Niemetale w przyrodzie. Rodzime niemetale N2 i O2 (w powietrzu), siarka (w skorupie ziemskiej) występują w przyrodzie, ale częściej niemetale w przyrodzie występują w postaci związanej chemicznie. Przede wszystkim jest to woda i rozpuszczone w niej sole, następnie minerały i skały (na przykład różne krzemiany, glinokrzemiany, fosforany, borany, siarczany i węglany). Pod względem rozpowszechnienia w skorupie ziemskiej niemetale zajmują różnorodne miejsca: od trzech najpowszechniejszych pierwiastków (O, Si, H) po bardzo rzadkie (As, Se, I, Te).

Chemia, klasa 9

„Chemia niemetali” - Budowa chemiczna i właściwości metali i niemetali. Alotropia węgla. Pozycja metali w układzie okresowym pierwiastków chemicznych. Prezentacja lekcji chemii dla klasy 9. Niemetale w przyrodzie. Niemetale. Czerwony fosfor. Temat: NIEMETALE. Tlen. M. Alotropia. Właściwości fizyczne niemetali. Diament. Do niemetali zalicza się także wodór H i gazy obojętne. Ogólna charakterystyka i właściwości niemetali.

„Niemetale” - ZAKRES ELEKTROujemności NIEMETALI. Solidny krzem węglowy. Co wyjaśnia różnorodność stanu skupienia niemetali. Krata) Fosfor czerwony - fosfor biały (struktura cząsteczki P2 i P4). Czy uważasz, że w tabeli jest więcej metali czy niemetali? Test. Niemetale. Przykłady: Diament - grafit (kryształ. Nauczyciel chemii 9. klasa Kuleshova S.E. Ciekły brom. Alotropia. Wymień najbardziej aktywne i mocne niemetale. Tlen O2 i ozon O3. Stan skupienia. Gazowy tlen, wodór. Właściwości fizyczne.

„Chemia halogenów” – Biologiczna rola chloru. Winiki wyszukiwania. Enzymy stają się aktywne w środowisku kwaśnym w temperaturze 37-38°C. Wyniki badań rozkładu w przyrodzie. Bierze udział w tworzeniu kwasu solnego, metabolizmie i budowie tkanek. Wnioski i Rekomendacje. Biologiczna rola bromu. Rozpuszczanie bromku sodu w wodzie. Żółty osad AgBr2. Cele i zadania. Wyniki badań nad odkryciem halogenów. Perspektywy projektu. 2011, wieś Pietropawłowskoje.

„Chemia alkadienów” – Alkadieny z izolowanymi wiązaniami podwójnymi. Hybrydyzacja atomu centralnego C-Sp3. Lekcja chemii w 9. klasie Nauczyciel: Dvornichena L.V. Aktualizowanie zdobytej wcześniej wiedzy. Schemat struktury allenu. Alkadieny: budowa, nazewnictwo, homologi, izomeria. Gra. Najbardziej zewnętrznym atomem jest hybrydyzacja C-Sp2. Alkadieny ze skumulowanym układem wiązań podwójnych. Nazewnictwo alkadienów. Sprzężone alkadieny.

„Równowaga chemiczna” - Zadanie 2: Napisz równania kinetyczne reakcji chemicznych. Nieodwracalny. Zmiany szybkości reakcji do przodu i do tyłu w procesie ustalania się równowagi chemicznej. Bilans chemiczny. Vpr=Wrew. Zadanie 1: Napisz czynniki wpływające na szybkość reakcji chemicznych. Opcja I hcl + O2?H2O + cl2. Reakcje chemiczne. II opcja H2S + SO2? S + H2O. Odwracalny.

„Charakterystyka metali” - Zastosowanie metali w życiu człowieka. Właściwości metali. Ogólna charakterystyka. Dobra przewodność elektryczna. Ogólna charakterystyka metali. Znalezienie metali w przyrodzie. Różnorodność metali. Inne metale korodują, ale nie rdzewieją. Metale stanowią jeden z fundamentów cywilizacji na Ziemi. Rdza i korozja metali. Metale. Treść pracy: Spośród preparatów medycznych zawierających metale szlachetne najczęściej spotykane są lapis, protargol itp.

1. Metale reagują z niemetalami.

2 Ja + N Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li2O

Metale alkaliczne, z wyjątkiem litu, tworzą nadtlenki:

2Na + O2 = Na2O2

2. Metale poprzedzające wodór reagują z kwasami (z wyjątkiem kwasu azotowego i siarkowego), wydzielając wodór

Me + HCl → sól + H2

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. Aktywne metale reagują z wodą tworząc zasady i uwalniając wodór.

2Ja+ 2n H2O → 2Me(OH)n + N H 2

Produktem utleniania metalu jest jego wodorotlenek – Me(OH) n (gdzie n to stopień utlenienia metalu).

Na przykład:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

4. Metale o średniej aktywności reagują z wodą po podgrzaniu, tworząc tlenek metalu i wodór.

2Me + nH 2 O → Me 2 O n + nH 2

Produktem utleniania w takich reakcjach jest tlenek metalu Me 2 O n (gdzie n jest stopniem utlenienia metalu).

3Fe + 4H 2O → Fe 2O 3 FeO + 4H 2

5. Metale po wodorze nie reagują z wodą i roztworami kwasów (z wyjątkiem stężeń azotu i siarki)

6. Metale bardziej aktywne wypierają metale mniej aktywne z roztworów ich soli.

CuSO4 + Zn = ZnSO4 + Cu

CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu

Metale aktywne – cynk i żelazo – zastąpiły miedź w siarczanie i utworzyły sole. Cynk i żelazo uległy utlenieniu, a miedź została zredukowana.

7. Halogeny reagują z wodą i roztworem alkalicznym.

Fluor w odróżnieniu od innych halogenów utlenia wodę:

2H 2 O+2F 2 = 4HF + O 2 .

na zimno: Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O powstają chlorek i podchloryn

po podgrzaniu powstają: 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH →t,∘CKClO3+5KCl+3H2O chlorek i chloran

8 Aktywne halogeny (z wyjątkiem fluoru) wypierają mniej aktywne halogeny z roztworów ich soli.

9. Halogeny nie reagują z tlenem.

10. Metale amfoteryczne (Al, Be, Zn) reagują z roztworami zasad i kwasów.

3Zn+4H2SO4= 3 ZnSO4+S+4H2O

11. Magnez reaguje z dwutlenkiem węgla i tlenkiem krzemu.

2Mg + CO2 = C + 2MgO

SiO2+2Mg=Si+2MgO

12. Metale alkaliczne (z wyjątkiem litu) tworzą nadtlenki z tlenem.

2Na + O2 = Na2O2

3. Klasyfikacja związków nieorganicznych

Proste substancje – substancje, których cząsteczki składają się z atomów tego samego typu (atomów tego samego pierwiastka). W reakcjach chemicznych nie mogą się rozłożyć, tworząc inne substancje.

Substancje złożone (lub związki chemiczne) to substancje, których cząsteczki składają się z atomów różnych typów (atomów różnych pierwiastków chemicznych). W reakcjach chemicznych rozkładają się, tworząc kilka innych substancji.

Substancje proste dzielą się na dwie duże grupy: metale i niemetale.

Metale – grupa pierwiastków o charakterystycznych właściwościach metalicznych: ciała stałe (z wyjątkiem rtęci) mają metaliczny połysk, są dobrymi przewodnikami ciepła i prądu elektrycznego, są ciągliwe (żelazo (Fe), miedź (Cu), aluminium (Al), rtęć ( Hg), złoto (Au), srebro (Ag) itp.).

Niemetale – grupa pierwiastków: substancje stałe, ciekłe (brom) i gazowe, które nie mają metalicznego połysku, są izolatorami i są kruche.

Z kolei substancje złożone dzielą się na cztery grupy lub klasy: tlenki, zasady, kwasy i sole.

Tlenki - są to substancje złożone, których cząsteczki zawierają atomy tlenu i jakąś inną substancję.

Fusy - są to substancje złożone, w których atomy metali są połączone z jedną lub większą liczbą grup hydroksylowych.

Z punktu widzenia teorii dysocjacji elektrolitycznej zasady są substancjami złożonymi, których dysocjacja w roztworze wodnym powoduje powstanie kationów metali (lub NH4+) i aniony wodorotlenkowe OH-.

Kwasy - są to substancje złożone, których cząsteczki zawierają atomy wodoru, które można zastąpić lub wymienić na atomy metalu.

Sole - są to substancje złożone, których cząsteczki składają się z atomów metali i reszt kwasowych. Sól jest produktem częściowego lub całkowitego zastąpienia atomów wodoru w kwasie metalem.

ABSTRAKCYJNY

METALE

NIEMETALE

METALE

Struktura atomów metali. Pozycja metali w układzie okresowym. Grupy metali.

Obecnie znanych jest 107 pierwiastków chemicznych, z których większość to metale. Te ostatnie są bardzo powszechne w przyrodzie i występują w postaci różnych związków we wnętrznościach ziemi, wodach rzek, jezior, mórz, oceanów, składzie ciał zwierząt, roślin, a nawet w atmosferze.

Metale znacznie różnią się właściwościami od niemetali. Po raz pierwszy tę różnicę między metalami i niemetalami określił M.V. „Metale” – napisał – „są solidnymi, plastycznymi i błyszczącymi ciałami”.

Klasyfikując ten lub inny pierwiastek jako metal, mamy na myśli, że ma on pewien zestaw właściwości:

1. Gęsta struktura krystaliczna.

2. Charakterystyczny metaliczny połysk.

3. Wysoka przewodność cieplna i przewodność elektryczna.

4. Spadek przewodności elektrycznej wraz ze wzrostem temperatury.

5. Niskie wartości potencjału jonizacji, tj. zdolność łatwego oddawania elektronów.

6. Plastyczność i ciągliwość.

7. Zdolność do tworzenia stopów.

Wszystkie metale i stopy stosowane obecnie w technologii można podzielić na dwie główne grupy. Do pierwszej z nich zaliczają się metale żelazne – żelazo i wszystkie jego stopy, w których stanowi główną część. Stopami tymi są żeliwa i stale. W technologii często wykorzystuje się tzw. stale stopowe. Należą do nich stale zawierające chrom, nikiel, wolfram, molibden, wanad, kobalt, tytan i inne metale. Czasami stale stopowe zawierają 5-6 różnych metali. Metodą stopową powstają różne cenne stale, które w niektórych przypadkach mają podwyższoną wytrzymałość, w innych - wysoką odporność na ścieranie, w jeszcze innych - odporność na korozję, tj. zdolność do nie bycia zniszczonym przez środowisko zewnętrzne.

Do drugiej grupy zaliczają się metale nieżelazne i ich stopy. Otrzymali tę nazwę, ponieważ mają różne kolory. Na przykład miedź jest jasnoczerwona, nikiel, cyna, srebro są białe, ołów jest niebieskawo-biały, złoto jest żółte. Wśród stopów, które znalazły szerokie zastosowanie w praktyce: brąz to stop miedzi z cyną i innymi metalami, mosiądz to stop miedzi z cynkiem, babbit to stop cyny z antymonem i miedzią itp.

Podział na metale żelazne i nieżelazne jest dowolny.

Oprócz metali żelaznych i nieżelaznych istnieje również grupa metali szlachetnych: srebro, złoto, platyna, ruten i inne. Zostały tak nazwane, ponieważ praktycznie nie utleniają się na powietrzu nawet w podwyższonych temperaturach i nie ulegają zniszczeniu pod wpływem roztworów kwasów i zasad.

Właściwości fizyczne metali.

Z zewnątrz metale, jak wiadomo, charakteryzują się przede wszystkim specjalnym „metalicznym” połyskiem, który wynika z ich zdolności do silnego odbijania promieni światła. Jednak ten połysk zwykle obserwuje się tylko wtedy, gdy metal tworzy ciągłą zwartą masę. Prawdą jest, że magnez i aluminium zachowują swój połysk nawet po sproszkowaniu, ale większość metali jest czarna lub ciemnoszara w drobno rozdrobnionej formie. Typowe metale mają wówczas wysoką przewodność cieplną i elektryczną, a pod względem zdolności przewodzenia ciepła i prądu są ułożone w tej samej kolejności: najlepszymi przewodnikami są srebro i miedź, najgorszymi ołów i rtęć. Wraz ze wzrostem temperatury przewodność elektryczna maleje, a wraz ze spadkiem temperatury wręcz przeciwnie, wzrasta.

Bardzo ważną właściwością metali jest ich stosunkowo łatwa odkształcalność mechaniczna. Metale są plastyczne, łatwo je kuć, rozciągać na drut, zwijać w arkusze itp.

Charakterystyczne właściwości fizyczne metali są związane z charakterystyką ich struktury wewnętrznej. Według współczesnych poglądów kryształy metali składają się z dodatnio naładowanych jonów i wolnych elektronów oddzielonych od odpowiednich atomów. Cały kryształ można sobie wyobrazić jako przestrzenną sieć, której węzły zajmują jony, a w przestrzeniach pomiędzy jonami znajdują się łatwo poruszające się elektrony. Elektrony te stale przemieszczają się z jednego atomu do drugiego i obracają się wokół jądra jednego lub drugiego atomu. Ponieważ elektrony nie są skojarzone z konkretnymi jonami, już pod wpływem niewielkiej różnicy potencjałów zaczynają przemieszczać się w określonym kierunku, tj. pojawia się prąd elektryczny.

Obecność wolnych elektronów determinuje również wysoką przewodność cieplną metali. Będąc w ciągłym ruchu, elektrony nieustannie zderzają się z jonami i wymieniają z nimi energię. Dlatego drgania jonów zwiększone w danej części metalu na skutek nagrzewania są natychmiast przenoszone na sąsiednie jony, z nich na następne itd., a stan cieplny metalu szybko się wyrównuje; cała masa metalu przyjmuje tę samą temperaturę.

Ze względu na gęstość metale umownie dzieli się na dwie duże grupy: metale lekkie, których gęstość nie przekracza 5 g/cm 3, oraz metale ciężkie – całą resztę. Gęstość, a także temperatury topnienia niektórych metali podano w tabeli nr 1.

Tabela nr 1

Gęstość i temperatura topnienia niektórych metali.

Cząstki metali w stanie stałym i ciekłym łączy specjalny rodzaj wiązania chemicznego – tzw. wiązanie metaliczne. Wyznacza się to jednoczesną obecnością zwykłych wiązań kowalencyjnych pomiędzy atomami obojętnymi i przyciąganiem kulombowskim pomiędzy jonami i wolnymi elektronami. Zatem wiązanie metaliczne nie jest właściwością pojedynczych cząstek, ale ich agregatów.

Właściwości chemiczne metali.

Główną właściwością chemiczną metali jest zdolność ich atomów do łatwego oddawania elektronów walencyjnych i przekształcania się w dodatnio naładowane jony. Typowe metale nigdy nie zyskują elektronów; ich jony są zawsze naładowane dodatnio.

Typowe metale, łatwo przekazując swoje elektrony walencyjne podczas reakcji chemicznych, są energetycznymi środkami redukującymi.

Zdolność do oddawania elektronów nie objawia się w takim samym stopniu w poszczególnych metalach. Im łatwiej metal oddaje swoje elektrony, tym jest bardziej aktywny i tym bardziej energetycznie oddziałuje z innymi substancjami.

Zanurz kawałek cynku w roztworze soli ołowiowej. Cynk zaczyna się rozpuszczać, a z roztworu uwalnia się ołów. Reakcję wyraża równanie:

Zn + Pb(NO 3) 2 = Pb + Zn(NO 3) 2

Z równania wynika, że ​​reakcja ta jest typową reakcją utleniania i redukcji. Jego istota sprowadza się do tego, że atomy cynku oddają swoje elektrony walencyjne jonom ołowiu dwuwartościowego, zamieniając się w ten sposób w jony cynku, a jony ołowiu ulegają redukcji i uwalnianiu w postaci metalicznego ołowiu. Jeśli zrobisz odwrotnie, czyli zanurzysz kawałek ołowiu w roztworze soli cynku, wówczas nie nastąpi żadna reakcja. Pokazuje to, że cynk jest bardziej aktywny niż ołów, że jego atomy łatwiej oddają elektrony, a jony trudniej je pozyskać niż atomy i jony ołowiu.

Wypieranie niektórych metali z ich związków przez inne metale zostało po raz pierwszy szczegółowo zbadane przez rosyjskiego naukowca Beketowa, który ułożył metale według ich malejącej aktywności chemicznej w tak zwanym „szeregu wypierania”. Obecnie szereg przemieszczeń Beketowa nazywany jest szeregiem naprężeń.

W tabeli nr 2 przedstawiono wartości potencjałów standardowych elektrod niektórych metali. Symbol Me + /Me oznacza metal Me zanurzony w roztworze jego soli. Potencjały standardowe elektrod działających jako środki redukujące w odniesieniu do wodoru mają znak „-”, a znak „+” oznacza potencjały standardowe elektrod działających jako środki utleniające.

Tabela nr 2

Standardowe potencjały elektrod metali.

Metale, ułożone w kolejności rosnącej według ich standardowych potencjałów elektrod, tworzą elektrochemiczny szereg napięć metali: Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

Szereg naprężeń charakteryzuje właściwości chemiczne metali:

1. Im niższy potencjał elektrody metalu, tym większa jest jego zdolność redukcyjna.

2. Każdy metal jest w stanie wyprzeć (zredukować) z roztworów soli te metale, które znajdują się w szeregu naprężeń po nim.

3. Wszystkie metale, które mają ujemny potencjał elektrody standardowej, czyli znajdujące się w szeregu napięcia na lewo od wodoru, są w stanie wyprzeć go z roztworów kwasowych.

Należy zaznaczyć, że przedstawiona seria charakteryzuje zachowanie metali i ich soli jedynie w roztworach wodnych i w temperaturze pokojowej. Ponadto należy pamiętać, że wysoka aktywność elektrochemiczna metali nie zawsze oznacza ich wysoką aktywność chemiczną. Na przykład szereg napięć zaczyna się od litu, podczas gdy bardziej aktywne chemicznie rubid i potas znajdują się na prawo od litu. Wynika to z wyjątkowo dużej energii procesu hydratacji jonów litu w porównaniu do jonów innych metali alkalicznych.

Korozja metali.

Prawie wszystkie metale wchodząc w kontakt z otaczającym je środowiskiem gazowym lub ciekłym, mniej lub bardziej szybko ulegają zniszczeniu z powierzchni. Powodem jest chemiczne oddziaływanie metali z gazami znajdującymi się w powietrzu, a także wodą i substancjami w niej rozpuszczonymi.

Każdy proces chemicznego niszczenia metali pod wpływem środowiska nazywany jest korozją.

Korozja zachodzi najłatwiej, gdy metale wchodzą w kontakt z gazami. Na powierzchni metalu tworzą się odpowiednie związki: tlenki, związki siarki, zasadowe sole kwasu węglowego, które często pokrywają powierzchnię gęstą warstwą, która chroni metal przed dalszym narażeniem na działanie tych samych gazów.

Inaczej wygląda sytuacja, gdy metal styka się z ciekłym medium – wodą i substancjami w niej rozpuszczonymi. Związki utworzone podczas tego procesu mogą się rozpuścić, umożliwiając dalsze rozprzestrzenianie się korozji w metalu. Ponadto woda zawierająca rozpuszczone substancje jest przewodnikiem prądu elektrycznego, w wyniku czego stale zachodzą procesy elektrochemiczne, które są jednym z głównych czynników powodujących i przyspieszających korozję.

Czyste metale w większości przypadków prawie nie podlegają korozji. Nawet metal taki jak żelazo, w całkowicie czystej postaci, prawie nie rdzewieje. Ale zwykłe metale techniczne zawsze zawierają różne zanieczyszczenia, co stwarza korzystne warunki dla korozji.

Straty spowodowane korozją metali są ogromne. Obliczono na przykład, że z powodu korozji co roku ulega zniszczeniu ilość stali równa się w przybliżeniu jednej czwartej całkowitej światowej produkcji rocznie. Dlatego wiele uwagi poświęca się badaniu procesów korozyjnych i znalezieniu najlepszych sposobów zapobiegania im.

Metody zwalczania korozji są niezwykle różnorodne. Najprostszym z nich jest zabezpieczenie powierzchni metalu przed bezpośrednim kontaktem z otoczeniem poprzez pokrycie jej farbą olejną, lakierem, emalią lub wreszcie cienką warstwą innego metalu. Szczególnie interesujące z teoretycznego punktu widzenia jest powlekanie jednego metalu drugim.

Należą do nich: powłoka katody, gdy metal ochronny znajduje się w szeregu napięciowym na prawo od metalu zabezpieczającego (typowym przykładem jest cynowana, czyli stal cynowana); powłoka anodowa, na przykład powlekanie stali cynkiem.

Aby zabezpieczyć się przed korozją, zaleca się pokrycie powierzchni metalu warstwą bardziej aktywnego metalu, a nie warstwą mniej aktywnego. Jednak inne względy często wymuszają stosowanie powłok wykonanych z metali mniej aktywnych.

W praktyce najczęściej konieczne jest podjęcie działań mających na celu zabezpieczenie stali jako metalu szczególnie podatnego na korozję. Oprócz cynku, wśród bardziej aktywnych metali czasami stosuje się w tym celu kadm, który działa podobnie do cynku. Spośród metali mniej aktywnych do powlekania stali najczęściej stosuje się cynę, miedź i nikiel.

Wyroby ze stali niklowanej mają piękny wygląd, co wyjaśnia powszechne stosowanie niklowania. W przypadku uszkodzenia warstwy niklu korozja jest mniej intensywna niż w przypadku uszkodzenia warstwy miedzi (lub cyny), ponieważ różnica potencjałów dla pary nikiel-żelazo jest znacznie mniejsza niż dla pary miedź-żelazo.

Wśród innych metod zwalczania korozji wyróżnia się także metodę protektora, która polega na zetknięciu zabezpieczanego przedmiotu metalowego z dużą powierzchnią bardziej aktywnego metalu. W ten sposób blachy cynkowe wprowadzane są do kotłów parowych, które stykają się ze ściankami kotła i tworzą z nimi parę galwaniczną.

Pojęcie stopów.

Charakterystyczną cechą metali jest ich zdolność do tworzenia stopów między sobą lub z niemetalami. Aby utworzyć stop, mieszaninę metali zwykle topi się, a następnie schładza z różną szybkością, określoną przez charakter składników i ich interakcję z temperaturą. Czasami stopy wytwarza się przez spiekanie drobnych proszków metali bez uciekania się do topienia (metalurgia proszków). Zatem stopy są produktami chemicznego oddziaływania metali.

Struktura krystaliczna stopów jest pod wieloma względami podobna do czystych metali, które oddziałując ze sobą podczas topienia i późniejszej krystalizacji tworzą: a) związki chemiczne zwane związkami międzymetalicznymi; b) roztwory stałe; c) mechaniczna mieszanina kryształów składowych.

Ten lub inny rodzaj interakcji jest określony przez stosunek energii interakcji odmiennych i jednorodnych cząstek układu, to znaczy stosunek energii interakcji atomów w czystych metalach i stopach.

Nowoczesna technologia wykorzystuje ogromną liczbę stopów, które w zdecydowanej większości przypadków składają się nie z dwóch, ale z trzech, czterech lub więcej metali. Co ciekawe, właściwości stopów często znacznie różnią się od właściwości poszczególnych metali, które je tworzą. Zatem stop zawierający 50% bizmutu, 25% ołowiu, 12,5% cyny i 12,5% kadmu topi się już w temperaturze zaledwie 60,5 stopnia Celsjusza, podczas gdy składniki stopu mają temperatury topnienia 271, 327, 232 i 321 stopni Celsjusza. Twardość brązu cynowego (90% miedzi i 10% cyny) jest trzykrotnie większa od czystej miedzi, a współczynnik rozszerzalności liniowej stopów żelazo-nikiel jest 10 razy mniejszy niż czystych składników.

Jednakże niektóre zanieczyszczenia pogarszają jakość metali i stopów. Wiadomo np., że żeliwo (stop żelaza z węglem) nie posiada wytrzymałości i twardości charakterystycznej dla stali. Oprócz węgla na właściwości stali wpływa dodatek siarki i fosforu, które zwiększają jej kruchość.

Wśród właściwości stopów najważniejsze dla praktycznego zastosowania są odporność cieplna, odporność na korozję, wytrzymałość mechaniczna itp. Dla lotnictwa duże znaczenie mają stopy lekkie na bazie magnezu, tytanu czy aluminium, dla przemysłu metalowego - specjalne stopy zawierające wolfram , kobalt i nikiel. W technologii elektronicznej stosuje się stopy, których głównym składnikiem jest miedź. Supermocne magnesy otrzymano, wykorzystując produkty oddziaływania kobaltu, samaru i innych pierwiastków ziem rzadkich, a stopy nadprzewodzące w niskich temperaturach oparto na związkach międzymetalicznych utworzonych przez niob z cyną itp.

Metody otrzymywania metali.

Zdecydowana większość metali występuje w przyrodzie w postaci związków z innymi pierwiastkami.

Tylko kilka metali występuje w stanie wolnym i wtedy nazywane są rodzimymi. Złoto i platyna występują prawie wyłącznie w formie rodzimej, srebro i miedź – częściowo w formie rodzimej; Czasami spotyka się także rodzimą rtęć, cynę i niektóre inne metale.

Złoto i platynę ekstrahuje się albo poprzez mechaniczne oddzielanie ich od skały, w której się znajdują, na przykład przez przemywanie wodą, albo przez ekstrakcję ze skały przy użyciu różnych odczynników, a następnie izolację metalu z roztworu. Wszystkie pozostałe metale ekstrahuje się w drodze chemicznej obróbki ich naturalnych związków.

Minerały i skały zawierające związki metali i nadające się do przemysłowej produkcji tych metali nazywane są rudami. Głównymi rudami są tlenki, siarczki i węglany metali.

Najważniejsza metoda otrzymywania metali z rud polega na redukcji ich tlenków węglem.

Jeśli na przykład zmieszasz czerwoną rudę miedzi (kupryt) Cu 2 O z węglem i poddasz ją działaniu wysokiej temperatury, wówczas węgiel redukując miedź zamieni się w tlenek węgla (II), a miedź zostanie uwolniona w postaci stopionej państwo:

Cu 2 O + C = 2 Cu + CO

W ten sam sposób wytapia się żeliwo z rud żelaza, cynę otrzymuje się z kamienia cynowego SnO2 i przeprowadza się redukcję innych metali z tlenków.

Podczas przeróbki rud siarki związki siarki najpierw przekształca się w związki tlenu poprzez wypalanie w specjalnych piecach, a następnie powstałe tlenki redukuje się węglem. Na przykład:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2

ZnO + C = Zn + CO

W przypadkach, gdy ruda jest solą kwasu węglowego, można ją bezpośrednio zredukować węglem, podobnie jak tlenki, ponieważ po podgrzaniu węglany rozkładają się na tlenek metalu i dwutlenek węgla. Na przykład:

ZnCO3 = ZnO + CO2

Zwykle rudy oprócz związku chemicznego tego metalu zawierają także wiele zanieczyszczeń w postaci piasku, gliny, wapienia, które są bardzo trudne do stopienia. Aby ułatwić wytapianie metalu, z rudą miesza się różne substancje, tworząc topliwe związki z zanieczyszczeniami - żużlem. Substancje takie nazywane są topnikami. Jeśli zanieczyszczenie składa się z wapienia, wówczas jako topnik stosuje się piasek, który tworzy krzemian wapnia z wapieniem. Natomiast w przypadku dużej ilości piasku za topnik służy wapień.

W wielu rudach ilość domieszek (skały płonnej) jest tak duża, że ​​bezpośrednie wytapianie metali z tych rud jest ekonomicznie nieopłacalne. Rudy takie są wstępnie „wzbogacane”, to znaczy usuwa się z nich część zanieczyszczeń. Szczególnie rozpowszechniona jest flotacyjna metoda wzbogacania rudy (flotacja), oparta na różnej zwilżalności czystej rudy i skały płonnej.

Technika metody flotacyjnej jest bardzo prosta i w zasadzie sprowadza się do poniższych elementów. Ruda składająca się na przykład z siarki metalicznej i krzemianowej skały płonnej jest drobno mielona i napełniana wodą w dużych kadziach. Do wody dodaje się niskopolarną substancję organiczną, która sprzyja tworzeniu się stabilnej piany podczas mieszania wody oraz niewielką ilość specjalnego odczynnika, tzw. „kolektora”, który jest dobrze adsorbowany przez powierzchnię wody. minerał pływający i uniemożliwiający zwilżenie go wodą. Następnie przez mieszaninę przepuszcza się silny strumień powietrza od dołu, mieszając rudę z wodą i dodanymi substancjami, a pęcherzyki powietrza otaczają się cienkimi filmami olejowymi i tworzą pianę. W procesie mieszania cząstki pływającego minerału pokrywają się warstwą zaadsorbowanych cząsteczek zbierających, przyklejają się do pęcherzyków wdmuchiwanego powietrza, unoszą się wraz z nimi do góry i pozostają w pianie; cząstki skały płonnej zwilżone wodą osiadają na dnie. Piankę zbiera się i prasuje, uzyskując rudę o znacznie wyższej zawartości metalu.

Aby przywrócić niektóre metale z ich tlenków, zamiast węgla stosuje się wodór, krzem, aluminium, magnez i inne pierwiastki.

Proces redukcji metalu z tlenku przy użyciu innego metalu nazywa się metalotermią. Jeżeli w szczególności jako środek redukujący stosuje się aluminium, proces ten nazywa się aluminotermią.

Elektroliza jest również bardzo ważną metodą otrzymywania metali. Niektóre z najbardziej aktywnych metali otrzymuje się wyłącznie poprzez elektrolizę, ponieważ wszystkie inne środki nie są wystarczająco energetyczne, aby zredukować ich jony.

NIEMETALE

Pozycja pierwiastków niemetalicznych w układzie okresowym pierwiastków chemicznych. Będąc w naturze. Ogólne właściwości chemiczne i fizyczne.

Istnieje stosunkowo niewiele elementów niemetalicznych w porównaniu z elementami metalowymi. Ich umiejscowienie w układzie okresowym pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew znajduje odzwierciedlenie w tabeli nr 1.

Tabela nr 1.

Jak widać z tabeli nr 1, pierwiastki niemetaliczne zlokalizowane są głównie w prawej górnej części układu okresowego. Ponieważ w okresach od lewej do prawej zwiększają się ładunki jądrowe atomów pierwiastków i zmniejszają się promienie atomowe, a w grupach od góry do dołu promienie atomowe również rosną, jasne jest, dlaczego atomy niemetali przyciągają zewnętrzne elektrony silniej niż atomy metali. Pod tym względem niemetale mają dominujące właściwości utleniające. Szczególnie silne właściwości utleniające, tj. Zdolność do przyłączania elektronów wykazują niemetale znajdujące się w II i III okresie grup VI-VII. Najsilniejszym utleniaczem jest fluor. Zgodnie z wartościami liczbowymi względnych elektroujemności, zdolności utleniające niemetali rosną w następującej kolejności:

Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

W związku z tym fluor oddziałuje najbardziej energetycznie z wodorem i metalami:

H3 + F2  2HF

Tlen reaguje mniej energicznie:

2H3 +O2  2H3 O

Fluor jest najbardziej typowym niemetalem, który nie ma właściwości redukujących, tj. zdolność do oddawania elektronów w reakcjach chemicznych.

Tlen, sądząc po jego związkach z fluorem, może również wykazywać dodatni stopień utlenienia, tj. być restauratorem.

Wszystkie inne niemetale wykazują właściwości redukujące. Co więcej, właściwości te stopniowo rosną od tlenu do krzemu: O, Cl, N, I, S, C, P, H, B, Si. Przykładowo chlor nie łączy się bezpośrednio z tlenem, ale pośrednio można otrzymać jego tlenki (Cl2O, ClO2, Cl2O2), w których chlor wykazuje dodatni stopień utlenienia. W wysokich temperaturach azot bezpośrednio łączy się z tlenem i dlatego wykazuje właściwości redukujące. Siarka jeszcze łatwiej reaguje z tlenem: wykazuje także właściwości utleniające.

Przejdźmy dalej do rozważenia struktury cząsteczek niemetalowych. Niemetale tworzą cząsteczki jednoatomowe i dwuatomowe.

Do niemetali jednoatomowych zaliczają się gazy obojętne, które praktycznie nie reagują nawet z większością substancji aktywnych. Gazy szlachetne znajdują się w VIII Grupie Układu Okresowego, a wzory chemiczne odpowiednich substancji prostych są następujące: He, Ne, Ar, Kr, Xe i Rn.

Niektóre niemetale tworzą cząsteczki dwuatomowe. Są to H3, F2, Cl2, Br2, I2 (pierwiastki z VII grupy układu okresowego), a także tlen O2 i azot N2. Ozon gazowy (O3) składa się z cząsteczek trójatomowych.

W przypadku substancji niemetalicznych znajdujących się w stanie stałym utworzenie wzoru chemicznego jest dość trudne. Atomy węgla w graficie są połączone ze sobą na różne sposoby. W powyższych strukturach trudno jest wyizolować pojedynczą cząsteczkę. Pisząc wzory chemiczne takich substancji, podobnie jak w przypadku metali, przyjmuje się założenie, że substancje te składają się wyłącznie z atomów. Wzory chemiczne w tym przypadku są zapisywane bez indeksów dolnych - C, Si, S itp.

Proste substancje, takie jak ozon i tlen, które mają ten sam skład jakościowy (obie składają się z tego samego pierwiastka – tlenu), ale różnią się liczbą atomów w cząsteczce, mają różne właściwości. Zatem tlen nie ma zapachu, podczas gdy ozon ma ostry zapach, który wyczuwamy podczas burzy. Właściwości twardych niemetali, grafitu i diamentu, które również mają ten sam skład jakościowy, ale inną strukturę, znacznie się różnią (grafit jest kruchy, diament jest twardy). Zatem o właściwościach substancji decyduje nie tylko jej skład jakościowy, ale także liczba atomów zawartych w cząsteczce substancji i sposób ich połączenia.

Niemetale w postaci ciał prostych występują w stanie stałym lub gazowym (z wyjątkiem bromu, który jest cieczą). Nie mają właściwości fizycznych właściwych metalom. Stałe niemetale nie mają charakterystycznego połysku metali, są zwykle kruche i źle przewodzą prąd i ciepło (z wyjątkiem grafitu).

Ogólne właściwości chemiczne niemetali.

Tlenki niemetali zaliczamy do tlenków kwasowych, które odpowiadają kwasom. Niemetale tworzą z wodorem związki gazowe (na przykład HCl, H3S, NH4). Wodne roztwory niektórych z nich (na przykład halogenowodorów) są mocnymi kwasami. W przypadku metali typowe niemetale dają związki z wiązaniami jonowymi (na przykład NaCl). Niemetale mogą w pewnych warunkach reagować ze sobą tworząc związki z kowalencyjnymi wiązaniami polarnymi (H3O, HCl) i niepolarnymi (CO2).

Wraz z wodorem niemetale tworzą lotne związki, takie jak fluorowodór HF, siarkowodór H3S, amoniak NH4, metan CH5. Po rozpuszczeniu w wodzie wodorowe związki halogenów, siarki, selenu i telluru tworzą kwasy o tym samym wzorze co same związki wodoru: HF, HCl, HCl, HBr, HI, H3S, H3Se, H3Te.

Kiedy amoniak rozpuszcza się w wodzie, powstaje woda amoniakalna, zwykle oznaczana wzorem NH5OH i nazywana wodorotlenkiem amonu. Jest on również oznaczony wzorem NH4 · H3O i nazywany jest hydratem amoniaku.

Wraz z tlenem niemetale tworzą tlenki kwasowe. W niektórych tlenkach wykazują maksymalny stopień utlenienia równy numerowi grupy (np. SO2, N2O5), podczas gdy w innych jest on niższy (np. SO2, N2O3). Tlenki kwasowe odpowiadają kwasom, a z dwóch kwasów tlenowych jednego niemetalu silniejszy jest ten, w którym wykazuje on wyższy stopień utlenienia. Na przykład kwas azotowy HNO3 jest silniejszy niż kwas azotawy HNO2, a kwas siarkowy H3SO4 jest silniejszy niż kwas siarkawy H3SO3.

Budowa i właściwości substancji prostych – niemetali.

Najbardziej typowe niemetale mają strukturę molekularną, podczas gdy mniej typowe mają strukturę niemolekularną. To wyjaśnia różnicę w ich właściwościach. Widać to wyraźnie na wykresie nr 2.

Tabela nr 2

Krystaliczny bor B (podobnie jak krystaliczny krzem) ma bardzo wysoką temperaturę topnienia (2075°C) i dużą twardość. Przewodność elektryczna boru znacznie wzrasta wraz ze wzrostem temperatury, co umożliwia jego szerokie zastosowanie w technologii półprzewodników. Dodatek boru do stali i stopów aluminium, miedzi, niklu itp. poprawia ich właściwości mechaniczne.

Borki (związki boru z niektórymi metalami, np. tytanem: TiB, TiB2) są niezbędne przy produkcji części silników odrzutowych i łopatek turbin gazowych.

Jak widać ze schematu nr 2, węgiel C, krzem Si, bor B mają podobną budowę i mają pewne wspólne właściwości. Jako substancje proste występują w dwóch postaciach – krystalicznej i amorficznej. Krystaliczne formy tych pierwiastków są bardzo twarde i mają wysoką temperaturę topnienia. Krzem krystaliczny ma właściwości półprzewodnikowe.

Wszystkie te pierwiastki tworzą związki z metalami – węglikami, krzemkami i borkami (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Niektóre z nich mają większą twardość, np. Fe3C, TiB. Węglik wapnia służy do produkcji acetylenu.

Jeśli porównamy rozmieszczenie elektronów na orbitali w atomach fluoru, chloru i innych halogenów, możemy ocenić ich charakterystyczne właściwości. Atom fluoru nie ma wolnych orbitali. Zatem atomy fluoru mogą wykazywać jedynie wartościowość I i stopień utlenienia - 1. W atomach innych halogenów, np. w atomie chloru, występują wolne orbitale d na tym samym poziomie energetycznym. Dzięki temu parowanie elektronów może zachodzić na trzy różne sposoby.

W pierwszym przypadku chlor może wykazywać stopień utlenienia +3 i tworzyć kwas chlorawy HClO2, który odpowiada solom - chlorytom, na przykład chlorynowi potasu KClO2.

W drugim przypadku chlor może tworzyć związki, w których stopień utlenienia chloru wynosi +5. Do takich związków zalicza się kwas chloronowy HClO3 i jego sole – chlorany, np. chloran potasu KClO3 (sól Bertholleta).

W trzecim przypadku chlor wykazuje stopień utlenienia +7, np. w kwasie nadchlorowym HClO4, a w jego solach – nadchloranach, np. w nadchloranie potasu KClO4.

Związki tlenu i wodoru niemetali. Krótki opis ich właściwości.

Wraz z tlenem niemetale tworzą tlenki kwasowe. W niektórych tlenkach wykazują maksymalny stopień utlenienia równy numerowi grupy (np. SO2, N2O5), podczas gdy w innych jest on niższy (np. SO2, N2O3). Tlenki kwasowe odpowiadają kwasom, a z dwóch kwasów tlenowych jednego niemetalu silniejszy jest ten, w którym wykazuje on wyższy stopień utlenienia. Na przykład kwas azotowy HNO3 jest silniejszy niż kwas azotawy HNO2, a kwas siarkowy H3SO4 jest silniejszy niż kwas siarkawy H3SO3.

Charakterystyka związków tlenowych niemetali:

Właściwości tlenków wyższych (tj. tlenków zawierających pierwiastek z danej grupy o najwyższym stopniu utlenienia) stopniowo zmieniają się z zasadowych na kwaśne w okresach od lewej do prawej.

W grupach od góry do dołu właściwości kwasowe wyższych tlenków stopniowo słabną. Można to ocenić na podstawie właściwości kwasów odpowiadających tym tlenkom.

Wzrost właściwości kwasowych wyższych tlenków odpowiednich pierwiastków w okresach od lewej do prawej tłumaczy się stopniowym wzrostem ładunku dodatniego jonów tych pierwiastków.

W głównych podgrupach układu okresowego pierwiastków chemicznych właściwości kwasowe wyższych tlenków niemetali maleją od góry do dołu.

Ogólne wzory związków wodoru według grup układu okresowego pierwiastków chemicznych podano w tabeli nr 3.

Tabela nr 3.

Z metalami wodór tworzy (z pewnymi wyjątkami) związki nielotne, które są ciałami stałymi o budowie niemolekularnej. Dlatego ich temperatury topnienia są stosunkowo wysokie.

W przypadku niemetali wodór tworzy lotne związki o strukturze molekularnej. W normalnych warunkach są to gazy lub lotne ciecze.

W okresach od lewej do prawej wzrastają właściwości kwasowe lotnych związków wodorowych niemetali w roztworach wodnych. Wyjaśnia to fakt, że jony tlenu mają wolne pary elektronów, a jony wodoru mają wolny orbital, wówczas następuje proces wyglądający następująco:

H3O + HF  H4O + F

Fluorowodór w roztworze wodnym usuwa dodatnie jony wodoru, tj. wykazuje właściwości kwasowe. Proces ten ułatwia także inna okoliczność: jon tlenu ma samotną parę elektronów, a jon wodoru ma wolny orbital, dzięki czemu powstaje wiązanie donor-akceptor.

Kiedy amoniak rozpuszcza się w wodzie, zachodzi proces odwrotny. A ponieważ jony azotu mają wolną parę elektronów, a jony wodoru mają wolny orbital, powstaje dodatkowe wiązanie i powstają jony amonowe NH5+ i jony wodorotlenkowe OH-. W efekcie rozwiązanie uzyskuje podstawowe właściwości. Proces ten można wyrazić wzorem:

H3O + NH4  NH5 + OH

Cząsteczki amoniaku w roztworze wodnym przyłączają dodatnie jony wodoru, tj. amoniak wykazuje podstawowe właściwości.

Przyjrzyjmy się teraz, dlaczego wodorowy związek fluoru - fluorowodór HF - w roztworze wodnym jest kwasem, ale słabszym niż kwas solny. Wyjaśnia to fakt, że promienie jonów fluoru są znacznie mniejsze niż promienie jonów chloru. Dlatego jony fluoru przyciągają jony wodoru znacznie silniej niż jony chloru. Pod tym względem stopień dysocjacji kwasu fluorowodorowego jest znacznie mniejszy niż kwasu solnego, tj. kwas fluorowodorowy jest słabszy niż kwas solny.

Z podanych przykładów można wyciągnąć następujące ogólne wnioski: :

W okresach od lewej do prawej wzrasta ładunek dodatni jonów pierwiastków. Pod tym względem poprawiają się właściwości kwasowe lotnych związków wodoru pierwiastków w roztworach wodnych.

W grupach od góry do dołu ujemnie naładowane aniony coraz mniej przyciągają dodatnio naładowane jony wodoru H+. Pod tym względem ułatwia się proces eliminacji jonów wodorowych H+ i zwiększają się właściwości kwasowe związków wodorowych.

Wodorowe związki niemetali, które w roztworach wodnych mają właściwości kwasowe, reagują z zasadami. Wodorowe związki niemetali, które w roztworach wodnych mają zasadowe właściwości, reagują z kwasami.

Aktywność oksydacyjna związków wodorowych niemetali w grupach od góry do dołu znacznie wzrasta. Na przykład niemożliwe jest chemiczne utlenienie fluoru ze związku wodoru HF, ale chlor można utlenić ze związku wodoru HCl przy użyciu różnych środków utleniających. Wyjaśnia to fakt, że w grupach od góry do dołu promienie atomowe gwałtownie rosną, a zatem przenoszenie elektronów staje się łatwiejsze.

metale i niemetale, czasami nazywane półmetalami... 85) odnoszą się metale, a po prawej - głównie do niemetale. Ta granica nie jest wystarczająco wyraźna.... STRUKTURA KRYSTALICZNA METALE Własność ogólna metale i stopy -...

1. Metale (5)

   Streszczenie >> Chemia

   Redukcja ich jonów. Właściwości chemiczne metale I. Reakcje z niemetale 1) Z tlenem: 2Mg0 + O2 2Mg… . Żelazo jest dość aktywne chemicznie metal. Interakcja niemetale. Po podgrzaniu żelazo reaguje...

Niemetale występują w przyrodzie częściej niż metale. W skład powietrza wchodzą: azot, tlen, gazy obojętne. Złoża siarki rodzimej w regionie karpackim należą do największych na świecie. Przemysłowym złożem grafitu na Ukrainie jest złoże Zavalevskoe, z którego surowców korzysta Kombinat Grafitowy Mariupol. W obwodzie żytomierskim na Wołyniu odkryto złoża skał mogących zawierać diamenty, ale nie odkryto jeszcze złóż komercyjnych. Atomy pierwiastków niemetalicznych tworzą różne złożone substancje, wśród których dominują tlenki i sole.

Zastosowanie niemetali

Tlen:

Procesy oddychania

Spalanie,

Metabolizm i energia

Produkcja metalu.

Wodór:

produkcja amoniaku,

Kwas chlorkowy,

metanol,

Przekształcenie tłuszczów ciekłych w stałe,

Spawanie i cięcie metali ogniotrwałych,

Odzyskiwanie metali z rud.

Siarka:

Przygotowanie kwasu siarczanowego,

Produkcja gumy z gumy,

Produkcja zapałek,

czarny proszek,

Produkcja leków.

Składnik materiałów pochłaniających neutrony reaktorów jądrowych,

Ochrona powierzchni wyrobów stalowych przed korozją,

W technologii półprzewodników

Produkcja przetworników energii cieplnej na energię elektryczną.

Azot:

gazowy:

Do produkcji amoniaku,

Aby stworzyć obojętne środowisko podczas spawania metali,

W instalacjach próżniowych

Lampy elektryczne,

płyn :

Jako czynnik chłodniczy w układach chłodniczych,

Medycyna.

Fosfor:

Biały

Do produkcji czerwonego fosforu,

Czerwony

Do produkcji zapałek.

Krzem:

W elektronice i elektrotechnice do produkcji:

Tranzystory,

fotokomórki,

Do produkcji stopów.

Chlor:

Produkcja kwasu chlorkowego,

rozpuszczalniki organiczne,

Leki,

Monomery do produkcji tworzyw sztucznych,

wybielacze,

Jako środek dezynfekujący.

Węgiel:

diament:

Produkcja narzędzi wiertniczych i skrawających,

materiał ścierny,

Biżuteria,

grafit:

Produkcja odlewnicza, hutnicza, radiotechniczna,

Produkcja akumulatorów,

W przemyśle naftowym i gazowym do operacji wiertniczych,

Produkcja powłok antykorozyjnych,

Szpachlówki redukujące tarcie,

Adsorpcja.

Adsorpcja to zdolność niektórych substancji (w szczególności węgla) do zatrzymywania na swojej powierzchni cząstek innych substancji (gazu lub substancji rozpuszczonej).

O zdolności adsorpcji węgla Jego zastosowanie w medycynie do celów leczniczych opiera się na tabletkach lub kapsułkach z węglem aktywnym. Używa się ich wewnętrznie do zatruć. Aby przywrócić zdolność adsorbentu do adsorbowania i usuwania zaadsorbowanej substancji, wystarczy ogrzewanie. Wykorzystana zdolność adsorpcji węgla Nikołaj Dmitriewicz Zelinski wynaleziony przez niego w 1915 roku węglowa maska ​​gazowa– środki ochrony indywidualnej dróg oddechowych, twarzy i oczu człowieka przed narażeniem na substancje szkodliwe. W 1916 roku uruchomiono przemysłową produkcję masek przeciwgazowych, które podczas I wojny światowej uratowały życie setkom tysięcy żołnierzy. Ulepszona maska ​​​​gazowa jest nadal używana.