Nekovy v prírode. Pôvodné nekovy N2 a O2 (vo vzduchu), síra (v zemskej kôre) sa nachádzajú v prírode, ale častejšie sa nekovy v prírode nachádzajú v chemicky viazanej forme. V prvom rade je to voda a v nej rozpustené soli, potom minerály a horniny (napríklad rôzne silikáty, hlinitokremičitany, fosforečnany, boritany, sírany a uhličitany). Pokiaľ ide o prevalenciu v zemskej kôre, nekovy zaberajú rôzne miesta: od troch najbežnejších prvkov (O, Si, H) až po veľmi zriedkavé prvky (As, Se, I, Te).

Chémia 9. ročník

„Chémia nekovov“ - Chemická štruktúra a vlastnosti kovov a nekovov. Alotropia uhlíka. Postavenie kovov v periodickej tabuľke chemických prvkov. Prezentácia hodiny chémie pre 9. ročník. Nekovy v prírode. Nekovy. Červený fosfor. Téma: NEKOVY. Kyslík. M. Alotropia. Fyzikálne vlastnosti nekovov. Diamant. Medzi nekovy patrí aj vodík H a inertné plyny. Všeobecné charakteristiky a vlastnosti nekovov.

„Nekovy“ - ROZSAH ELEKTRONEGATIVITY NEKOVOV. Pevný uhlíkový kremík. Čo vysvetľuje rôznorodosť stavu agregácie nekovov. Mriežka) Červený fosfor - biely fosfor (štruktúra molekúl P2 a P4). Je podľa vás v tabuľke viac kovov alebo neziskoviek? Test. Nekovy. Príklady: Diamant - grafit (kryštál. Učiteľka chémie 9. ročníka Kuleshova S.E. Kvapalný bróm. Alotropia. Vymenujte najaktívnejšie a najsilnejšie nekovy. Kyslík O2 a Ozón O3. Stav agregácie. Plynný Kyslík, vodík. Fyzikálne vlastnosti.

"Halogénová chémia" - Biologická úloha chlóru. Výsledky výskumu. Enzýmy sa aktivujú v kyslom prostredí pri 37-38 °C. Výsledky štúdia distribúcie v prírode. Podieľa sa na tvorbe kyseliny chlorovodíkovej, látkovej premene a stavbe tkanív. Závery a odporúčania. Biologická úloha brómu. Rozpustenie bromidu sodného vo vode Žltá zrazenina AgBra. Ciele a ciele. Výsledky výskumu o objave halogénov. Vyhliadky projektu. 2011, obec Petropavlovskoye.

„Alkadiénová chémia“ - Alkadiény s izolovanými dvojitými väzbami. C-Sp3 hybridizácia centrálneho atómu. Hodina chémie v 9. ročníku Vyučujúca: Dvornichena L.V. Aktualizácia predtým získaných vedomostí. Allene štruktúrny diagram. Alkadiény: štruktúra, nomenklatúra, homológy, izoméria. Hra. Najvzdialenejší atóm je C-Sp2 hybridizácia. Alkadiény s kumulovaným usporiadaním dvojitých väzieb. Nomenklatúra alkadiénov. Konjugované alkadiény.

“Chemická rovnováha” - Úloha 2: Napíšte kinetické rovnice pre chemické reakcie. Nezvratné. Zmeny v dopredných a spätných reakčných rýchlostiach v procese vytvárania chemickej rovnováhy. Chemická bilancia. Vpr=Vrev. Úloha 1: Napíšte faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemických reakcií. Možnosť I hcl + O2?H2O + cl2. Chemické reakcie. II možnosť H2S + SO2? S + H2O. Reverzibilné.

"Charakteristika kovov" - Použitie kovov v ľudskom živote. Vlastnosti kovov. Všeobecné charakteristiky. Dobrá elektrická vodivosť. Všeobecné vlastnosti kovov. Hľadanie kovov v prírode. Rôzne kovy. Ostatné kovy korodujú, ale nehrdzavejú. Kovy tvoria jeden zo základov civilizácie na planéte Zem. Hrdza a korózia kovov. Kovy. Obsah práce: Z liečivých prípravkov s obsahom ušľachtilých kovov sú to najčastejšie lapis, protargol a pod.

1. Kovy reagujú s nekovmi.

2 Ja + n Hal 2 → 2 MeHal n

4Li + O2 = 2Li20

Alkalické kovy, s výnimkou lítia, tvoria peroxidy:

2Na + 02 = Na202

2. Kovy predchádzajúce vodíku reagujú s kyselinami (okrem kyseliny dusičnej a sírovej) a uvoľňujú vodík

Me + HCl → soľ + H2

2 Al + 6 HCl -> 2 AlCl3 + 3 H2

Pb + 2 HCl → PbCl2↓ + H2

3. Aktívne kovy reagujú s vodou za vzniku alkálií a uvoľňujú vodík.

2Me+ 2n H20 -> 2Me(OH)n+ n H 2

Produktom oxidácie kovu je jeho hydroxid – Me(OH)n (kde n je oxidačný stav kovu).

Napríklad:

Ca + 2H20 -> Ca(OH)2 + H2

4. Kovy so strednou aktivitou reagujú s vodou pri zahrievaní za vzniku oxidu kovu a vodíka.

2Me + nH20 -> Me20n + nH2

Oxidačným produktom pri takýchto reakciách je oxid kovu Me20n (kde n je oxidačný stav kovu).

3Fe + 4H20 → Fe203FeO + 4H2

5. Kovy po vodíku nereagujú s vodou a kyslými roztokmi (okrem koncentrácie dusíka a síry)

6. Aktívnejšie kovy vytláčajú menej aktívne z roztokov ich solí.

CuSO 4 + Zn = Zn SO 4 + Cu

CuSO 4 + Fe = Fe SO 4 + Cu

Aktívne kovy - zinok a železo - nahradili meď v sírane a vytvorili soli. Zinok a železo sa oxidovali a meď sa redukovala.

7. Halogény reagujú s vodou a alkalickým roztokom.

Fluór, na rozdiel od iných halogénov, oxiduje vodu:

2H 2 O+2F 2 = 4HF + 0 2 .

v chlade: Cl2+2KOH=KClO+KCl+H2OCl2+2KOH=KClO+KCl+H2O vzniká chlorid a chlórnan

pri zahriatí: vzniká 3Cl2+6KOH−→KClO3+5KCl+3H2O3Cl2+6KOH→t,∘CKClO3+5KCl+3H2O lorid a chlorečnan

8 Aktívne halogény (okrem fluóru) vytláčajú menej aktívne halogény z roztokov ich solí.

9. Halogény nereagujú s kyslíkom.

10. Amfotérne kovy (Al, Be, Zn) reagujú s roztokmi zásad a kyselín.

3Zn+4H2S04= 3 ZnS04+S+4H20

11. Horčík reaguje s oxidom uhličitým a oxidom kremičitým.

2Mg + C02 = C + 2MgO

Si02+2Mg=Si+2MgO

12. Alkalické kovy (okrem lítia) tvoria s kyslíkom peroxidy.

2Na + 02 = Na202

3. Klasifikácia anorganických zlúčenín

Jednoduché látky – látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov rovnakého typu (atómov toho istého prvku). Pri chemických reakciách sa nemôžu rozkladať za vzniku iných látok.

Komplexné látky (alebo chemické zlúčeniny) sú látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov rôznych typov (atómov rôznych chemických prvkov). Pri chemických reakciách sa rozkladajú za vzniku niekoľkých ďalších látok.

Jednoduché látky sú rozdelené do dvoch veľkých skupín: kovy a nekovy.

Kovy – skupina prvkov s charakteristickými kovovými vlastnosťami: pevné látky (s výnimkou ortuti) majú kovový lesk, sú dobrými vodičmi tepla a elektriny, kujné (železo (Fe), meď (Cu), hliník (Al), ortuť ( Hg), zlato (Au), striebro (Ag) atď.).

Nekovy – skupina prvkov: tuhé, kvapalné (bróm) a plynné látky, ktoré nemajú kovový lesk, sú izolanty a sú krehké.

A komplexné látky sa zase delia do štyroch skupín alebo tried: oxidy, zásady, kyseliny a soli.

Oxidy - sú to zložité látky, ktorých molekuly zahŕňajú atómy kyslíka a nejakú inú látku.

Dôvody - sú to zložité látky, v ktorých sú atómy kovov spojené s jednou alebo viacerými hydroxylovými skupinami.

Z hľadiska teórie elektrolytickej disociácie sú zásady komplexné látky, ktorých disociáciou vo vodnom roztoku vznikajú katióny kovov (resp. NH4+) a hydroxidové anióny OH-.

Kyseliny - sú to zložité látky, ktorých molekuly obsahujú atómy vodíka, ktoré možno nahradiť alebo vymeniť za atómy kovov.

Soli - sú to zložité látky, ktorých molekuly pozostávajú z atómov kovov a kyslých zvyškov. Soľ je produkt čiastočného alebo úplného nahradenia atómov vodíka kyseliny kovom.

ABSTRAKT

KOVY

NEKOVY

KOVY

Štruktúra atómov kovov. Pozícia kovov v periodickej tabuľke. Skupiny kovov.

V súčasnosti je známych 107 chemických prvkov, z ktorých väčšina sú kovy. Tie sú v prírode veľmi bežné a nachádzajú sa vo forme rôznych zlúčenín v útrobách zeme, vo vodách riek, jazier, morí, oceánov, v zložení tiel zvierat, rastlín a dokonca aj v atmosfére.

Vo svojich vlastnostiach sa kovy výrazne líšia od nekovov. Prvýkrát tento rozdiel medzi kovmi a nekovmi určil M. V. Lomonosov. "Kovy," napísal, "sú pevné, tvárne, lesklé telesá."

Pri klasifikácii tohto alebo toho prvku ako kovu máme na mysli, že má určitý súbor vlastností:

1. Hustá kryštálová štruktúra.

2. Charakteristický kovový lesk.

3. Vysoká tepelná vodivosť a elektrická vodivosť.

4. Zníženie elektrickej vodivosti so zvyšujúcou sa teplotou.

5. Nízke hodnoty ionizačného potenciálu, t.j. schopnosť ľahko sa vzdať elektrónov.

6. Kujnosť a ťažnosť.

7. Schopnosť vytvárať zliatiny.

Všetky kovy a zliatiny používané v súčasnosti v technológii možno rozdeliť do dvoch hlavných skupín. Prvý z nich zahŕňa železné kovy - železo a všetky jeho zliatiny, v ktorých tvorí hlavnú časť. Týmito zliatinami sú liatiny a ocele. V technológii sa často používajú takzvané legované ocele. Patria sem ocele obsahujúce chróm, nikel, volfrám, molybdén, vanád, kobalt, titán a iné kovy. Niekedy legované ocele obsahujú 5-6 rôznych kovov. Metódou legovania sa vyrábajú rôzne cenné ocele, ktoré majú v niektorých prípadoch zvýšenú pevnosť, v iných - vysokú odolnosť proti oderu, v iných - odolnosť proti korózii, t.j. schopnosť nenechať sa ničiť vonkajším prostredím.

Do druhej skupiny patria neželezné kovy a ich zliatiny. Toto meno dostali, pretože majú rôzne farby. Napríklad meď je svetločervená, nikel, cín, striebro sú biele, olovo modro-biele, zlato žlté. Medzi zliatiny, ktoré našli široké uplatnenie v praxi: bronz je zliatina medi s cínom a inými kovmi, mosadz je zliatina medi so zinkom, babbit je zliatina cínu s antimónom a meďou atď.

Toto rozdelenie na železné a neželezné kovy je ľubovoľné.

Spolu so železnými a neželeznými kovmi existuje aj skupina ušľachtilých kovov: striebro, zlato, platina, ruténium a niektoré ďalšie. Sú pomenované tak, že prakticky neoxidujú na vzduchu ani pri zvýšených teplotách a nezničia sa, keď sú vystavené roztokom kyselín a zásad.

Fyzikálne vlastnosti kovov.

Z vonkajšej strany sa kovy, ako je známe, vyznačujú predovšetkým špeciálnym „kovovým“ leskom, ktorý je určený ich schopnosťou silne odrážať lúče svetla. Tento lesk sa však zvyčajne pozoruje len vtedy, keď kov tvorí súvislú kompaktnú hmotu. Je pravda, že horčík a hliník si zachovávajú svoj lesk, aj keď sú zredukované na prášok, ale väčšina kovov je čierna alebo tmavošedá v jemne delenej forme. Potom majú typické kovy vysokú tepelnú a elektrickú vodivosť a z hľadiska ich schopnosti viesť teplo a prúd sú umiestnené v rovnakom poradí: najlepšie vodiče sú striebro a meď, najhoršie sú olovo a ortuť. S rastúcou teplotou elektrická vodivosť klesá a s klesajúcou teplotou naopak stúpa.

Veľmi dôležitou vlastnosťou kovov je ich relatívne ľahká mechanická deformovateľnosť. Kovy sú tvárne, ľahko sa kujú, ťahajú do drôtu, valcujú do plechov atď.

Charakteristické fyzikálne vlastnosti kovov súvisia s charakteristikami ich vnútornej štruktúry. Podľa moderných názorov sa kovové kryštály skladajú z kladne nabitých iónov a voľných elektrónov odštiepených od zodpovedajúcich atómov. Celý kryštál si možno predstaviť ako priestorovú mriežku, ktorej uzly sú obsadené iónmi a v priestoroch medzi iónmi sú ľahko pohyblivé elektróny. Tieto elektróny sa neustále pohybujú z jedného atómu na druhý a otáčajú sa okolo jadra jedného alebo druhého atómu. Keďže elektróny nie sú spojené so špecifickými iónmi, už pod vplyvom malého potenciálového rozdielu sa začnú pohybovať určitým smerom, t.j. vzniká elektrický prúd.

Prítomnosť voľných elektrónov tiež určuje vysokú tepelnú vodivosť kovov. V nepretržitom pohybe sa elektróny neustále zrážajú s iónmi a vymieňajú si s nimi energiu. Preto sa vibrácie iónov, zvýšené v danej časti kovu v dôsledku zahrievania, okamžite prenášajú na susedné ióny, z nich na ďalšie atď., a tepelný stav kovu sa rýchlo vyrovnáva; celá hmota kovu má rovnakú teplotu.

Na základe ich hustoty sa kovy bežne delia do dvoch veľkých skupín: ľahké kovy, ktorých hustota nie je väčšia ako 5 g/cm3, a ťažké kovy - všetky ostatné. Hustota, ako aj teploty topenia niektorých kovov sú uvedené v tabuľke č.1.

Tabuľka č.1

Hustota a teplota topenia niektorých kovov.

Častice kovov v pevnom a kvapalnom skupenstve sú spojené špeciálnym typom chemickej väzby – takzvanou kovovou väzbou. Je určená súčasnou prítomnosťou bežných kovalentných väzieb medzi neutrálnymi atómami a Coulombovou príťažlivosťou medzi iónmi a voľnými elektrónmi. Kovová väzba teda nie je vlastnosťou jednotlivých častíc, ale ich agregátov.

Chemické vlastnosti kovov.

Hlavnou chemickou vlastnosťou kovov je schopnosť ich atómov ľahko sa vzdať svojich valenčných elektrónov a transformovať sa na kladne nabité ióny. Typické kovy nikdy nezískajú elektróny; ich ióny sú vždy kladne nabité.

Typické kovy, ktoré ľahko darujú svoje valenčné elektróny počas chemických reakcií, sú energetické redukčné činidlá.

Schopnosť darovať elektróny sa u jednotlivých kovov neprejavuje v rovnakej miere. Čím ľahšie sa kov vzdáva svojich elektrónov, tým je aktívnejší, tým energickejšie interaguje s inými látkami.

Ponorte kúsok zinku do roztoku olovnatej soli. Zinok sa začína rozpúšťať a z roztoku sa uvoľňuje olovo. Reakcia je vyjadrená rovnicou:

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

Z rovnice vyplýva, že táto reakcia je typickou oxidačno-redukčnou reakciou. Jeho podstata spočíva v tom, že atómy zinku odovzdávajú svoje valenčné elektróny dvojmocným iónom olova, čím sa menia na ióny zinku a ióny olova sa redukujú a uvoľňujú vo forme kovového olova. Ak urobíte opak, teda ponoríte kúsok olova do roztoku zinočnatej soli, potom nedôjde k žiadnej reakcii. To ukazuje, že zinok je aktívnejší ako olovo, že jeho atómy sa ľahšie vzdávajú elektrónov a jeho ióny ťažšie získavajú elektróny ako atómy a ióny olova.

Vytesňovanie niektorých kovov z ich zlúčenín inými kovmi prvýkrát podrobne študoval ruský vedec Beketov, ktorý zoradil kovy podľa ich klesajúcej chemickej aktivity do takzvaných „sérií vytesňovania“. V súčasnosti sa Beketovov posunový rad nazýva stresový rad.

Tabuľka č. 2 uvádza hodnoty štandardných elektródových potenciálov niektorých kovov. Symbol Me + /Me označuje kov Me ponorený do roztoku jeho soli. Štandardné potenciály elektród pôsobiacich ako redukčné činidlá vzhľadom na vodík majú znamienko „-“ a znamienko „+“ označuje štandardné potenciály elektród pôsobiacich ako oxidačné činidlá.

Tabuľka č.2

Štandardné elektródové potenciály kovov.

Kovy usporiadané v rastúcom poradí podľa ich štandardných elektródových potenciálov tvoria elektrochemický rad kovových napätí: 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.

Chemické vlastnosti kovov charakterizuje niekoľko napätí:

1. Čím je elektródový potenciál kovu nižší, tým je jeho redukčná schopnosť väčšia.

2. Každý kov je schopný vytesniť (redukovať) z roztokov solí tie kovy, ktoré sú za ním v sérii napätí.

3. Všetky kovy, ktoré majú záporný štandardný elektródový potenciál, to znamená, že sa nachádzajú v sérii napätia naľavo od vodíka, sú schopné vytesniť ho z kyslých roztokov.

Treba poznamenať, že prezentovaná séria charakterizuje správanie kovov a ich solí iba vo vodných roztokoch a pri izbovej teplote. Okrem toho je potrebné mať na pamäti, že vysoká elektrochemická aktivita kovov neznamená vždy ich vysokú chemickú aktivitu. Napríklad séria napätí začína lítiom, zatiaľ čo chemicky aktívnejšie rubídium a draslík sú umiestnené napravo od lítia. Je to spôsobené výnimočne vysokou energiou hydratačného procesu lítiových iónov v porovnaní s iónmi iných alkalických kovov.

Korózia kovov.

Takmer všetky kovy prichádzajúce do kontaktu s okolitým plynným alebo kvapalným médiom viac či menej rýchlo podliehajú deštrukcii z povrchu. Dôvodom je chemická interakcia kovov s plynmi vo vzduchu, ako aj s vodou a látkami v nej rozpustenými.

Akýkoľvek proces chemického ničenia kovov pod vplyvom prostredia sa nazýva korózia.

Korózia sa vyskytuje najľahšie, keď kovy prichádzajú do styku s plynmi. Na povrchu kovu sa vytvárajú zodpovedajúce zlúčeniny: oxidy, zlúčeniny síry, zásadité soli kyseliny uhličitej, ktoré často pokrývajú povrch hustou vrstvou, ktorá chráni kov pred ďalším vystavením rovnakým plynom.

Iná situácia je, keď sa kov dostane do kontaktu s tekutým médiom – vodou a látkami v nej rozpustenými. Zlúčeniny vytvorené počas tohto procesu sa môžu rozpustiť, čo umožní korózii rozšíriť sa ďalej do kovu. Voda obsahujúca rozpustené látky je navyše vodičom elektrického prúdu, v dôsledku čoho neustále vznikajú elektrochemické procesy, ktoré sú jedným z hlavných faktorov spôsobujúcich a urýchľujúcich koróziu.

Čisté kovy vo väčšine prípadov takmer nepodliehajú korózii. Dokonca aj kov, akým je železo, v úplne čistej forme takmer nehrdzavie. Ale bežné technické kovy vždy obsahujú rôzne nečistoty, čo vytvára priaznivé podmienky pre koróziu.

Straty spôsobené koróziou kovov sú obrovské. Vypočítalo sa napríklad, že v dôsledku korózie ročne zahynie množstvo ocele, ktoré sa rovná približne štvrtine celkovej svetovej produkcie za rok. Preto sa veľa pozornosti venuje štúdiu koróznych procesov a hľadaniu najlepších prostriedkov, ako jej predchádzať.

Metódy boja proti korózii sú veľmi rozmanité. Najjednoduchším z nich je chrániť kovový povrch pred priamym kontaktom s prostredím prekrytím olejovou farbou, lakom, emailom, prípadne tenkou vrstvou iného kovu. Z teoretického hľadiska je obzvlášť zaujímavé poťahovanie jedného kovu druhým.

Patria sem: katódový povlak, keď je ochranný kov v napäťovej sérii napravo od ochranného (typickým príkladom je pocínovanie, to znamená pocínovaná oceľ); anodické povlakovanie, napríklad povlakovanie ocele zinkom.

Na ochranu proti korózii je vhodné pokryť kovový povrch vrstvou aktívnejšieho kovu a nie vrstvou menej aktívneho kovu. Iné úvahy si však často vynucujú použitie povlakov vyrobených z menej aktívnych kovov.

V praxi je najčastejšie potrebné prijať opatrenia na ochranu ocele ako kovu, ktorý je obzvlášť náchylný na koróziu. Okrem zinku sa medzi aktívnejšími kovmi na tento účel niekedy používa aj kadmium, ktoré pôsobí podobne ako zinok. Z menej aktívnych kovov sa na poťahovanie ocele najčastejšie používa cín, meď a nikel.

Výrobky z poniklovanej ocele majú krásny vzhľad, čo vysvetľuje rozšírené používanie poniklovania. Keď je poškodená vrstva niklu, korózia je menej intenzívna ako keď je poškodená vrstva medi (alebo cínu), pretože potenciálny rozdiel pre pár nikel-železo je oveľa menší ako pre pár meď-železo.

Medzi ďalšie spôsoby boja proti korózii patrí aj metóda protektora, ktorá spočíva v uvedení chráneného kovového predmetu do kontaktu s veľkým povrchom aktívnejšieho kovu. Do parných kotlov sa teda zavádzajú zinkové plechy, ktoré sú v kontakte so stenami kotla a tvoria s nimi galvanický pár.

Pojem zliatiny.

Charakteristickou črtou kovov je ich schopnosť vytvárať zliatiny medzi sebou alebo s nekovmi. Na vytvorenie zliatiny sa zmes kovov zvyčajne roztaví a potom ochladí rôznymi rýchlosťami, ktoré sú určené povahou komponentov a tým, ako interagujú s teplotou. Niekedy sa zliatiny vyrábajú spekaním jemných kovových práškov bez použitia tavenia (prášková metalurgia). Takže zliatiny sú produkty chemickej interakcie kovov.

Kryštalická štruktúra zliatin je v mnohom podobná čistým kovom, ktoré vzájomnou interakciou počas tavenia a následnej kryštalizácie vytvárajú: a) chemické zlúčeniny nazývané intermetalické zlúčeniny; b) tuhé roztoky; c) mechanická zmes kryštálov komponentov.

Tento alebo ten typ interakcie je určený pomerom interakčnej energie rôznych a homogénnych častíc systému, to znamená pomerom interakčných energií atómov v čistých kovoch a zliatinách.

Moderná technológia využíva obrovské množstvo zliatin a v drvivej väčšine prípadov pozostávajú nie z dvoch, ale z troch, štyroch alebo viacerých kovov. Je zaujímavé, že vlastnosti zliatin sa často výrazne líšia od vlastností jednotlivých kovov, ktoré ich tvoria. Zliatina obsahujúca 50 % bizmutu, 25 % olova, 12,5 % cínu a 12,5 % kadmia sa topí len pri 60,5 stupňoch Celzia, zatiaľ čo zložky zliatiny majú teplotu topenia 271, 327, 232 a 321 stupňov Celzia. Tvrdosť cínového bronzu (90 % medi a 10 % cínu) je trikrát vyššia ako u čistej medi a koeficient lineárnej rozťažnosti zliatin železa a niklu je 10-krát menší ako u čistých komponentov.

Niektoré nečistoty však zhoršujú kvalitu kovov a zliatin. Je napríklad známe, že liatina (zliatina železa a uhlíka) nemá pevnosť a tvrdosť, ktoré sú charakteristické pre oceľ. Okrem uhlíka sú vlastnosti ocele ovplyvnené prídavkom síry a fosforu, ktoré zvyšujú jej krehkosť.

Z vlastností zliatin sú pre praktické využitie najdôležitejšie žiaruvzdornosť, korózna odolnosť, mechanická pevnosť atď.. Pre letectvo majú veľký význam ľahké zliatiny na báze horčíka, titánu alebo hliníka, pre kovospracujúci priemysel - špeciálne zliatiny s obsahom volfrámu , kobalt a nikel. V elektronickej technike sa používajú zliatiny, ktorých hlavnou zložkou je meď. Supervýkonné magnety boli získané pomocou produktov interakcie kobaltu, samária a iných prvkov vzácnych zemín a zliatiny, ktoré sa pri nízkych teplotách vodia, boli založené na intermetalických zlúčeninách tvorených nióbom s cínom atď.

Spôsoby získavania kovov.

Prevažná väčšina kovov sa v prírode nachádza vo forme zlúčenín s inými prvkami.

Len niekoľko kovov sa nachádza vo voľnom stave a potom sa nazývajú natívne. Zlato a platina sa nachádzajú takmer výlučne v natívnej forme, striebro a meď - čiastočne v natívnej forme; Niekedy sa nachádza aj prírodná ortuť, cín a niektoré ďalšie kovy.

Zlato a platina sa získavajú buď mechanickým oddelením od horniny, v ktorej sú obsiahnuté, napríklad premytím vodou, alebo extrakciou z horniny pomocou rôznych činidiel, po ktorej nasleduje izolácia kovu z roztoku. Všetky ostatné kovy sa získavajú chemickým spracovaním ich prírodných zlúčenín.

Minerály a horniny obsahujúce zlúčeniny kovov a vhodné na priemyselnú výrobu týchto kovov sa nazývajú rudy. Hlavnými rudami sú oxidy kovov, sulfidy a uhličitany.

Najdôležitejšia metóda získavania kovov z rúd je založená na redukcii ich oxidov uhlím.

Ak napríklad zmiešate červenú medenú rudu (cuprite) Cu 2 O s uhlím a vystavíte ho vysokej teplote, potom sa uhlie, redukujúce meď, zmení na oxid uhličitý (II) a meď sa uvoľní v roztavenom stave. štát:

Cu20 + C = 2 Cu + CO

Rovnakým spôsobom sa liatina taví zo železných rúd, cín sa získava z cínového kameňa SnO 2 a uskutočňuje sa redukcia ostatných kovov z oxidov.

Pri spracovaní sírnych rúd sa zlúčeniny síry najskôr vypálením v špeciálnych peciach premenia na zlúčeniny kyslíka a následne sa vzniknuté oxidy redukujú uhlím. Napríklad:

2ZnS + 302 = 2ZnO + 2SO2

ZnO + C = Zn + CO

V prípadoch, keď je ruda soľou kyseliny uhličitej, môže sa priamo redukovať uhlím, ako sú oxidy, pretože pri zahrievaní sa uhličitany rozkladajú na oxid kovu a oxid uhličitý. Napríklad:

ZnC03 = ZnO + C02

Zvyčajne rudy okrem chemickej zlúčeniny tohto kovu obsahujú aj mnohé nečistoty vo forme piesku, hliny, vápenca, ktoré sa veľmi ťažko tavia. Na uľahčenie tavenia kovu sa s rudou miešajú rôzne látky, ktoré tvoria taviteľné zlúčeniny s nečistotami - troskou. Takéto látky sa nazývajú toky. Ak nečistota pozostáva z vápenca, potom sa ako tavivo používa piesok, ktorý tvorí kremičitan vápenatý s vápencom. Naopak, v prípade veľkého množstva piesku slúži ako tavivo vápenec.

V mnohých rudách je množstvo nečistôt (odpadov) také veľké, že priame tavenie kovov z týchto rúd je ekonomicky nerentabilné. Takéto rudy sú predbežne „obohatené“, to znamená, že sa z nich odstránia niektoré nečistoty. Rozšírený je najmä flotačný spôsob zhodnocovania rudy (flotácia), založený na rozdielnej zmáčavosti čistej rudy a odpadovej horniny.

Technika flotačnej metódy je veľmi jednoduchá a v podstate sa scvrkáva na nasledujúce. Ruda, pozostávajúca napríklad z kovovej síry a silikátovej odpadovej horniny, sa jemne melie a plní vodou vo veľkých kadiach. Do vody sa pridáva určitá nízkopolárna organická látka, ktorá pri miešaní vody podporuje tvorbu stabilnej peny, a malé množstvo špeciálneho činidla, takzvaného „kolektora“, ktoré sa dobre adsorbuje na povrchu vody. plávajúci minerál a znemožňuje ho zmáčať vodou. Potom sa cez zmes zospodu preháňa silný prúd vzduchu, ktorý mieša rudu s vodou a pridanými látkami a vzduchové bubliny sú obklopené tenkými olejovými filmami a vytvárajú penu. Počas procesu miešania sú častice plaveného minerálu pokryté vrstvou adsorbovaných kolektorových molekúl, priľnú k bublinám fúkaného vzduchu, stúpajú s nimi nahor a zostávajú v pene; častice odpadovej horniny zmáčané vodou sa usadzujú na dne. Pena sa zbiera a lisuje, čím sa získa ruda s výrazne vyšším obsahom kovu.

Na obnovu niektorých kovov z ich oxidov sa namiesto uhlia používa vodík, kremík, hliník, horčík a ďalšie prvky.

Proces redukcie kovu z jeho oxidu pomocou iného kovu sa nazýva metalotermia. Ak sa ako redukčné činidlo používa najmä hliník, proces sa nazýva aluminotermia.

Elektrolýza je tiež veľmi dôležitou metódou získavania kovov. Niektoré z najaktívnejších kovov sa získavajú výlučne elektrolýzou, pretože všetky ostatné prostriedky nie sú dostatočne energetické na redukciu ich iónov.

NEKOVY

Postavenie nekovových prvkov v periodickej tabuľke chemických prvkov. Byť v prírode. Všeobecné chemické a fyzikálne vlastnosti.

V porovnaní s kovovými prvkami je relatívne málo nekovových prvkov. Ich umiestnenie v periodickej tabuľke chemických prvkov D.I. Mendelejev sa odráža v tabuľke č.1.

Tabuľka č.1.

Ako je zrejmé z tabuľky č.1, nekovové prvky sa nachádzajú najmä v pravej hornej časti periodickej tabuľky. Keďže v periódach zľava doprava sa jadrové náboje atómov prvkov zvyšujú a polomery atómov zmenšujú a v skupinách zhora nadol sa tiež zväčšujú polomery atómov, je jasné, prečo atómy nekovov priťahujú vonkajšie elektróny silnejšie ako atómy kovov. V tomto ohľade majú nekovy prevládajúce oxidačné vlastnosti. Obzvlášť silné oxidačné vlastnosti, t.j. Schopnosť pripájať elektróny vykazujú nekovy nachádzajúce sa v 2. a 3. perióde skupín VI-VII. Najsilnejším oxidačným činidlom je fluór. V súlade s číselnými hodnotami relatívnych elektronegativít sa oxidačné schopnosti nekovov zvyšujú v nasledujúcom poradí:

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

V dôsledku toho fluór interaguje energeticky najviac s vodíkom a kovmi:

H3 + F2  2HF

Kyslík reaguje menej energicky:

2H3 + O2  2H30

Fluór je najtypickejší nekov, ktorý nemá redukčné vlastnosti, t.j. schopnosť darovať elektróny v chemických reakciách.

Kyslík, súdiac podľa jeho zlúčenín s fluórom, môže vykazovať aj kladný oxidačný stav, t.j. byť reštaurátorom.

Všetky ostatné nekovy vykazujú redukčné vlastnosti. Okrem toho sa tieto vlastnosti postupne zvyšujú od kyslíka po kremík: O, Cl, N, I, S, C, P, H, B, Si. Napríklad chlór sa nespája priamo s kyslíkom, ale nepriamo je možné získať jeho oxidy (Cl2O, ClO2, Cl2O2), v ktorých chlór vykazuje kladný oxidačný stav. Pri vysokých teplotách sa dusík priamo spája s kyslíkom, a preto vykazuje redukčné vlastnosti. Síra ešte ľahšie reaguje s kyslíkom: má tiež oxidačné vlastnosti.

Prejdime k úvahe o štruktúre nekovových molekúl. Nekovy tvoria monoatomické aj dvojatómové molekuly.

Monatomické nekovy zahŕňajú inertné plyny, ktoré prakticky nereagujú ani s najaktívnejšími látkami. Vzácne plyny sa nachádzajú v skupine VIII periodickej tabuľky a chemické vzorce zodpovedajúcich jednoduchých látok sú nasledovné: He, Ne, Ar, Kr, Xe a Rn.

Niektoré nekovy tvoria dvojatómové molekuly. Sú to H3, F2, Cl2, Br2, I2 (prvky skupiny VII periodickej tabuľky), ako aj kyslík O2 a dusík N2. Plynný ozón (O3) pozostáva z trojatómových molekúl.

Pre nekovové látky, ktoré sú v pevnom stave, je pomerne ťažké vytvoriť chemický vzorec. Atómy uhlíka v grafite sú navzájom spojené rôznymi spôsobmi. V daných štruktúrach je ťažké izolovať jednu molekulu. Pri písaní chemických vzorcov pre takéto látky, ako v prípade kovov, sa zavádza predpoklad, že takéto látky pozostávajú iba z atómov. Chemické vzorce sú v tomto prípade napísané bez indexov - C, Si, S atď.

Jednoduché látky ako ozón a kyslík, ktoré majú rovnaké kvalitatívne zloženie (obe pozostávajú z rovnakého prvku – kyslíka), ale líšia sa počtom atómov v molekule, majú rôzne vlastnosti. Kyslík teda nemá žiadny zápach, zatiaľ čo ozón má štipľavý zápach, ktorý cítime počas búrky. Vlastnosti tvrdých nekovov, grafitu a diamantu, ktoré majú tiež rovnaké kvalitatívne zloženie, ale odlišnú štruktúru, sa výrazne líšia (grafit je krehký, diamant je tvrdý). Vlastnosti látky sú teda určené nielen jej kvalitatívnym zložením, ale aj tým, koľko atómov je obsiahnutých v molekule látky a ako sú navzájom spojené.

Nekovy vo forme jednoduchých telies sú v pevnom alebo plynnom stave (okrem brómu, ktorý je kvapalný). Nemajú fyzikálne vlastnosti vlastné kovom. Pevné nekovy nemajú taký lesk ako kovy, sú zvyčajne krehké a nevedú dobre elektrinu ani teplo (s výnimkou grafitu).

Všeobecné chemické vlastnosti nekovov.

Oxidy nekovov sú klasifikované ako kyslé oxidy, ktoré zodpovedajú kyselinám. S vodíkom tvoria nekovy plynné zlúčeniny (napríklad HCl, H3S, NH4). Vodné roztoky niektorých z nich (napríklad halogenovodíky) sú silné kyseliny. S kovmi tvoria typické nekovy zlúčeniny s iónovými väzbami (napríklad NaCl). Nekovy môžu za určitých podmienok medzi sebou reagovať a vytvárať zlúčeniny s kovalentnými polárnymi (H3O, HCl) a nepolárnymi väzbami (CO2).

S vodíkom nekovy tvoria prchavé zlúčeniny, ako je fluorovodík HF, sírovodík H3S, amoniak NH4, metán CH5. Po rozpustení vo vode vodíkové zlúčeniny halogénov, síry, selénu a telúru tvoria kyseliny rovnakého vzorca ako samotné vodíkové zlúčeniny: HF, HCl, HCl, HBr, HI, H3S, H3Se, H3Te.

Keď sa amoniak rozpustí vo vode, vytvorí sa amoniakálna voda, zvyčajne označovaná vzorcom NH5OH a nazývaná hydroxid amónny. Označuje sa tiež vzorcom NH4 H3O a nazýva sa hydrát amoniaku.

S kyslíkom tvoria nekovy kyslé oxidy. V niektorých oxidoch vykazujú maximálny oxidačný stav rovný číslu skupiny (napríklad SO2, N2O5), zatiaľ čo v iných je nižší (napríklad SO2, N2O3). Kyslé oxidy zodpovedajú kyselinám a z dvoch kyslíkatých kyselín jedného nekovu je silnejšia tá, v ktorej vykazuje vyšší oxidačný stav. Napríklad kyselina dusičná HNO3 je silnejšia ako kyselina dusitá HNO2 a kyselina sírová H3SO4 je silnejšia ako kyselina sírová H3SO3.

Štruktúra a vlastnosti jednoduchých látok - nekovov.

Najtypickejšie nekovy majú molekulárnu štruktúru, zatiaľ čo tie menej typické majú nemolekulárnu štruktúru. To vysvetľuje rozdiel v ich vlastnostiach. Jasne to odzrkadľuje diagram č.2.

Tabuľka č.2

Kryštalický bór B (ako kryštalický kremík) má veľmi vysokú teplotu topenia (2075 °C) a vysokú tvrdosť. Elektrická vodivosť bóru sa výrazne zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou, čo umožňuje jeho široké využitie v polovodičovej technológii. Prídavok bóru do ocele a zliatin hliníka, medi, niklu atď. zlepšuje ich mechanické vlastnosti.

Boridy (zlúčeniny bóru s určitými kovmi, napr. titán: TiB, TiB2) sú nevyhnutné pri výrobe častí prúdových motorov a lopatiek plynových turbín.

Ako je zrejmé z diagramu č.2, uhlík C, kremík Si, bór B majú podobnú štruktúru a niektoré spoločné vlastnosti. Ako jednoduché látky sa nachádzajú v dvoch formách – kryštalickej a amorfnej. Kryštalické formy týchto prvkov sú veľmi tvrdé, s vysokými teplotami topenia. Kryštalický kremík má polovodičové vlastnosti.

Všetky tieto prvky tvoria zlúčeniny s kovmi - karbidy, silicidy a boridy (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Niektoré z nich majú väčšiu tvrdosť, napríklad Fe3C, TiB. Karbid vápnika sa používa na výrobu acetylénu.

Ak porovnáme usporiadanie elektrónov v orbitáloch v atómoch fluóru, chlóru a iných halogénov, môžeme posúdiť ich charakteristické vlastnosti. Atóm fluóru nemá žiadne voľné orbitály. Preto môžu atómy fluóru vykazovať len valenciu I a oxidačný stav - 1. V atómoch iných halogénov, napríklad v atóme chlóru, sú na rovnakej energetickej úrovni voľné d-orbitály. Vďaka tomu môže dôjsť k párovaniu elektrónov tromi rôznymi spôsobmi.

V prvom prípade môže chlór vykazovať oxidačný stav +3 a vytvárať kyselinu chlórnu HClO2, čo zodpovedá soliam - chloritanom, napríklad chloritanu draselnému KClO2.

V druhom prípade môže chlór vytvárať zlúčeniny, v ktorých je oxidačný stav chlóru +5. Medzi takéto zlúčeniny patrí kyselina chlórová HClO3 a jej soli - chlorečnany, napríklad chlorečnan draselný KClO3 (Bertholletova soľ).

V treťom prípade vykazuje chlór oxidačný stav +7, napríklad v kyseline chloristej HClO4 a v jej soliach - chloristanoch, napríklad v chloristane draselnom KClO4.

Kyslíkové a vodíkové zlúčeniny nekovov. Stručný popis ich vlastností.

S kyslíkom tvoria nekovy kyslé oxidy. V niektorých oxidoch vykazujú maximálny oxidačný stav rovný číslu skupiny (napríklad SO2, N2O5), zatiaľ čo v iných je nižší (napríklad SO2, N2O3). Kyslé oxidy zodpovedajú kyselinám a z dvoch kyslíkatých kyselín jedného nekovu je silnejšia tá, v ktorej vykazuje vyšší oxidačný stav. Napríklad kyselina dusičná HNO3 je silnejšia ako kyselina dusitá HNO2 a kyselina sírová H3SO4 je silnejšia ako kyselina sírová H3SO3.

Charakteristika kyslíkatých zlúčenín nekovov:

Vlastnosti vyšších oxidov (t.j. oxidov, ktoré obsahujú prvok danej skupiny s najvyšším oxidačným stavom) sa postupne menia zo zásaditých na kyslé v periódach zľava doprava.

V skupinách zhora nadol kyslé vlastnosti vyšších oxidov postupne slabnú. To možno posúdiť podľa vlastností kyselín zodpovedajúcich týmto oxidom.

Nárast kyslých vlastností vyšších oxidov zodpovedajúcich prvkov v periódach zľava doprava sa vysvetľuje postupným zvyšovaním kladného náboja iónov týchto prvkov.

V hlavných podskupinách periodickej sústavy chemických prvkov kyslé vlastnosti vyšších oxidov nekovov zhora nadol klesajú.

Všeobecné vzorce zlúčenín vodíka podľa skupín periodickej sústavy chemických prvkov sú uvedené v tabuľke č.3.

Tabuľka č.3.

S kovmi tvorí vodík (až na niektoré výnimky) neprchavé zlúčeniny, ktoré sú pevné látky nemolekulovej štruktúry. Preto sú ich teploty topenia relatívne vysoké.

S nekovmi tvorí vodík prchavé zlúčeniny molekulárnej štruktúry. Za normálnych podmienok sú to plyny alebo prchavé kvapaliny.

V obdobiach zľava doprava sa zvyšujú kyslé vlastnosti prchavých vodíkových zlúčenín nekovov vo vodných roztokoch. Vysvetľuje to skutočnosť, že kyslíkové ióny majú voľné elektrónové páry a vodíkové ióny majú voľný orbitál, potom nastáva proces, ktorý vyzerá takto:

H3O + HF  H4O + F

Fluorovodík vo vodnom roztoku odstraňuje kladné vodíkové ióny, t.j. vykazuje kyslé vlastnosti. Tento proces je uľahčený aj ďalšou okolnosťou: kyslíkový ión má osamelý elektrónový pár a vodíkový ión má voľný orbitál, vďaka čomu sa vytvára väzba donor-akceptor.

Keď sa amoniak rozpustí vo vode, dôjde k opačnému procesu. A keďže dusíkové ióny majú osamelý elektrónový pár a vodíkové ióny majú voľný orbitál, vzniká ďalšia väzba a vytvárajú sa amónne ióny NH5+ a hydroxidové ióny OH-. Výsledkom je, že roztok získava základné vlastnosti. Tento proces možno vyjadriť vzorcom:

H3O + NH4  NH5 + OH

Molekuly amoniaku vo vodnom roztoku pripájajú kladné vodíkové ióny, t.j. amoniak vykazuje základné vlastnosti.

Teraz sa pozrime, prečo je zlúčenina vodíka fluóru - fluorovodík HF - vo vodnom roztoku kyselina, ale slabšia ako kyselina chlorovodíková. Vysvetľuje to skutočnosť, že polomery iónov fluóru sú oveľa menšie ako polomery iónov chlóru. Preto ióny fluóru priťahujú vodíkové ióny oveľa silnejšie ako ióny chlóru. V tomto ohľade je stupeň disociácie kyseliny fluorovodíkovej oveľa menší ako u kyseliny chlorovodíkovej, t.j. kyselina fluorovodíková je slabšia ako kyselina chlorovodíková.

Z uvedených príkladov možno vyvodiť tieto všeobecné závery: :

V intervaloch zľava doprava sa kladný náboj iónov prvkov zvyšuje. V tomto ohľade sa zlepšujú kyslé vlastnosti prchavých vodíkových zlúčenín prvkov vo vodných roztokoch.

V skupinách zhora nadol negatívne nabité anióny priťahujú kladne nabité vodíkové ióny H+ čoraz menej. V tomto ohľade sa uľahčuje proces eliminácie vodíkových iónov H+ a zvyšujú sa kyslé vlastnosti vodíkových zlúčenín.

Vodíkové zlúčeniny nekovov, ktoré majú vo vodných roztokoch kyslé vlastnosti, reagujú s alkáliami. Vodíkové zlúčeniny nekovov, ktoré majú základné vlastnosti vo vodných roztokoch, reagujú s kyselinami.

Oxidačná aktivita vodíkových zlúčenín nekovov v skupinách zhora nadol sa výrazne zvyšuje. Napríklad nie je možné chemicky oxidovať fluór z vodíkovej zlúčeniny HF, ale chlór je možné oxidovať z vodíkovej zlúčeniny HCl pomocou rôznych oxidačných činidiel. Vysvetľuje to skutočnosť, že v skupinách zhora nadol sa polomery atómov prudko zvyšujú, a preto sa prenos elektrónov stáva ľahším.

kovy a nekovy, niekedy nazývané polokovy... 85) odkazujú kovy, a doprava - hlavne do nekovy. Táto hranica nie je dostatočne jasná... . KRIŠTÁĽOVÁ ŠTRUKTÚRA KOVY Všeobecný majetok kovy a zliatiny -...

1. Kovy (5)

   Abstrakt >> Chémia

   Zníženie ich iónov. Chemické vlastnosti kovy I. Reakcie s nekovy 1) S kyslíkom: 2Mg0 + O2 2Mg ... . Železo je dosť chemicky aktívne kov. Interakcia nekovy. Železo pri zahrievaní reaguje...

Nekovy sú v prírode bežnejšie ako kovy. Zloženie vzduchu zahŕňa: dusík, kyslík, inertné plyny. Ložiská pôvodnej síry v karpatskej oblasti patria medzi najväčšie na svete. Priemyselné ložisko grafitu na Ukrajine je ložisko Zavalevskoe, ktorého suroviny využíva grafitový kombinát Mariupol. V oblasti Zhytomyr, vo Volyni, boli objavené ložiská hornín, ktoré môžu obsahovať diamanty, ale komerčné ložiská ešte neboli objavené. Atómy nekovových prvkov tvoria rôzne komplexné látky, medzi ktorými dominujú oxidy a soli.

Aplikácia nekovov

Kyslík:

Dýchacie procesy

spaľovanie,

Metabolizmus a energia

Kovovýroba.

vodík:

Výroba amoniaku,

kyselina chloridová,

metanol,

premena tekutých tukov na tuhé,

Zváranie a rezanie žiaruvzdorných kovov,

Získavanie kovov z rúd.

Síra:

Príprava sulfátovej kyseliny,

Výroba gumy z gumy,

Výroba zápaliek,

čierny prášok,

Výroba liekov.

Zložka materiálov jadrových reaktorov absorbujúcich neutróny,

Ochrana povrchov oceľových výrobkov pred koróziou,

V polovodičovej technológii,

Výroba meničov tepelnej energie na elektrickú energiu.

dusík:

plynný:

Na výrobu amoniaku,

Na vytvorenie inertného prostredia pri zváraní kovov,

Vo vákuových inštaláciách,

Elektrické lampy,

kvapalina :

Ako chladivo v chladiacich systémoch,

Liek.

fosfor:

biely

Na výrobu červeného fosforu,

Červená

Na výrobu zápaliek.

kremík:

V elektronike a elektrotechnike pre výrobu:

tranzistory,

fotobunky,

Na výrobu zliatin.

Chlór:

Výroba kyseliny chloridovej,

Organické rozpúšťadlá,

Lieky,

Monoméry na výrobu plastov,

bielidlá,

Ako dezinfekčný prostriedok.

Uhlík:

diamant:

Výroba vŕtacích a rezacích nástrojov,

abrazívny materiál,

šperky,

grafit:

zlievárenská, hutnícka, rádiotechnická výroba,

Výroba batérií,

V ropnom a plynárenskom priemysle na vŕtanie,

Výroba antikoróznych náterov,

Tmely, ktoré znižujú trenie,

Adsorpcia.

Adsorpcia je schopnosť niektorých látok (najmä uhlíka) zadržiavať častice iných látok (plynu alebo rozpustenej látky) na svojom povrchu.

Na kapacite adsorpcie uhlíka Jeho použitie v medicíne na liečebné účely je založené na tabletách alebo kapsulách aktívneho uhlia. Vnútorne sa užívajú pri otravách. Na obnovenie schopnosti adsorbentu adsorbovať a odstraňovať adsorbovanú látku postačuje zahrievanie. Využitá kapacita adsorpcie uhlíka Nikolaj Dmitrijevič Zelinskij vynašiel ho v roku 1915 uhoľná plynová maska- osobné ochranné prostriedky pre dýchací systém, tvár a oči osoby pred vystavením škodlivým látkam. V roku 1916 vznikla priemyselná výroba plynových masiek, ktorá počas prvej svetovej vojny zachránila životy státisícom vojakov. Vylepšená plynová maska ​​sa používa dodnes.