, кислотні оксиди, байдужі оксиди, амфотерні оксиди та дайте їм назви.

3. Закінчіть УХР, вкажіть тип реакції, назвіть продукти реакції

Na 2 O + H 2 O =

N 2 O 5 + H 2 O =

CaO + HNO 3 =

NaOH + P 2 O 5 =

K 2 O + CO 2 =

Cu(OH) 2 =? +?

4. Здійсніть перетворення за схемою:

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

Таку слабку хімічну взаємодію, яку віднесемо до типу VI, можна виразити схемою:

Ме"" mПро n= m[Ме""] Ме" + n[O] Ме" ,

де Ме"" mПро n- оксид кераміки чи скла; [Ме""] Ме" і [О] Ме" - тверді розчини металу і кисню, що утворюють оксид кераміки, в металі, що зварюється з нею відповідно.

Взаємодія за цим типом може реалізуватися при великій різниці енергії Гіббса утворення оксиду кераміки або скла та оксиду металу, що зварюється.

На можливість взаємодії такого типу вказують, наприклад, явища коагуляції зміцнювальних фаз (інтерметалідів, оксидів, карбідів, карбонітридів), що протікають при підвищених температурах дисперсно-зміцнених матеріалах за рахунок розчинення дрібних частинок у матриці і росту великих. Можливість і рівень такої взаємодії зміцнювача з матрицею визначають жароміцність композиційних матеріалів.

Вперше кількісні оцінки ступеня взаємодії при утворенні твердих розчинів за реакцією типу VI між А1 2 Про 3 та нікелем у спеченому матеріалі за однієї температури (1673 К) виконані О. Кубашевським. Детальну розробку методики термодинамічної оцінки взаємодії тугоплавких оксидів та металевої матриці дисперсійно-зміцнених матеріалів провів Є.І. Мозжухін, результати розрахунків якого отримали задовільне підтвердження при хімічному аналізі систем А1 2 Про 3 - Мо і А1 2 Про 3 - Nb після їх спечення при температурах (0,6-0,8) металу матриці.

Реакція типу VI може бути прийнята як основа для термодинамічних розрахунків при виконанні наступних умов: наявності хоча б невеликої розчинності кисню і Me"" в металі, що зварюється Me"; відсутності зміни стехіометричного складу оксиду, відсутності можливості переходу оксиду, що бере участь у реакції, в нижчі оксиди, відсутності можливості розчинності зварюваного металу в Ме"" m Про n .

Невиконання першої умови позбавляє розглянуте рівняння сенсу: другого - призводить до реакції типу V; третього – реакції типу VI; четвертого - викликає необхідність доповнення рівняння реакції VI ще одним, що враховує утворення твердого розчину Me" і Ме"" m Про n спільного їх вирішення.

На відміну від розглянутих вище реакцій типів I, II, IV, V для яких поняття термодинамічної рівноваги не застосовується і напрямок протікання (зліва направо або праворуч наліво) цілком і повністю визначається знаком
, реакція типу VI йде зліва направо і повноту її протікання визначає константа рівноваги, рівна добутку активностей кисню і Ме"" в зварюваному металі Ме". Для розбавлених розчинів можна активності прийняти рівними концентрації (мольній частці) і, застосовуючи для реакції типу VI закон діючих мас, Визначити їх величину, тобто. рівноважну концентрацію розчинених елементів у твердому розчині на основі металу, що зварюється. Знайдені величини і будуть характеризувати рівноважний ступінь взаємодії матеріалів, що зварюються.

Термодинамічний розрахунок реакції типу VI з прикладу системи ZnS-Me з викладом методичних особливостей наведено у роботі . Результати цього розрахунку в першому наближенні застосовні і для аналогічної системи ZnO-Me, що представляє певний інтерес при аналізі зварюваності цинкових феритів.

В основу розрахунку покладено реакцію взаємодії з міддю:

ZnS тв = Cu + [S] Cu (7.29)

Результати розрахунку показали, що при взаємодії сульфіду цинку з міддю термодинамічно можливе розчинення у міді до 0,086 ат. % сірки, що півтора порядку вище межі розчинності сірки в міді за цієї температури (0,004 ат. %), тобто. вище, ніж може міститися в насиченому твердому розчині, що знаходиться в рівновазі з нижчим сульфідом міді. Звідси випливає, що з взаємодії ZnS з міддю термодинамічно можливе утворення деякої кількості сульфіду міді Сu 2 S.

Отже, термодинамічний розрахунок взаємодії з міддю за методикою О.І. Мозжухіна з використанням рівняння (7.29) дає лише якісний результат. Ця методика застосовна для систем, в яких різниця енергій Гіббса утворення тугоплавкого оксиду і оксиду металу матриці становить величину близько 400 кДж/г атом кисню, в сульфідних системах, що розглядаються, подібна величина набагато менше.

Для отримання кількісних результатів нижче викладено подальшу розробку цієї методики.