Згідно з теорією електролітичної дисоціації Арреніуса, основами називають сполуки, при дисоціації яких утворюються гідроксид-іони.

⇐ ПредыдущаяСтр 2 из 2

Загальні властивості розчинів основ обумовлені наявністю гідроксид-іонів он-, а концентрація цих іонів є кількісною мірою основності середовища.

Дисоціація багато-кислотних основ (окрім гідроксидів Барію, Стронцію й Кальцію) також відбувається ступінчасто, тобто гідроксид-іони відщеплюються по одному:

Завдяки явищу ступінчастої дисоціації гідроксидів можливе існування основних солей:

(СuОН)2СO3 — основний купрум(II) карбонат,

АL(ОН)2Сl — дигідроксоалюміній хлорид.

4. Дисоціація солей

За структурною формулою натрій сульфату можна визначити, що найбільш полярним (з найбільшою різницею електронегативностей атомів) є зв’язок між атомами Натрію та Оксигену.

Таким чином, у розчині буде розриватися саме цей зв’язок. Зв’язок між Сульфуром та Оксигеном є слабкополярний (різниця електронегативностей дуже мала), отже, при дисоціації він розриватися не буде.

Таким чином, при дисоціації солей утворюються катіони металів та аніони кислотних залишків. Рівняння електролітичної дисоціації солей має такий вигляд:

Розчини середніх солей не містять однакових іонів, тому не проявляють спільних властивостей, як розчини кислот або основ.

Окрім середніх солей, дисоціація яких описана вище, ще існують кислі та основні солі. При дисоціації кислих солей у розчинах також з’являються іони Гідрогену, а при дисоціації основних солей — гідроксид-іони. Наприклад,

З погляду сучасних уявлень про теорії кислот і основ, у теорію Арреніуса не вписуються багато речовин, які є кислотами або основами, зокрема й такі речовини, як амоніак NH3 або анілін С6H5NH2.

5. МІСЦЕ МЕТАЛІВ У ПЕРІОДИЧНІЙ СИСТЕМІ ХІМІЧНИХ ЕЛЕМЕНТІВ. МЕТАЛІЧНИЙ ХІМІЧНИЙ ЗВ'ЯЗОК. ЗАГАЛЬНІ ФІЗИЧНІ ВЛАСТИВОСТІ МЕТАЛІВ

Ми вже знаємо, що хімічні елементи класифікують на металічні та неметалічні за властивостями утворюваних ними простих речовин – металів або неметалів. Звичайно, цей поділ є умовним, оскільки існують прості речовини, які виявляють властивості як металів, так і неметалів.

Розгляньмо місце металічних елементів у періодичній системі та особливості будови їхніх атомів. Вивчімо новий тип хімічного зв’язку – металічний. Ознайоммося із загальними фізичними властивостями металів.

Переважна більшість хімічних елементів, представлених у періодичній системі, є металічними. Усі елементи (від 5 до 85), розташовані лівіше від уявної лінії, проведеної від Бору до Астату, відносять до металічних. Їхні прості речовини – типові метали – натрій, магній, залізо, мідь тощо.

Переважно неметалічними є елементи, розміщені правіше цієї межі.

Типові неметалічні елементи – Сульфур, Фосфор, Бром та інші. Вони утворюють прості речовини-неметали – сірку, фосфор і бром відповідно.

Обабіч умовної межі розташовані елементи, прості речовини яких виявляють як металічні, так і неметалічні властивості. До таких речовин належать силіцій, германій, арсен, селен, телур.

В атомах металічних елементів на зовнішньому енергетичному рівні міститься від одного до трьох електронів, зрідка – чотири. В атомі Натрію на зовнішньому енергетичному рівні один електрон. Віддавши його, атом Натрію набуває стійкої електронної конфігурації атома Неону. Такої ж конфігурації набувають атоми Магнію та Алюмінію, віддавши відповідно два і три електрони. В атомі Стануму на зовнішньому енергетичному рівні чотири електрони. Їхня втрата призводить до утворення стійкої електронної конфігурації атома Криптону. Чим менше електронів міститься на зовнішньому енергетичному рівні і чим більший радіус атома, тим легше атом металічного елемента перетворюється на відповідний катіон.

Кристалічні ґратки металів містять у вузлах позитивні йони і нейтральні атоми. Між ними хаотично пересуваються відносно вільні електрони. Ці електрони є усуспільненими водночас усіма атомами металу. Такий хімічний зв’язок називають металічним. Саме він зумовлює фізичні та хімічні властивості металів.

За стандартних умов усі метали (за винятком ртуті) є твердими кристалічними речовинами. Золото та мідь мають характерне забарвлення.

Назвіть кольори цих металів.

Більшість металів мають сріблясто-білий або сріблясто-сірий колір. Характерний блиск металів спостерігають зазвичай тільки в тому випадку, коли метал утворить суцільну компактну масу. Щоправда, магній і алюміній зберігають свій блиск навіть у порошкоподібному стані. Решта тонкоподрібнених металів мають чорний або темно-сірий колір.

Усі метали – добрі провідники електричного струму. У металічних кристалічних ґратках усуспільнені електрони не пов’язані з певними йонами. Тому під впливом навіть невеликої різниці потенціалів вони починають пересуватися в певному напрямку, тобто, виникає електричний струм. Найліпшими провідниками електричного струму є срібло, мідь і алюміній. Германій – напівпровідник.

Метали переважно пластичні. Більшість із них можна кувати, витягати в дріт, прокочувати тощо. Золото – найпластичніший метал, з нього виробляють тонку фольгу. Стибій – навпаки, дуже крихкий.

Різняться метали і своєю твердістю. Натрій легко різати ножем. Натомість хром і вольфрам – надзвичайно тверді метали. До того ж вольфрам – найтугоплавкіший із металів. Тому з нього виготовляють спіралі ламп розжарювання.

Ртуть має найнижчу температуру плавлення поміж металів.

Густина ртуті досить велика. Також до важких металів відносять цинк, залізо, мідь, свинець, золото. Найважчий метал – осмій. Його густина становить 22,6 г/см3. Найлегшим поміж металів є літій. Його густина 0,534 г/см3.

Висновки

Переважна більшість хімічних елементів, представлених у періодичній системі, є металічними.

В атомах металічних елементів на зовнішньому енергетичному рівні міститься від одного до трьох електронів, зрідка – чотири. Металічні елементи легко віддають електрони, утворюючи катіони.

Кристалічні ґратки металів містять у вузлах позитивні йони і нейтральні атоми. Між ними хаотично пересуваються усуспільнені відносно вільні електрони. Такий хімічний зв’язок називають металічним. Саме він зумовлює фізичні та хімічні властивості металів – насамперед їхні високі тепло- та електропровідні

6. Сильні й слабкі електроліти

Електролітична дисоціація є зворотним процесом. У розчинах поряд з йонами існує і деяка кількість недисоційованих молекул. Для кількісної характеристики електролітичної дисоціації використовують поняття ступеня електролітичної дисоціації.

Ступінь електролітичної дисоціації α — це відношення кількості молекул n, які розпалися на йони, до загального числа розчинених молекул N:

α = .

Ступінь електролітичної дисоціації показує частку речовини, що припадає на її дисоційований стан у розчині. Її виражають у частках одиниці або у відсотках.

Наприклад, якщо ступінь дисоціації кислоти дорівнює 0,3 або 30 %, це означає, що з кожних 100 молекул кислоти 30 розпалися на йони (або з кожних десяти молекул кислоти три продисоціювали). Якщо α = 0, то це означає, що електроліт зовсім не дисоціює.

Ступінь дисоціації визначають експериментально.

Електроліти класифікують на сильні й слабкі за ступенем їхньої дисоціації. Якщо α = 1 (або 100 %), то електроліт повністю розпадається на йони. Такі електроліти називають сильними. До таких електролітів належать луги, майже всі солі та значна кількість кислот.

Електроліти, які дисоціюють частково, вважають слабкими. Ступінь їх дисоціації менше 1 %. До слабких електролітів відносяться деякі неорганічні кислоти (Н₂СО₃, Н₂S, Н₂SО₃, НNО₂), майже всі органічні кислоти та значна кількість основ, крім лугів.

Ступінь електролітичної дисоціації залежить: від природи розчинника, природи розчинюваної речовини, температури й концентрації розчину.

СИЛЬНІ І СЛАБКІ ЕЛЕКТРОЛІТИ

Якщо реакція речовини з водою, яка призводить до утворення іонів, не проходить до кінця і у розчині залишаються молекули вихідної речовини, тобто процес електролітичної дисоціації оборотний, то така речовина належить до слабких електролітів.

Крім описаних у попередньому параграфі води й аміаку, до слабких електролітів належать майже усі малорозчинні у воді основи (не луги), наприклад, гідроксид купруму (II):

Деякі кислоти — теж слабкі електроліти, наприклад, карбонатна:

Слабкими електролітами є всі кислоти, які використовують у їжі (оцтова, лимонна, яблучна і т. д.) або як ліки (борна, аскорбінова — вітамін С, ацетилсаліцилова — аспірин та ін.).

Слабкі електроліти, які є основами і містять два або більше гідроксид-іони, а також багатоосновні кислоти дисоціюють ступінчасто, причому оборотно по кожному щаблеві, як це показано вище для дисоціації гідроксиду купруму і карбонатної кислоти. Відщеплення першого іона (дисоціація на першому щаблі) відбувається від нейтральної молекули (ОН^-від Сu(ОН)₂, Н⁺ від Н₂СO₃), а другого іона (дисоціація на другому щаблі) — від протилежно зарядженого іона (ОН^- від СuОН⁺, Н⁺ від НСO₃^-). Очевидно, що відщеплення другого іона відбувається важче, і, відповідно, дисоціація на другому щаблі протікає у тисячі і десятки тисяч разів слабше, ніж на першому.

Сильними електролітами називаються речовини, молекули яких у розчині відсутні. Дисоціація сильних електролітів протікає необоротно. До таких електролітів належать більшість солей (практично усі, про які згадується у підручнику), луги (розчинні у воді основи), а також сильні кислоти (хлоридна, сульфатна, нітратна). Рівняння електролітичної дисоціації сильних електролітів записуються зі знаком рівності:

Таким чином, сильні і слабкі електроліти розрізняють за характером їх дисоціації: оборотно дисоціюють слабкі і необоротно — сильні електроліти. Крім цього, слабкі електроліти дисоціюють ступінчасто.

7. Реакції сполучення - до цього типу відносять реакції, при яких з молекул двох або кількох простих чи складних речовин утворюються молекули одної складної речовини.

Наприклад:

· Fe + S = FeS

· CaO + H₂O = Ca(OH)₂

· SO₃ + H₂O = H₂SO₄

8. Характеристика хімічних елементів малих періодів за їх місцем у періодичній системі та будовою атома

Знаючи формулювання періодичного закону і використовуючи періодичну систему елементів Д. І. Менделєєва, можна надати характеристику будь-якому хімічному елементу та його сполукам. Таку характеристику хімічного елемента зручно складати за планом.

I. Символ хімічного елемента та його назва.

II. Положення хімічного елемента в періодичній системі елементів Д. І. Менделєєва:

1) порядковий номер;

2) номер періоду;

3) номер групи;

4) підгрупа (головна чи побічна).

III. Будова атома хімічного елемента:

1) заряд ядра атома;

2) відносна атомна маса хімічного елемента;

3) число протонів;

4) число електронів;

5) число нейтронів;

6) число електронних рівнів в атомі.

IV. Електронна та електронно-графічна формули атома, його валентні електрони.

V. Тип хімічного елемента (метал чи неметал, s-, p-, d- або f-елемент).

VI. Формули вищого оксиду та гідроксиду хімічного елемента, характеристика їх властивостей (основні, кислотні чи амфотерні).

VII. Порівняння металічних чи неметалічних властивостей хімічного елемента з властивостями елементів-сусідів за періодом та підгрупою.

Наприклад, дамо характеристику хімічного елемента з порядковим номером 15 та його сполукам за положенням у періодичній системі елементів Д. І. Менделєєва та будовою атома.

I. Знаходимо в таблиці Д. І. Менделєєва клітину з номером хімічного елемента, записуємо його символ і назву.

Хімічний елемент номер 15 – Фосфор. Його символ Р.

II. Охарактеризуємо положення елемента в таблиці Д. І. Менделєєва (номер періоду, групи, тип підгрупи).

Фосфор знаходиться в головній підгрупі V групи, в 3-му періоді.

III. Надамо загальну характеристику складу атома хімічного елемента (заряд ядра, атомна маса, число протонів, нейтронів, електронів та електронних рівнів).

Заряд ядра атома Фосфору дорівнює +15. Відносна атомна маса Фосфору дорівнює 31. Ядро атома містить 15 протонів і 16 нейтронів (31 – 15 = 16. Атом Фосфору має три енергетичних рівні, на яких знаходяться 15 електронів.

IV. Складаємо електронну та електронно-графічну формули атома, зазначаємо його валентні електрони.

Електронна формула атома Фосфору: Електронно-графічна формула зовнішнього рівня атома Фосфору: на третьому енергетичному рівні на 3s-підрівні знаходяться два електрони (в одній клітині записуються дві стрілки, що мають протилежний напрям), на три р-підрівні знаходяться три електрони (в кожній з трьох клітин записуються по одній стрілці, що мають однаковий напрям).

Валентними електронами є електрони зовнішнього рівня, тобто електрони.

V. Визначаємо тип хімічного елемента (метал чи неметал, s-, p-, d- або f-елемент).

Фосфор – неметал. Оскільки останнім підрівнем в атомі Фосфору, який заповнюється електронами, є -підрівень, Фосфор належить до родини -елементів.

VI. Складаємо формули вищого оксиду та гідроксиду Фосфору та характеризуємо їх властивості (основні, кислотні чи амфотерні).

Вищий оксид Фосфору виявляє властивості кислотного оксиду. Гідроксид, який відповідає вищому оксиду, , виявляє властивості кислоти. Підтвердимо зазначені властивості рівняннями відповідних хімічних реакцій:

VII. Порівняємо неметалічні властивості Фосфору з властивостями елементів-сусідів за періодом та підгрупою.

Сусідом Фосфору за підгрупою є Нітроген. Сусідами Фосфору за періодом є Силіцій та Сульфур. Неметалічні властивості атомів хімічних елементів головних підгруп зі зростанням порядкового номера зростають у періодах і знижуються у групах. Тому неметалічні властивості Фосфору більш виражені, ніж у Силіцію та менш виражені, ніж у Нітрогену та Сульфуру.

10.

11. Реакції обміну у розчинах електролітів, умови їх перебігу. Йонні рівняння

• Реакції обміну між електролітами у розчинах відбуваються за участю йонів - частинок, які реально існують у розчинах солей, лугів і кислот. Такі реакції називають йонними, а рівняння цих реакцій - йонними рівняннями.

Уточнімо: йонними рівняннями можуть бути зображені будь-які реакції, що відбуваються за участю електролітів у розчинах. Якщо вони не супроводжуються зміною зарядів йонів (не змінюються ступені окиснення елементів), то їх називають реакціями йонного обміну.

Скласти йонне рівняння досить просто. Виконаймо дослід і розгляньмо послідовність складання йонного рівняння на прикладі реакції між калій йодидом і плюмбум(ІІ) нітратом у розчині. Про її перебіг свідчить утворення яскраво-жовтого осаду плюмбум(ІІ) йодиду (мал. 12.1).

Спочатку запишімо рівняння реакції без урахування дисоціації електролітів:
Pb(NO₃)₂ + 2KI = 2KNO₃ + Pbl₂↓

Аби скласти рівняння цієї реакції у йонній формі, слід зважити на те, що електроліти у розчині дисоціюють на йони. За таблицею «Розчинність кислот, основ і солей у воді» (див. додаток) визначмо, які з-поміж реагентів є сильними електролітами. Обидві розчинні солі - плюмбум(ІІ) нітрат і калій йодид - у водному розчині практично повністю дисоціюють за йони. Тож запишімо їхні формули у йонному вигляді:

РЬ²⁺ + 2NO^-₃+ 2К⁺+ 2I^-

Проаналізуймо, які з цих йонів взаємодіятимуть між собою з огляду знаки їхніх зарядів. Це потрібно, аби пересвідчитися, що ми правильно визначили продукти реакції. Електростатичні сили зумовлюватимуть притягування різнойменних і відштовхування однойменно заряджених йонів (мал. 12.2).

Отже, продукти реакції - калій нітрат і плюмбум(ІІ) йодид. Калій нітрат - сильний електроліт, повністю дисоціює, тому у правій частині рівняння записуємо катіони Калію та нітрат-аніони. Плюмбум(ІІ) йодид практично нерозчинний, тож його формулу залишаємо незмінною

РЬ²⁺ + 2NO^-₃+ 2К⁺ + 2I^- = 2K⁺+ 2N0^-₃ + Рbl₂↓

Зверніть увагу: у йонному рівнянні коефіцієнти перед формулами кожного з йонів записують з урахуванням індексів у формулах електролітів та коефіцієнтів перед ними. Приміром, унаслідок дисоціації однієї формульної одиниці плюмбум(ІІ) нітрату утворюється один катіон Плюмбуму(ІІ) і два нітрат-аніони. А під час дисоціації двох формульних одиниць калій йодиду утворюються два катіони Калію та два йодид-аніони.

Очевидно, що в лівій і правій частинах йонного рівняння є однакові йони (які саме?). Оскільки вони не беруть участі в реакції, їхні формули ножна скоротити:

Вилучімо з лівої та правої частин рівняння формули катіонів Калію й - нітрат-аніонів, аби одержати скорочене йонне рівняння. У ньому записані тільки ті частинки, які реально взаємодіють у розчині з утворенням яскраво-жовтого осаду плюмбум(ІІ) йодиду. Тобто скорочене йонне рівняння відбиває суть реакції обміну між електролітами у розчині. Воно показує, які йони взаємодіють і яка речовина є продуктом реакції.

Виконаний дослід дає підстави стверджувати, що однією з умов необоротності реакції між електролітами у розчині є утворення осаду.

З'ясуймо, за яких ще умов, окрім утворення осаду, реакції обміну у розчинах електролітів будуть необоротними - тобто відбуватимуться до кінця. Дослідімо реакцію між натрій гідроксидом і нітратною кислотою у розчині. Наочно пересвідчитися у перебігу реакції нейтралізації допоможе застосування індикатора. До розчину натрій гідроксиду добавмо кілька крапель спиртового розчину фенолфталеїну - специфічного індикатора лужного середовища. Ви, звичайно, пам'ятаєте, що під дією гідроксид-аніонів фенолфталеїн набуває малинового забарвлення. Краплями, щоразу обережно струшуючи колбу, добавлятимемо розбавлену нітратну кислоту (мал. 12.3), аж поки малинове забарвлення фенолфталеїну не зникне. Знебарвлення розчину свідчить про нейтралізацію лугу кислотою:

NaOH + HNO₃ = NaN0₃ + Н₂0

За допомогою таблиці розчинності (див. додаток) визначмо, що з чотирьох речовин - реагентів і продуктів реакції - до сильних електролітів належать три. Це натрій гідроксид (луг), нітратна кислота і натрій нітрат розчинна сіль. Вода - дуже слабкий електроліт, тож практично не дисоціює. З огляду на це, запишімо повне йонне рівняння реакції між натрій гідроксидом і нітратною кислотою у розчині:

Очевидно, що молекули води утворюються внаслідок взаємодії у розчині катіонів Гідрогену й гідроксид-аніонів.

Отже, реакція обміну між електролітами у розчині практично необоротна, якщо один з продуктів - дуже слабкий електроліт, наприклад вода, або інша малодисоційована речовина.

Завдання

Виберіть ті пари електролітів, реакції між якими у розчині відбуваються практично до кінця (необоротно):

А Н₂S0₄ і КОН; Б К₂SiO₃ і НN0₃; В НСІ і КN0₃; Г КN0₃ і NaОН.

Розгляньмо ще один випадок перебігу до кінця реакції між електролітами у розчині. Змішаймо розчин натрій карбонату з розбавленою сульфатною кислотою.

12. Залізо - один з найпоширеніших металів в земній корі.Люди навчилися добувати залізо з руди і обробляти його близько 4 тис. років тому.
Вміст заліза в земній корі становить 4,65%, а в цілому наша планета складається з заліза майже на 35%. В основному воно зосереджено в земному ядрі.
У природі залізо зустрічається у вигляді оксидів (сполук з киснем) залізних рудах. Дві основні залізні руди - це гематит і магнетит. Гематит - одна з основних залізних руд. Цей мінерал часто утворює грудки, схожі на нирки, - конкреції.
З XIV ст. для виплавки чавуну з залізної руди, змішаної з коксом, стали застосовувати доменні печі. Чавун - це майже чисте залізо з домішкою вуглецю, який включається в залізо в доменній печі при згорянні коксу. Вуглець надає чавуну твердість.
З другої половини XIX ст. все більше чавуну почали переробляти в сталь. Сталь містить менше вуглецю, ніж чавун, і тому вона більш пластична і стійка до різких ударних навантажень. При виплавці сталі вуглець частково видаляють з чавуну шляхом продування кисню через розплав і додають у сталь різні метали, кожен з яких надає їй особливі властивості.

Властивості та використання заліза.Доменна піч.
Залізну руду, кокс і вапняк поміщають в шахту доменної печі. Руда містить оксид заліза, кокс отримують нагріванням вугілля без доступу повітря, а вапняк складається з карбонату кальцію. Гаряче повітря подається в нижню частину доменної печі. По мірі згорання коксу міститься в ньомувуглець вступає в реакцію з киснем повітря, в ході якої утворюється оксид вуглецю. Палаючий кокс нагріває сировину в нижній частині печі до температури вище 1600 градусів за Цельсієм. При такій температурі кисень, що міститься в оксиді заліза, вступає в реакцію оксидом вуглецю. У результаті виходить діоксид вуглецю, а з руди вивільняється практично чисте залізо (чавун) і стікає на дно печі. Розплавлений чавун виливають з нижньої частини печі кожні 3-4 години. Вапняк взаємодіє з піском, глиною та іншими містяться в руді домішками, утворюючи так званий шлак. Розплавлений шлак, будучи легше чавунного розплаву, накопичується на поверхні металу і час від часу видаляється з печі через спеціальний отвір - летку.

Залізо - VIII В групи.

Електронна конфігурація його томи: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d. Це метал, проста речовина - відновник середньої сили. Основні ступені окислення заліза в сполуках: +2, +3. оксид заліза (II) FeO - основний оксид, його гідратне форма Fe (OH) 2 - нерозчинна основа, має відновні властивості. Оксид заліза (III) Fe2O3 - основний оксид з ознаками амфотерного оксиду. Його гідроксид Fe (OH) 3 - амфотерні гідроксид з переважанням основних властивостей. З'єднання заліза (III) - слабкі окислювачі. З сполук заліза вони найбільш хімічно інертні.

Чисте залізо, не містить домішок, - міцний і пластичний метал, який легко кується і прокочується. Залізо притягується магнітом. Щільність металу 7,87 г / смі, відноситься до важких металів (чорна металургія). Температура плавлення 1535 градусів за Цельсієм, кипіння - 3200 градусів за Цельсієм.
З простими речовинами залізо реагує тільки при високій температурі: згорає на повітрі з утворенням оксиду Fe2O3, хлором окислюється Fe +3.
2Fe +3 Cl2 = 2FeCl3 - хлорид заліза (III).
При нагріванні з сіркою утворюється сульфід заліза (II) FeS, з вуглецем - карбід заліза Fe3C.
У розведених розчинах хлороводородной (соляної) та сірчаної кислот залізо розчиняється з утворенням сполук Fe (II):
Fe +2 HCl = FeCl2 + H2é.
Розбавлена азотна і концентрована сірчана кислота окислюють залізо до Fe +3:
Fe +4 HCl = Fe (NO3) 3 + NO +2 H2O,
2Fe +6 H2SO4 = Fe2 (SO4) 3 +3 SO2 +6 H2O.
Концентрована азотна кислота пасивує залізо, створюючи на поверхні захисну оксидну плівку.
Залізо витісняє малоактивні метали з розчинів їх солей:
Fe + CuSO4 = FeSO4 = Cu.
Гідроксид заліза (II) окислюється киснем повітря:
4Fe (OH) 2 + O2 +2 H2O = 4Fe (OH) 3.
З'єднання заліза (III) - оксид і гідроксид - обладют амфотерними властивостями. Так, оксид реагує при нагріванні з основними оксидами:
Fe2O3 + CaO = Ca (FeO2) 2.
Свежеосажденная гідроксид заліза (III) легко розчиняється в кислотах:
Fe (OH) 3 +3 HNO3 = Fe (NO3) 3 +3 H2O.
У лугах Fe (OH) 3 розчиняється тільки при тривалому кип'ятінні:
Fe (OH) 3 + NaOH = Na [Fe (OH) 4].
Залізо (III) утворює численні комплексні з'єднання: гідратів комплекси при гідролізі. Якісними реакціями на іони Fe +3 і Fe +3 також є реакції з утворенням забарвлених комплексних сполук:
Fe +2
FeSO4 + K3 [Fe (CN) 6] = KFe [Fe (CN) 6] â + K2SO4
4FeCl3 +3 K4 [Fe (CN) 6] = Fe4 [Fe (CN) 6] 3â +12 KCl
Взаємопереходів іонів заліза при передачі електронів:
Fe +2 Fe +3
обумовлюють роботу дихальних ферментів (цитохромів), зокрема, гемоглобіну, що переносить кисень від органів дихання до всіх клітин організму.

13. Корозія металів

Металічні метали - метали і сплави на основі металів -, контактуючи з навколишнім середовищем (газоподібним або рідким), зазнають з тією чи іншою швидкістю руйнування. Причини цього руйнування полягає в хімічній взаємодії: метали вступають в окислювально-відновлювальні реакції з речовинами, які знаходяться в навколишньому середовищі, й окислюються.

Самовільне руйнування металів, що відбувається під хімічним впливом навколишнього середовища, називається корозією (від латинського corrodere - роз'їдати).

Особливо корозійно небезпечним може бути місце контакту двох різнорідних металів (контактна корозія). Між одним металом, наприклад, Fe, та іншим металом, наприклад, Sn або Cu, зануреним у воду, виникає гальванічна пара. Потік електронів іде від активнішого металу, що стоїть лівіше в ряду напруг (Fe), до менш активного металу (Sn, Cu) і активніший метал руйнується (кородує).

Саме через це іржавіє луджена поверхня консервних банок (залізо, покрите оловом) під час зберігання у вологій атмосфері й через недбале користування (залізо швидко руйнується після появи хоч невеликої подряпини, яка може контактувати з вологою). Навпаки, оцинкована поверхня залізного відра довго не іржавіє, оскільки навіть за наявності подряпин кородує не залізо, а цинк (активніший метал, ніж залізо).

Загальна маса металічних металів, які використовуються у вигляді різних виробів в світовому господарстві, дуже велика. Тому незважаючи на те, що звичайно швидкість корозії мала, щороку внаслідок корозії безповоротно втрачається величезна кількість металу. За орієнтовними підрахунками світова втрата металу виражається 20 мільйонів тонн на рік. Проте ще більша шкода пов'язана не з втратою металу, а з псуванням виробів, спричиненим корозією. Витрати на ремонт, або зміну деталей суден, автомобілів, апаратури хімічних виробництв, приладів у багато разів перевищують вартість металу, з якого її виготовлено. Нарешті, істотними бувають непрямі втрати, спричинені корозією. До них можна віднести, наприклад, витікання нафти або газів з трубопроводів, що зазнали корозії, псування харчових продуктів, втрату здоров'я, а іноді і життя людей у тих випадках, коли це викликано корозією. Отже, боротьба з корозією є дуже важливою народногосподарською проблемою. Через те на захист від корозії витрачають великі кошти.

Хімічна корозія має місце при безпосередній взаємодії металу з агресивними газами і рідинами:

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3; Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2;

3Fe + 2O2 = Fe3O4; Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2.

Хімічна корозія протікає тим інтенсивніше, чим активніший метал, агресивне середовище і вища температура.

Під час електрохімічної корозії має місце перенесення електричних зарядів електронів, внаслідок цього протікають хімічні процеси окислення-відновлення (гальванічний елемент). При цьому активний метал (відновник) знаходиться в контакті з менш активним металом чи сплавом (гальванічна пара) і розчину електроліту, в якому знаходиться окисник.

Так, коли активний метал, наприклад цинк, забруднений домішками менш активних металів (залізо, мідь), контактує із слабо кислим електролітом, наприклад водним розчином кислотних оксидів, що є у повітрі, в розчин переходять катіони активного металу:

Zn - 2e = Zn2+,

а електрони відновника перетікають до осередків з більш низьким значенням потенціалу (домішки менш активних металів) і знімається з поверхні металу йонами гідрогену (окисника), що є в розчині:

2Н+ + 2e = H2 .

Сумарний процес корозії, який відбувається в даному гальванічному елементі виражається рівнянням:

Zn + 2H+ = Zn2+ +H2 ,

а сам гальванічний елемент можна передати схемою:

(-) Zn | Zn2+ (H2O) H+ | H2 (Fe) (+) .

У відсутності йонів гідрогену (в нейтральному середовищі) функція окисника виконує розчинений у воді кисень (атмосферна корозія):

O2 + 2 H2O + 4e = 4OH- ,

але цей процес в енергетичному плані менш вигідний, ніж відновлення йонів гідрогену, оскільки молекулярний кисень є хорошим окисником лише за високих температур, коли послаблюються зв'язки між атомами у молекулі. Гальванічний елемент у випадку атмосферної корозії цинку можна передати схемою:

(-) Zn | Zn2+(H2O) OH-`| O2(Fe) (+),

а сумарний процес корозії - рівнянням:

2Zn + O2 + 2 H2O = 2Zn(OH)2 .

Електрохімічна корозія протікає тим інтенсивніше, чим більша різниця окисно-відновних потенціалів металів, що знаходяться в гальванічній парі більш агресивніше середовище і більша концентрація окисника в розчині електроліту, вища температура. Знаючи фактори, які сприяють корозії, можна розробляти наукові підходи до проблеми захисту металів від окислення і руйнування.. Ось деякі з них:

а) захист поверхні металу від контакту з агресивним середовищем шляхом нанесення металічних і неметалічних (мастила, лаки, фарби) покриттів, а також пасивування поверхні металу шляхом утворення на ній оксидних, карбідних, нітрид них та інших захисних плівок;

Дата добавления: 2021-01-21; просмотров: 78; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 12

Мы поможем в написании ваших работ!