Ћекции.ќрг


ѕоиск:




 атегории:

јстрономи€
Ѕиологи€
√еографи€
ƒругие €зыки
»нтернет
»нформатика
»стори€
 ультура
Ћитература
Ћогика
ћатематика
ћедицина
ћеханика
ќхрана труда
ѕедагогика
ѕолитика
ѕраво
ѕсихологи€
–елиги€
–иторика
—оциологи€
—порт
—троительство
“ехнологи€
“ранспорт
‘изика
‘илософи€
‘инансы
’ими€
Ёкологи€
Ёкономика
Ёлектроника

 

 

 

 


Ќоменклатура комплексних сполук 3 страница




Ќалити у проб≥рку 2Ц3 мл розчину алюм≥н≥й сульфату ≥ додати такий самий обТЇм розчину натр≥й карбонату. —постер≥гати випад≥нн€ аморфного осаду та вид≥ленн€ бульбашок газу. ¬изначити рЌ розчину за допомогою ун≥версального ≥ндикатору. ќсад промити 2Ц3 рази гар€чою водою ≥ перев≥рити на розчинн≥сть у хлоридн≥й кислот≥ (чи вид≥л€Їтьс€ газ?) та у надлишку лугу. «аписати р≥вн€нн€ реакц≥й.

ƒосл≥д 4.2.3. ¬изначенн€ реакц≥њ середовища у розчинах солей

за допомогою ун≥версального ≥ндикатору

¬изначити середовище у розчинах солей (вказуЇ викладач), досл≥дивши њх д≥ю на ун≥версальний ≥ндикатор шл€хом нанесенн€ крапл≥ розчину на ≥ндикаторний пап≥рець. –езультати випробуванн€ занести в таблицю:

‘ормула сол≥  ол≥р рЌ-≥ндикаторного пап≥рц€ рЌ
Na2CO3    
ZnCl2    
KCl    
Al2(SO4)3    

«аписати р≥вн€нн€ реакц≥й г≥дрол≥зу вказаних солей.

ƒосл≥д 4.2.4. ¬изначенн€ реакц≥њ середовища за допомогою ≥ндикатор≥в

¬з€ти чотири проб≥рки, в кожну налити по 5 крапель досл≥джуваного розчину (NaNO3, —Ќ3—ќќNH4, —Ќ3—ќќNa, K2CO3) ≥ по одн≥й крапл≥ розчину фенолфталењну. якщо забарвленн€ стане малиновим, тод≥ рЌ = 8,2-10. –езультат записати у таблицю. «нову вз€ти чотири проб≥рки ≥з розчинами, в кожну додати по одн≥й крапл≥ метилового оранжевого. ѕри жовтому кольор≥ розчину рЌ > 4,4; при помаранчевому Ц 3,2-4,4; при рожевому Ц < 3,2. јналог≥чно провести досл≥ди з комб≥нованим ≥ндикатором. ѕри бузковому кольор≥ ≥ндикатора рЌ < 3,1, при майже безбарвному Ц рЌ 3,1-5,1, при зеленому рЌ > 5,1. ƒан≥ записати у таблицю.

–озчин  ол≥р рЌ-≥ндикатор-ного паперу  ол≥р розчину в присутност≥ р≥дкого ≥ндикатора
фенолфталењну метилоранжу комб≥нованованого
         
         

4.3.  онтрольн≥ запитанн€

1. «аписати ≥онн≥ та молекул€рн≥ реакц≥њ г≥дрол≥зу солей, охарактеризувати середовище в розчин≥ цих солей: CaCl2 ; Na2SO3; CuSO4; Al2S3.
2. ўо називаЇтьс€ ≥ндикатором? ўо називаЇтьс€ ≥нтервалом переходу ≥ндикатору?
2. ¬казати €ку реакц≥ю на лакмус мають розчини солей: NH4CN; KCl; K2S; Na2SiO3; NH4NO3.
3. –озрахувати рЌ розчину, €кщо [H+] = 0,0001 моль/л.
4. яка концентрац≥€ г≥дроксил-≥он≥в у розчин≥ з рЌ 5?
5. як впливають на ступ≥нь г≥дрол≥зу температура, розведенн€, реакц≥€ середовища ≥ природа сол≥?
6. ” ск≥льки раз≥в концентрац≥€ г≥дроксил-≥он≥в у розчин≥ з рЌ = 12 б≥льше концентрац≥њ ≥он≥в √≥дрогену? ¬≥дпов≥дь п≥дтвердити розрахун-ками.

ЋјЅќ–ј“ќ–Ќј –ќЅќ“ј є 5

ќ »—Ќќ-¬≤ƒЌќ¬Ќ≤ –≈ј ÷≤ѓ

“еоретична частина

—туп≥нь окисненн€ Ц умовний зар€д атома, розрахований ≥з припущенн€ що молекула складаЇтьс€ лише ≥з ≥он≥в.

ƒл€ знаходженн€ ступен≥в окисненн€ елемент≥в у складних сполуках користуютьс€ наступними правилами:

1. —туп≥нь окисненн€ атом≥в в простих речовинах дор≥внюЇ нулю ();

2. јтоми ќксигену в сполуках мають ступ≥нь окисненн€ -2; вин€ток становл€ть пероксиди, де ступ≥нь окисненн€ ќксигену складаЇ -1 (наприклад, ) ≥ оксиген фторид , де ступ≥нь окисненн€ становить +2.

3. ” √≥дрогену в сполуках ступ≥нь окисненн€ +1; вин€ток становл€ть г≥дриди метал≥в, де ступ≥нь окисненн€ √≥дрогену складаЇ -1 (наприклад, ).

4. ќск≥льки молекула у ц≥лому електронейтральна, алгебрањчна сума ступен≥в окисненн€ ус≥х атом≥в, що вход€ть у сполуку, дор≥внюЇ нулю.

” будь-€к≥й окисно-в≥дновн≥й реакц≥њ беруть участь одночасно окисник ≥ в≥дновник. ƒо в≥дновник≥в належать речовини, атоми (або ≥они) €ких в≥д-дають електрони, а до окиcник≥в Ц речовини, що приЇднують ц≥ електрони. ѕроцес в≥ддаванн€ електрон≥в називаЇтьс€ окисненн€м, а процес при- дбанн€ електрон≥в Ц в≥дновленн€м.

’≥м≥чн≥ реакц≥њ, що прот≥кають з≥ зм≥ною ступен≥в окисненн€ елемент≥в, що вход€ть до складу речовин, називаютьс€ окисно-в≥дновними.

≤снуЇ три типи окисно-в≥дновних реакц≥й:

1. –еакц≥њ м≥жатомного або м≥жмолекул€рного окисненн€-в≥днов-ленн€. ƒо них належать так≥ реакц≥њ, в €ких обм≥н електронами в≥дбува-Їтьс€ м≥ж р≥зними атомами, молекулами або ≥онами. Ќаприклад:

.

2. –еакц≥њ диспропорц≥онуванн€ (самоокисненн€-самов≥дновленн€).

” таких реакц≥€х прост≥ ≥ складн≥ речовини можуть ви€вити €к окисн≥, так ≥ в≥дновн≥ властивост≥. ÷е можливо внасл≥док того, що атоми з пром≥жним ступенем окисненн€ в≥ддають ≥ приймають електрони. Ќаприклад, в реакц≥њ:

N3+ в≥д≥граЇ роль €к окисника, так ≥ в≥дновника.

3. –еакц≥њ внутр≥шньомолекул€рного окисненн€-в≥дновленн€. ƒо них належать реакц≥њ, в €ких ≥ окисник ≥ в≥дновник вход€ть до складу т≥Їњ ж ре-човини (молекули):

ƒо найважлив≥ших в≥дновник≥в в≥днос€тьс€ лужн≥ та лужноземельн≥ метали; кислоти, що не м≥ст€ть ќксигену (HCl, HBr, HJ, H2S, H2Se, H2Te) та њх сол≥, г≥дриди лужних ≥ лужноземельних метал≥в (NaH, CaH2), а також сполуки неметал≥в з √≥дрогеном (NH3, N2H4, PH3, P2H4 тощо). –оль в≥дновник≥в в≥д≥грають також позитивно зар€джен≥ ≥они метал≥в, що мають нижч≥ ступен≥ окисненн€ (Cu+, Fe2+, Mn2+, Cr3+ та ≥нш≥). ƒо сильних окисник≥в в≥днос€ть галогени, озон, кисень, с≥рку, сполуки, що м≥ст€ть позитивно зар€джений ≥он √≥дрогену H+ у склад≥ води чи кислот. ¬иконують роль окисник≥в також метали з найвищим ступенем окисненн€ у вигл€д≥ оксид≥в, кислот та њх солей. “иповими представниками цих сполук Ї Mn2O7, KMnO4, HMnO4, CrO3, K2Cr2O7, K2CrO4, NaBiO3, Na2FeO4, V2O5, NaVO3 тощо. ќксиген у атомарному стан≥ ≥ у склад≥ простоњ речовини Ц кисню, а також у вигл€д≥ озону ќ3 Ї дуже сильними окисниками. –оль окисник≥в виконують також молекули галоген≥в F2, Cl2, Br2, J2 та вищ≥ оксигеновм≥сн≥ кислоти неметал≥в (HClO, HClO3, HClO4).

≈кспериментальна частина

ƒосл≥д 5.2.1.ќкисн≥ властивост≥ кал≥й дихромату

” дв≥ проб≥рки вз€ти по 2-3 крапл≥ розчину кал≥й дихромату, додати по 3-4 крапл≥ розчину сульфатноњ кислоти. ” першу проб≥рку додати щ≥пку натр≥й сульф≥ту, у другу Ц дек≥лька кристал≥в натр≥й н≥триту. ¬≥дм≥тити зм≥ну кольору розчин≥в. Ќаписати р≥вн€нн€ реакц≥й, скласти схему електронного балансу до кожноњ з них, п≥д≥брати коеф≥ц≥Їнти.

ƒосл≥д 5.2. 2. ¬плив середовища на окисно-в≥дновн≥ процеси

” три проб≥рки пом≥стити по 3-4 крапл≥ розчину KMnO4. ” першу додати 1 краплю розчину H2SO4, у другу 3-4 крапл≥ дистильованоњ води, в третю Ц 2-3 крапл≥ розчину NaOH. „и зм≥нивс€ при цьому кол≥р розчину KMnO4?

ƒал≥ у кожну проб≥рку додати щ≥пку порошку натр≥й сульф≥ту. ўо в≥дбуваЇтьс€? Ќаписати р≥вн€нн€ реакц≥й, скласти схему електронного балансу до кожноњ з них, п≥д≥брати коеф≥ц≥Їнти.

ƒосл≥д 5.2.3. ќкисн≥ властивост≥ галоген≥в

Ќалити у проб≥рку 4-5 крапель розчину натр≥й сульф≥ду ≥ додати 3-4 крапл≥ йодноњ води (водний розчин йоду). „ому знебарвивс€ розчин йоду та випав осад с≥рки? Ќаписати р≥вн€нн€ реакц≥й, скласти схему електронного балансу, п≥д≥брати коеф≥ц≥Їнти.

ƒосл≥д 5.2.4. ќкисненн€ ≥он≥в JЦ ≥онами Fe3+

” проб≥рку налити 5Ц7 крапель розчину Fe2(SO4)3 або FeCl3, додати 3-4 крапл≥ безбарвного розчину KI. –озвести сум≥ш 15-20 крапл€ми дистильованоњ води ≥ добавити 1-2 крапл≥ розчину крохмалю. ѕо€ва синього забарвленн€ св≥дчить про утворенн€ в розчин≥ в≥льного йоду. як це по€снити? Ќаписати р≥вн€нн€ реакц≥й, скласти схему електронного балансу до кожноњ з них, п≥д≥брати коеф≥ц≥Їнти.

ƒосл≥д 5.2.5. ќкисненн€ ≥он≥в Fe2+ перманганат-≥онами

¬ проб≥рку налити 2-3 капл≥ розчину кал≥й перманганату ≥ 2-3 капл≥ 2 н розчину сульфатноњ кислоти. ѕо капл€х додати св≥жоприготований розчин ферум (≤≤) сульфату до повного знебарвленн€ розчину. —класти р≥вн€нн€ окисно-в≥дновноњ реакц≥њ.

5.3.  онтрольн≥ запитанн€

1. ¬изначити ступ≥нь окисненн€ ‘осфору в речовинах: H4P2O7; Ca(H2PO4)2; PH3; Mg3P2: PCl5
2. ¬изначити ступ≥нь окисненн€  упруму в речовинах: Cu2O; Cu(NO3)2; (CuOH)2CO3; CuCl; Cu(OH)2.
3. ћетодом електронного балансу проставити коеф≥ц≥Їнти в окисно-в≥дновн≥й реакц≥њ, вказати процеси окисненн€ та в≥дновленн€: KMnO4 + Na2SO3 + H2O → MnO2 + Na24 +  ќЌ
4. ¬казати к≥льк≥сть електрон≥в, в≥дданих чи приЇднаних атомами зг≥дно схем: KMnO4 → MnSO4; FeBr3 → Fe; H2SO3 → H2SO4; HNO3 → NO2
5. який процес (окисненн€ чи в≥дновленн€) прот≥каЇ п≥д час переходу: HNO2 → HNO3; NaBrO3 → Br2; KMnO4 → MnO2; KJ → J2; HNO3 → NH4+
6. ћетодом електронного балансу проставте коеф≥ц≥Їнти в окисно-в≥дновн≥й реакц≥њ, вкаж≥ть процеси окисненн€ та в≥дновленн€: HJ + KMnO4 + H2SO4 → J2 + MnSO4 +  24 + H2O
7. ¬изначити ступ≥нь окисненн€ ’рому в сполуках: CrO3; CrO; Cr2(SO4)3; Cr(OH)2; K2Cr2O7.
8. ¬изначити ступен≥ окисненн€ кожного елемента у наступних сполуках: CaC2; KA1(SO4)2; SiC; SnCl4;  —1ќ3; As2S3.
9. Ќа основ≥ електронного балансу розставити коеф≥ц≥Їнти в окисно-в≥дновн≥й реакц≥њ, вказати окисник та в≥дновник: SO2 +  2—r2ќ7 + Ќ2SO4 Ѓ  2SO4 + —r2(SO4)3 + H2O.

ЋјЅќ–ј“ќ–Ќј –ќЅќ“ј є 6

 ќћѕЋ≈ —Ќ≤ —ѕќЋ” »

“еоретична частина

Ќоменклатура комплексних сполук

ѕершу рац≥ональну номенклатуру комплексних сполук розробив ¬ернер. ÷€ теор≥€ з незначними зм≥нами використовуЇтьс€ ≥ в наш час.

—початку називають ан≥он (в називному в≥дм≥нку), а пот≥м кат≥он (в ровому в≥дм≥нку).

якщо в сполуку входить комплексний кат≥он, тод≥ спочатку називають л≥ганди Ц нейтральн≥ молекули, €к≥ вход€ть до комплексу. ѕри цьому амон≥ак називають ам≥н (його називають першим), воду Ц акво (називають п≥сл€ амон≥аку); €кщо л≥ганд≥в дек≥лька, тод≥ спочатку називають њх к≥льк≥сть на грецьк≥й мов≥: 2 Ц ди, 3 Ц три, 4 Ц тетра, 5 Ц пента, 6 Ц гекса. Ќаступними називають л≥ганди-≥они, €к≥ вход€ть до комплексу (част≥ше Ц залишки кислот), додаючи зак≥нченн€ Ђої, наприклад, ц≥ано- (CN-), н≥тро- (Nќ2-), хлоро- (—1-), гидроксо- (ќЌ-), г≥дридо- (Ќ-), оксо- (ќ2-), т≥о- (S2-), родано- або т≥оц≥анато- (SCN-), оксалато- (—2ќ42-) ≥ т. ≥. ƒал≥ називають комплексоутворювач (назва елемента украњнською мовою). ¬ дужках показують його ступ≥нь окисненн€. Ќаприклад:

[Ag(NH3)2]Cl Ц хлорид диам≥нср≥бла (I)

[—u (NH3)4]Sќ4 Ц сульфат тетраам≥нм≥д≥ (II)

[PtCl(NH3)5]Cl3 Ц хлорид пентаам≥нхлорплатини (IV)

якщо в сполуку входить комплексний ан≥он, тод≥ також спочатку називають л≥ганди Ц нейтральн≥ молекули, а пот≥м л≥ганди-≥они з використанн€м в назв≥ грецьких чисельник≥в (€кщо необх≥дно), €к ≥ у випадку комплексного кат≥она. ѕ≥сл€ цього називають комплексоутворювач, використовуючи латинську назву елемента з додаванн€м -ат, а перед назвою елемента в дужках вказуЇтьс€ ступ≥нь його окисненн€. ƒал≥ називають кат≥он зовн≥шньоњ сфери в родовому в≥дм≥нку. Ќаприклад:

 [Ag(CN)2] Ц диц≥аноаргентат (I) кал≥ю

 3[Fe(CN)6] Ц гексац≥аноферат (III) кал≥ю

Ќазву нейтральних комплекс≥в (комплекс≥в неелектрол≥т≥в) складають ≥з назв л≥ганд≥в (в указан≥й вище посл≥довност≥) ≥ звичайних назв центральних атом≥в на украњнськ≥й мов≥ в називному в≥дм≥нку. ѕри цьому ступ≥нь окисненн€ не вказуЇтьс€. Ќаприклад:

[PtCl4(NH3)2] Ц диам≥нтетрахлороплатина

[—о (Nќ2)3(NH3)3] Ц триам≥нтрин≥трокобальт

ƒисоц≥ац≥€ комплексних сполук

Ѕ≥льш≥сть координац≥йних сполук у розчинах ви€вл€ють властивост≥ сильних електрол≥т≥в внасл≥док дисоц≥ац≥њ њх на комплексн≥ ≥они та ≥они, що складають зовн≥шню сферу:

[Ag(NH3)2]Cl [Ag(NH3)2]+ + Cl-;

Na2[Zn(OH)4] 2Na+ + [Zn(OH)4]2-.

“ака дисоц≥ац≥€ комплексних сполук Ї первинною. ¬она прот≥каЇ повн≥стю.

ќднак комплексн≥ ≥они здатн≥ також частково дисоц≥ювати на складов≥ ≥они та молекули. ÷ей процес маЇ назву вторинноњ дисоц≥ац≥њ ≥ проходить ступ≥нчасто:

[Ag(NH3)2]+ Ag ++ 2NH3;

[Zn(OH)4]2- Zn2+ + 4OH-.

÷€ дисоц≥ац≥€ звичайно прот≥каЇ незначною м≥рою.

ƒисоц≥ац≥€ комплексного ≥она характеризують за допомогою константи нест≥йкост≥:

 н =

 онстанта нест≥йкост≥ комплексного ≥она характеризуЇ м≥цн≥сть (ст≥йк≥сть) внутр≥шньоњ сфери комплексноњ сполуки.

≈кспериментальна частина

ƒосл≥д 6.2.1. ƒисоц≥ац≥€ подв≥йноњ сол≥

” три проб≥рки пом≥стити по 3 крапл≥ розчину зал≥зо-амон≥йних галун≥в (NH4)2SO4 ∙ Fe2(SO4)3. ¬ одну проб≥рку додати 5 крапель розчину натр≥й г≥дроксиду. «акрити проб≥рку ватним тампоном, на €кий покласти вологий син≥й лакмусовий пап≥рець. Ќагр≥ти. ўо спостер≥гаЇтьс€? ” другу проб≥р-ку Ц додати 2 крапл≥ розчину кал≥й родан≥ду. ¬≥дзначити кол≥р розчину. Ќаписати р≥вн€нн€ реакц≥й. —класти р≥вн€нн€ електрол≥тичноњ дисоц≥ац≥≥ зал≥зо-амон≥йних галун≥в.

ƒосл≥д 6.2.2. ¬≥дновленн€ Fe (III) в ≥он≥ [Fe (CN) 6] 3-

до Fe (II) в [Fe(CN)6] 4-

ƒо 2-3 крапель розчину  3[Fe(CN)6] додайте 1-2 крапл≥ ферум (III) хлориду. —постер≥гати забарвленн€ розчину. ƒодати 2-3 крапл≥ г≥дроген пероксиду ≥ 1-2 крапл≥ кал≥й г≥дроксиду. ўо в≥дбуваЇтьс€? —класти р≥вн€нн€ реакц≥й у молекул€рн≥й ≥ ≥онн≥й формах.

ƒосл≥д 6.2.3. ”творенн€ ам≥акат≥в цинку та кадм≥ю

¬ одну проб≥рку внести 2-3 крапл≥ розчину сол≥ цинку, в ≥ншу-2-3 крапл≥ розчину сол≥ кадм≥ю. ѕот≥м в кожну проб≥рку додати по одн≥й крапл≥ розчину амон≥аку до розчиненн€ осад≥в основних солей, що утворились, ≥ утворенн€ розчинних ам≥акат≥в цинку ≥ кадм≥ю (координац≥йне число Zn2+ дор≥внюЇ 4, Cd2+ Ц 6). —класти р≥вн€нн€ реакц≥й.

ƒосл≥д 6.2.4. ”творенн€ ам≥акату н≥келю

ƒо 3 крапель розчину сол≥ н≥келю додати по крапл€х розчин амон≥аку до розчиненн€ осаду основноњ сол≥, що утворивс€. ¬изначити кол≥р отриманого розчину. «аписати р≥вн€нн€ реакц≥й (координац≥йне число Ni2+ дор≥внюЇ 6.)

ƒосл≥д 6.2.5. —т≥йк≥сть ≥она диам≥нср≥бла (I)

¬нести у дв≥ проб≥рки по 2-3 крапл≥ розчину аргентум н≥трату ≥ додати в одну проб≥рку к≥лька крапель розчину лугу, в ≥ншу Ц дек≥лька крапель розчину кал≥й йодиду. ¬изначити кол≥р осаду, що утворюЇтьс€. «аписати р≥вн€нн€ реакц≥й. ” дв≥ ≥нших проб≥рки внести по 2-3 крапл≥ розчину аргентум н≥трату ≥ пот≥м долити в обидв≥ проб≥рки концентрований розчин амон≥аку до розчиненн€ осад≥в. ƒо отриманого розчину комплексноњ сполуки ср≥бла додати: в одну проб≥рку дек≥лька крапель розведеного розчину лугу, в ≥ншу Ц дек≥лька крапель розчину кал≥й йодиду. ѕо€снити в≥дсут-н≥сть осаду в перш≥й проб≥рц≥ ≥ на€вн≥сть жовтого осаду в друг≥й. —класти р≥вн€нн€ реакц≥й.

6.3.  онтрольн≥ запитанн€

1. ƒл€ кожноњ з вказаних сполук вкаж≥ть комплексоутворювач, його зар€д ≥ координац≥йне число, назв≥ть л≥ганди, вкаж≥ть внутр≥шню та зовн≥шню сфери комплексу. «апиш≥ть р≥вн€нн€ електрол≥тичноњ дисоц≥ац≥њ комплексних сполук та запиш≥ть вираз дл€ њх констант нест≥йкост≥. ƒайте назви сполукам а) [Ag(NH3)2]Cl; б) Na3[AlF6]; в) K[Ag(CN)2]; г) [Cu(NH3)2]Cl.
2.  ласиф≥кац≥€ координац≥йних сполук. Ќазвати речовини та вказати њх тип: а) [Ag(NH3)2]NO2; б) [Co(H2O)6]Cl2; в) K[Ag(CN)2]; г) Na3[Cr(OH)6].
3. Ќапиcати р≥вн€нн€ первинноњ ≥ вторинноњ дисоц≥ац≥њ таких комплексних солей:  2[Zn(OH)4], [Cu(NH3)4]Cl2, (NH4)2[Cо(S—N)4], [Ag(NH3)2]NO3.
4. Ќапиcати р≥вн€нн€ дисоц≥ац≥њ та скласти вираз дл€ константи нест≥йкост≥ наступних координац≥йних сполук:  [Au(CN)2], [Cu(NH3)4]Cl2, [Pt(NH3)2Cl2],  2[ЌgJ4].
5.  оординац≥йна теор≥€ ¬ернера. Ќазвати сполуки та визначити ступ≥нь окисненн€ та координац≥йне число комплексоутворювача в сполуках: а) [Ag(NH3)2]Cl; б) K4[TiCl8]; в) K[Ag(CN)2]; г) K2[PtCl4].
6. ўо таке координац≥йне число комплексоутворювача ≥ €к воно визначатьс€? ¬≥дпов≥дь п≥дтвердити конкретним прикладом.
7. ѕо€снити будову комплексних сполук: а) що входить до складу внутр≥шньоњ координац≥йноњ сфери? б) ≥з чого складаЇтьс€ зовн≥шн€ координац≥йна сфера?

ЋјЅќ–ј“ќ–Ќј –ќЅќ“ј є 7

’≤ћ≤я S-≈Ћ≈ћ≈Ќ“≤¬

“еоретична частина

√≥дроген належить до найпоширен≥ших елемент≥в у природ≥. ” в≥льному стан≥ в≥н зустр≥чаЇтьс€ в незначних к≥лькост€х, головним чином, у верхн≥х шарах атмосфери, тому що густина в≥льного водню у 14,5 раз≥в менша, н≥ж густина пов≥тр€. ¬≥льний водень вид≥л€Їтьс€ при виверженн≥ вулкан≥в, з бурових свердловин та при розкладанн≥ бактер≥€ми орган≥чних речовин в умовах нестач≥ пов≥тр€.

Ћабораторн≥ способи одержанн€ водню пол€гають у вит≥сненн≥ його ≥з води або розведених кислот, що не ви€вл€ють окисних властивостей.

1. ƒ≥Їю розведених кислот на метали:

Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2

« кислот можуть вит≥сн€ти водень лише т≥ метали, €к≥ в р€ду активност≥ займають м≥сц€ л≥воруч в≥д √≥дрогену. ѕричому чим л≥в≥ше знаходитьс€ метал в р€ду, тим в≥н б≥льш активний. “ак лужн≥ ≥ лужноземельн≥ метали дуже активн≥, при њх взаЇмод≥њ з кислотами спостер≥гаЇтьс€ вибух. “ому при одержанн≥ водню в лабораторних умовах користуютьс€ металами середньоњ активност≥ Ц цинком або зал≥зом.

2. ¬заЇмод≥Їю лужних ≥ лужноземельних метал≥в з водою:

2K + 2H2O → 2KOH + H2

Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

3. ” промисловост≥ дл€ добуванн€ водню використовують природн≥ та нафтозаводськ≥ гази, складовою частиною €ких Ї метан. ѕриродний газ зм≥шують з киснем у к≥лькост≥, €ка недостатн€ дл€ повного окисненн€ метану, ≥ провод€ть реакц≥ю при 850 - 900∞— у присутност≥ катал≥затора (Ni + Al2O3):

2CH4 + O2 → 2CO↑ + 4H2↑ + 71,4 кƒж.

 

ћолекул€рний √≥дроген може ви€вл€ти в≥дновн≥ властивост≥ по в≥дношенню до окисник≥в неметал≥чного походженн€, а також по в≥дношенню до окиснених форм метал≥в.

ѕри звиайних умовах √≥дроген малоактивний завд€ки ст≥йкост≥ молекул Ќ2 ≥ безпосередньо взаЇмод≥Ї лише з фтором: H2 + F2 Ѓ 2HF, а п≥д д≥Їю св≥тла в≥дбуваЇтьс€ ланцюгова реакц≥€ з хлором: H2 + Cl2 Ѓ 2HCl.

” с≥м≥ш≥ з киснем водень горить голубим полумТ€м з вид≥ленн€м великоњ к≥лькост≥ тепла:

2H2 + O2 → 2H2O + 575.4 кƒж.

¬≥дновна здатн≥сть водню використовуЇтьс€ у металург≥њ дл€ одержанн€ де€ких високочистих метал≥в з њх оксид≥в:

Ag2O + H2 → 2Ag + H2O;

CuO + H2 → Cu + H2O;

MoO3 + 3H2 → Mo + 3H2O.

” реакц≥€х з активними металами (лужн≥, лужно-земельн≥) водень утворюЇ г≥дриди. ” цих реакц≥€х атом водню приЇднуЇ електрон, перетворюючись у негативно зар€джений ≥он з оболонкою ≥нертного газу гел≥ю:

2Na + H2 → 2NaH

√≥дриди Ц солепод≥бн≥, тверд≥, кристал≥чн≥ речовини з ≥онним звТ€зком. ¬они ви€вл€ють дуже сильн≥ в≥дновн≥ властивост≥ ≥ легко розкладаютьс€ водою, кислотами та взаЇмод≥ють з ≥ншими р≥зними окисниками:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2

ƒо найважлив≥ших оксид≥в √≥дрогену в≥дноситьс€ вода. ќрган≥зми тварин ≥ рослин м≥ст€ть в≥д 50 до 90 % (макс.) води. ¬ода потр≥бна рослинам прот€гом усього њх житт€. ѕочинаючи з проростанн€ нас≥нн€ вода обумовлюЇ важлив≥ б≥ох≥м≥чн≥ процеси. ¬становлено, що хл≥бн≥ злаки витрачають до 300 кг води на 1 кг сухоњ рослинноњ маси. ƒл€ отриманн€ високого урожаю необх≥дно в достатку забезпечити культурну рослину вологою. „астково це дос€гненн€ агротехн≥чними прийомами; п≥сл€ прибиранн€ хл≥б≥в лущать стерню, прагнучи УзакритиФ вологу, тобто припинити сильний випар води з грунту. ” област€х, що в≥др≥зн€ютьс€ недостатн≥м зволоженн€м, багато уваги прид≥л€Їтьс€ зрошуванню, що дозвол€Ї ≥стотно п≥двищити урожай с≥льськогосподарських культур. ¬загал≥ г≥дромел≥ора-тивн≥ роботи завжди повТ€зан≥ з п≥двищенн€м врожайност≥ с≥льськогоспо-дарських культур ≥ освоЇнн€м нових земель.

ќкр≥м води √≥дроген утворюЇ з ќксигеном ще одну сполуку Ц г≥дроген пероксид Ќ2ќ2. ¬≥н застосовуЇтьс€ головним чином завд€ки його сильн≥й окисн≥й д≥њ. ” агроном≥чних ≥ грунтових лаборатор≥€х г≥дроген пероксид використовують дл€ озоленн€ (спалюванн€) зразк≥в грунту або рослинного матер≥алу.

Ќатр≥й та  ал≥й Ї елементами ≤ј групи пер≥одичноњ системи ≥ в≥днос€тьс€ до лужних метал≥в. јтоми цих елемент≥в мають на зовн≥шньому р≥вн≥ по одному s-електрону, €к≥ вони легко в≥ддають п≥д час х≥м≥чних реакц≥й, перетворююючись на позитивно зар€джен≥ ≥они (ступ≥нь окисненн€ +1). «≥ зб≥льшенн€м рад≥уса атома (Na, K) виникаЇ зб≥льшенн€ в≥дновних ≥ метал≥чних властивостей, зростають електропров≥дн≥сть, густина та х≥м≥чна активн≥сть.

ћетал≥чний Ќатр≥й ≥ Kал≥й одержують електрол≥тичним в≥дновленн€м розплавлених солей або в≥дпов≥дних г≥дроксид≥в. ѕри цьому на катод≥ проходить реакц≥€ в≥дновленн€:

Me+ + е- → Meо

« елементами IIј ≥ IIIј груп та м≥ж собою лужн≥ метали утворююють сплави, з галогенами Ц лише найпрост≥ш≥ б≥нарн≥ сполуки, з вуглецем Ц ацетилен≥ди, з с≥ркою Ц сульф≥ди ≥ пол≥сульф≥ди, з фосфором Ц фосф≥ди, кремн≥Їм Ц сил≥циди, з водою Ц г≥дроксиди:

2Na + Cl2 → 2NaCl

2  + S →  2S

2Na + O2 → Na2O2

2Na + 2C → 2Na2C2

2K + 2H2O → 2KOH + H2

¬ атмосфер≥ кисню ц≥ метали згор€ють, а при нагр≥ванн≥ спалахують утворюючи оксиди та пероксид чи надпероксид:

2Na + O2 → Na2O2 Ц натр≥й пероксид

K + O2 → KO2 Ц кал≥й надпероксид

ѕероксиди ≥ надпероксиди п≥дл€гають г≥дрол≥зу:

Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2

2KO2 + 2H2O → 2KOH + H2O2 + O2

ќксиди лужних метал≥в також реагують з водою з утворенн€м г≥дроксид≥в:

Na2O + H2O → 2NaOH

NaOH ≥ KOH Ц безбарвн≥ кристал≥чн≥ речовини, добре розчин€ютьс€ у вод≥ з вид≥ленн€м великоњ к≥лькост≥ тепла. –озчини цих г≥дроксид≥в називають лугами.

ѕри слабкому нагр≥ванн≥ кал≥ю та натр≥ю в атмосфер≥ водню утворю-ютьс€ г≥дриди. Ќа€вн≥сть в г≥дридах √≥дрогену з≥ ступенем окисненн€ -1 надаЇ њм сильн≥ в≥дновн≥ властивост≥, €к≥ ви€вл€ютьс€ в реакц≥€х з водою, кислотами та ≥ншими окисниками:

NaH + H2O → NaOH + H2

 Ќ + HCl → KCl + H2

NaH + Cl2 → NaCl + HCl

2KH + CO2 → 2KOH + C

ѕри взаЇмод≥њ твердих б≥нарних сполук з оксидами, сульф≥дами, гало-ген≥дами утворюютьс€ сол≥:

Na2O + CO2 → Na2CO3

K2O + SiO2 → K2SiO3

” с≥льському господарств≥ використовують €к добрива натр≥й н≥трат (чил≥йська сел≥тра) та кал≥й хлорид.  ал≥й сульфат Ц кал≥йне добриво, що використовуЇтьс€ дл€ вирощуванн€ культур, €к≥ не витримують надлишку хлорид≥в. Ќатр≥й хлорид п≥дсилюЇ р≥ст ≥ розвиток бур€к≥в, спри€Ї швидкостиглост≥ рослин. ™ в≥домост≥ про те, що натр≥й актив≥зуЇ перем≥щенн€ кал≥ю до молодих частин рослин ≥ п≥двищуЇ ефективн≥сть кал≥ю, азоту та ≥нших поживних речовин.  ал≥й потр≥бен рослинам дл€ постачанн€ кл≥тин водою, забезпеченн€ проникност≥ кл≥тинних мембран. якщо його достатньо Ц рослина краще утримуЇ воду, ст≥йка до засухи ≥ заморозк≥в.

ћагн≥й та  альц≥й, що утворюють ≤≤ј-групу пер≥одичноњ системи, також в≥днос€тьс€ до s-елемент≥в. јтоми цих елемент≥в на зовн≥шньому р≥вн≥ мають по два електрони в стан≥ s2. ¬с≥ елементи ≤≤ј групи зустр≥чаютьс€ у природ≥ лише у вигл€д≥ сполук.  альц≥й та ћагн≥й Ї найважлив≥шими б≥огенними елементами. ¬они також вход€ть до складу важливих первинних ≥ грунто-утворюючих м≥нерал≥в ≥ Ї необх≥дними елементами грунтового харчуванн€ рослин.





ѕоделитьс€ с друзь€ми:


ƒата добавлени€: 2015-11-05; ћы поможем в написании ваших работ!; просмотров: 859 | Ќарушение авторских прав


ѕоиск на сайте:

Ћучшие изречени€:

Ѕутерброд по-студенчески - кусок черного хлеба, а на него кусок белого. © Ќеизвестно
==> читать все изречени€...

2210 - | 2145 -


© 2015-2024 lektsii.org -  онтакты - ѕоследнее добавление

√ен: 0.073 с.