Związki chemiczne składające się z tlenu i innych pierwiastków układu okresowego nazywane są tlenkami. W zależności od właściwości dzieli się je na zasadowe, amfoteryczne i kwaśne. Charakter tlenków można określić teoretycznie i praktycznie.
Będziesz potrzebować
- - układ okresowy;
- - wyroby szklane;
- - odczynniki chemiczne.
Instrukcje
Musisz dobrze rozumieć, jak zmieniają się właściwości pierwiastków chemicznych w zależności od ich położenia w tabeli D.I. Mendelejew. Powtórz więc prawo okresowości, struktura elektroniczna atomy (od tego zależy stopień utlenienia pierwiastków) i tak dalej.
Bez żadnej praktycznej pracy możesz ustalić charakter tlenku, korzystając wyłącznie z układu okresowego. Przecież wiadomo, że w okresach, w kierunku od lewej do prawej, zasadowe właściwości tlenków zmieniają się w amfoteryczne, a następnie w kwaśne. Przykładowo w okresie III tlenek sodu (Na2O) wykazuje właściwości zasadowe, związek glinu z tlenem (Al2O3) ma charakter amfoteryczny, a tlenek chloru (ClO2) ma charakter kwaśny.
Należy pamiętać, że w głównych podgrupach zasadowe właściwości tlenków rosną od góry do dołu, a kwasowość wręcz przeciwnie, słabnie. Zatem w grupie I tlenek cezu (CsO) ma silniejszą zasadowość niż tlenek litu (LiO). W grupie V tlenek azotu (III) ma charakter kwaśny, a tlenek bizmutu (Bi2O5) jest już zasadowy.
Inny sposób określenia charakteru tlenków. Załóżmy, że zadaniem jest eksperymentalne udowodnienie zasadowych, amfoterycznych i kwasowych właściwości tlenku wapnia (CaO), tlenku 5-wartościowego fosforu (P2O5(V)) i tlenku cynku (ZnO).
Najpierw weź dwie czyste probówki. Z butelek za pomocą chemicznej szpatułki wlej do jednej trochę CaO, a do drugiej P2O5. Następnie do obu odczynników wlać 5-10 ml wody destylowanej. Mieszać szklanym prętem aż do całkowitego rozpuszczenia proszku. Zanurz kawałki papierka lakmusowego w obu probówkach. Tam, gdzie znajduje się tlenek wapnia, pojawi się wskaźnik koloru niebieskiego, co świadczy o zasadowości badanego związku. W probówce z tlenkiem fosforu (V) bibułka zmieni kolor na czerwony, dlatego P2O5 jest tlenkiem kwasowym.
Ponieważ tlenek cynku jest nierozpuszczalny w wodzie, należy zareagować z kwasem i wodorotlenkiem, aby udowodnić, że jest on amfoteryczny. W obu przypadkach kryształy ZnO wejdą w reakcję chemiczną. Na przykład:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4-> Zn3(PO4)2? + 3H2O
notatka
Pamiętaj, że charakter właściwości tlenku zależy bezpośrednio od wartościowości pierwiastka zawartego w jego składzie.
Nie zapominaj, że istnieją również tak zwane tlenki obojętne (nietworzące soli), które nie reagują normalne warunki ani z wodorotlenkami, ani z kwasami. Należą do nich tlenki niemetali o wartościowości I i II, np.: SiO, CO, NO, N2O itp., ale są też tlenki „metaliczne”: MnO2 i inne.
Instrukcje
Musisz dobrze rozumieć, jak zmieniają się właściwości pierwiastków chemicznych w zależności od ich położenia w tabeli D.I. Mendelejew. Dlatego powtórz strukturę elektronową atomów (od tego zależy stopień utlenienia pierwiastków) i tak dalej.
Bez żadnej praktycznej pracy możesz ustalić charakter tlenku, korzystając wyłącznie z układu okresowego. Przecież wiadomo, że w okresach, w kierunku od lewej do prawej, zasadowe właściwości tlenków zmieniają się w amfoteryczne, a następnie w kwaśne. Na przykład w okresie III główne właściwości ma tlenek sodu (Na2O), związek glinu z tlenem (Al2O3) ma charakter, a tlenek chloru (ClO2) ma charakter.
Należy pamiętać, że w głównych podgrupach zasadowe właściwości tlenków rosną od góry do dołu, a kwasowość wręcz przeciwnie, słabnie. Zatem w grupie I tlenek cezu (CsO) ma silniejszą zasadowość niż tlenek litu (LiO). W grupie V tlenek azotu (III) ma charakter kwaśny, a tlenek (Bi2O5) jest już zasadowy.
Najpierw weź dwie czyste probówki. Z butelek za pomocą chemicznej szpatułki wlej do jednej trochę CaO, a do drugiej P2O5. Następnie do obu odczynników wlać 5-10 ml wody destylowanej. Mieszać szklanym prętem aż do całkowitego rozpuszczenia proszku. Zanurz kawałki papierka lakmusowego w obu probówkach. Tam wskaźnik zmieni kolor na niebieski, co świadczy o zasadowości testowanego związku. W probówce z tlenkiem fosforu (V) bibułka zmieni kolor na czerwony, a zatem P2O5 – .
Ponieważ tlenek cynku jest nierozpuszczalny w wodzie, należy zareagować z kwasem i wodorotlenkiem, aby udowodnić, że jest on amfoteryczny. W obu przypadkach kryształy ZnO wejdą w reakcję chemiczną. Na przykład:
ZnO + 2KOH = K2ZnO2 + H2O
3ZnO + 2H3PO4 → Zn3(PO4)2↓ + 3H2O
notatka
Pamiętaj, że charakter właściwości tlenku zależy bezpośrednio od wartościowości pierwiastka zawartego w jego składzie.
Pomocna rada
Nie zapominaj, że istnieją również tak zwane tlenki obojętne (nietworzące soli), które w normalnych warunkach nie reagują ani z wodorotlenkami, ani z kwasami. Należą do nich tlenki niemetali o wartościowości I i II, np.: SiO, CO, NO, N2O itp., ale są też tlenki „metaliczne”: MnO2 i inne.
Źródła:
- zasadowy charakter tlenków
Tlenek wapń- To zwykłe wapno palone. Jednak pomimo tak prostego charakteru substancja ta jest bardzo szeroko stosowana w działalności gospodarczej. Od budownictwa, jako baza do cementu wapiennego, po gotowanie, as dodatki do żywności E-529, tlenek wapń znajduje zastosowanie. Zarówno w warunkach przemysłowych jak i domowych można otrzymać tlenek wapń z węglanu wapń reakcja rozkładu termicznego.
Będziesz potrzebować
- Węglan wapnia w postaci wapienia lub kredy. Tygiel ceramiczny do wyżarzania. Palnik propanowy lub acetylenowy.
Instrukcje
Przygotować tygiel do wyżarzania węglanu. Zamontuj go stabilnie na ognioodpornych stojakach lub specjalnych uchwytach. Tygiel musi być solidnie zamontowany i, jeśli to możliwe, zabezpieczony.
Zmiel węglan wapń. Szlifowanie należy wykonać, aby zapewnić lepsze przenoszenie ciepła wewnątrz. Nie ma potrzeby mielenia wapienia ani kredy na pył. Wystarczy uzyskać grube, niejednorodne mielenie.
Napełnij tygiel do wyżarzania zmielonym węglanem wapń. Nie napełniaj tygla całkowicie, ponieważ w przypadku uwolnienia dwutlenku węgla część substancji może zostać wyrzucona. Napełnij tygiel około jednej trzeciej lub mniej.
Rozpocznij podgrzewanie tygla. Zainstaluj i dobrze zabezpiecz. Ogrzewaj tygiel płynnie z różnych stron, aby uniknąć jego zniszczenia na skutek nierównomiernej rozszerzalności cieplnej. Kontynuuj ogrzewanie tygla na palniku gazowym. Po pewnym czasie rozpocznie się rozkład termiczny węglanu wapń.
Czekać pełne przejście Rozkład termiczny. Podczas reakcji górne warstwy substancji w tyglu mogą nie nagrzewać się dobrze. Można je mieszać kilkukrotnie stalową szpatułką.
Wideo na ten temat
notatka
Zachowaj ostrożność podczas pracy z palnikiem gazowym i nagrzanym tyglem. Podczas reakcji tygiel zostanie nagrzany do temperatury powyżej 1200 stopni Celsjusza.
Pomocna rada
Zamiast próbować samodzielnie wyprodukować duże ilości tlenku wapnia (na przykład do późniejszej produkcji cementu wapiennego), lepiej kupić gotowy produkt w wyspecjalizowanych platformy handlowe.
Źródła:
- Zapisz równania reakcji, do których można zastosować
Zgodnie z ogólnie przyjętymi poglądami kwasy są substancjami złożonymi składającymi się z jednego lub więcej atomów wodoru, które można zastąpić atomami metali i resztami kwasowymi. Dzielą się na beztlenowe i zawierające tlen, jednozasadowe i wielozasadowe, mocne, słabe itp. Jak ustalić, czy substancja ma właściwości kwasowe?
Będziesz potrzebować
- - papierek wskaźnikowy lub roztwór lakmusowy;
- - kwas solny (najlepiej rozcieńczony);
- - węglan sodu w proszku (soda kalcynowana);
- - trochę azotanu srebra w roztworze;
- - kolby lub zlewki płaskodenne.
Instrukcje
Pierwszym i najprostszym badaniem jest badanie przy użyciu wskaźnikowego papierka lakmusowego lub roztworu lakmusowego. Jeśli pasek papieru lub roztwór ma różowy odcień, oznacza to, że badana substancja zawiera jony wodoru, a to jest pewny znak kwasu. Łatwo zrozumieć, że im intensywniejszy kolor (aż do czerwono-bordowego), tym jest bardziej kwaśny.
Jest wiele innych sposobów sprawdzenia. Na przykład masz za zadanie określić, czy jest to klarowna ciecz kwas chlorowodorowy. Jak to zrobić? Znasz reakcję na jon chlorkowy. Wykrywa się go poprzez dodanie nawet najmniejszej ilości roztworu lapisu – AgNO3.
Do osobnego pojemnika wlej część badanego płynu i wlej do niego odrobinę roztworu lapisu. W takim przypadku natychmiast powstanie „zsiadły” biały osad nierozpuszczalnego chlorku srebra. Oznacza to, że w cząsteczce substancji zdecydowanie znajduje się jon chlorkowy. Ale może to jednak nie jest roztwór jakiejś soli zawierającej chlor? Na przykład chlorek sodu?
Pamiętaj o innej właściwości kwasów. Silne kwasy (a kwas solny jest oczywiście jednym z nich) mogą wypierać z nich słabe kwasy. Umieść odrobinę proszku sodowego – Na2CO3 – w kolbie lub zlewce i powoli dodawaj badaną ciecz. Jeśli natychmiast rozlegnie się syczący dźwięk, a proszek dosłownie „zagotuje się”, nie pozostanie żadna wątpliwość - jest to kwas solny.
Dlaczego? Ponieważ ta reakcja to: 2HCl + Na2CO3 = 2NaCl + H2CO3. Tworzy się kwas węglowy, który jest tak słaby, że natychmiast rozkłada się na wodę i dwutlenek węgla. To jego bąbelki spowodowały to „wrzenie i syczenie”.
Wideo na ten temat
notatka
Kwas solny, nawet rozcieńczony, jest substancją żrącą! Pamiętaj o środkach bezpieczeństwa.
Pomocna rada
W żadnym wypadku nie należy uciekać się do testów smaku (jeśli na języku smakuje kwaśnie, oznacza to, że jest w nim kwas). Przynajmniej może to być bardzo niebezpieczne! W końcu wiele kwasów jest wyjątkowo żrących.
Źródła:
- jak zmienią się właściwości kwasów w 2019 roku
Fosfor to pierwiastek chemiczny o 15. numerze porządkowym w układzie okresowym. Znajduje się w swojej grupie V. Klasyczny niemetal odkryty przez alchemika Branda w 1669 roku. Istnieją trzy główne modyfikacje fosforu: czerwony (wchodzi w skład mieszanki do zapalania zapałek), biały i czarny. W bardzo wysokie ciśnienia(około 8,3 * 10^10 Pa) czarny fosfor przechodzi w inny stan alotropowy („fosfor metaliczny”) i zaczyna przewodzić prąd. fosfor w różnych substancjach?
Instrukcje
Pamiętaj, stopień. Jest to wartość odpowiadająca ładunkowi jonu w cząsteczce, pod warunkiem, że pary elektronów realizujące wiązanie zostaną przesunięte w stronę pierwiastka bardziej elektroujemnego (znajdującego się po prawej stronie i wyżej w układzie okresowym).
Musisz także znać główny warunek: kwotę ładunki elektryczne wszystkich jonów tworzących cząsteczkę, biorąc pod uwagę współczynniki, musi zawsze być równa zeru.
Stopień utlenienia nie zawsze ilościowo pokrywa się z wartościowością. Najlepszy przykład– węgiel, który w substancjach organicznych ma zawsze wartość 4, a stopień utlenienia może wynosić -4, i 0, i +2, i +4.
Jaki jest na przykład stopień utlenienia cząsteczki fosfiny PH3? Biorąc wszystko pod uwagę, odpowiedź na to pytanie jest bardzo łatwa. Ponieważ wodór jest pierwszym pierwiastkiem w układzie okresowym, z definicji nie może znajdować się tam „po prawej i wyżej” niż . Dlatego to fosfor będzie przyciągał elektrony wodoru.
Każdy atom wodoru, tracąc elektron, zamieni się w dodatnio naładowany jon utleniający +1. Zatem całkowity ładunek dodatni wynosi +3. Oznacza to, biorąc pod uwagę zasadę, że całkowity ładunek cząsteczki wynosi zero, stopień utlenienia fosforu w cząsteczce fosfiny wynosi -3.
A jaki jest stopień utlenienia fosforu w tlenku P2O5? Weź układ okresowy. Tlen znajduje się w grupie VI, na prawo od fosforu, a także wyżej, dlatego jest zdecydowanie bardziej elektroujemny. Oznacza to, że stopień utlenienia tlenu w tym związku będzie miał znak minus, a fosfor będzie miał znak plus. Jakie są stopnie, aby cząsteczka jako całość była neutralna? Łatwo widać, że najmniejsza wspólna wielokrotność liczb 2 i 5 to 10. Dlatego stopień utlenienia tlenu wynosi -2, a fosforu +5.
Wideo na ten temat
Dziś zaczynamy zapoznawać się z najważniejszymi zajęciami związki nieorganiczne. Substancje nieorganiczne dzielimy według składu, jak już wiadomo, na proste i złożone.
|
TLENEK |
KWAS |
BAZA |
SÓL |
|
Ex O y |
NNA A – pozostałość kwasowa |
Ja(OH)B OH – grupa hydroksylowa |
Ja i A b |
Złożone substancje nieorganiczne dzielą się na cztery klasy: tlenki, kwasy, zasady, sole. Zaczynamy od klasy tlenkowej.
TLENKI
Tlenki
- są to złożone substancje składające się z dwóch pierwiastków chemicznych, z których jednym jest tlen, o wartościowości 2. Tylko jeden pierwiastek chemiczny - fluor w połączeniu z tlenem tworzy nie tlenek, ale fluorek tlenu OF 2.
Nazywa się je po prostu „tlenkiem + nazwą pierwiastka” (patrz tabela). Jeśli wartościowość pierwiastek chemiczny zmienna, następnie oznaczona cyfrą rzymską ujętą w nawiasy po nazwie pierwiastka chemicznego.
|
Formuła |
Nazwa |
Formuła |
Nazwa |
|
tlenek węgla(II). |
Fe2O3 |
tlenek żelaza(III). |
|
|
tlenek azotu (II) |
CrO3 |
tlenek chromu(VI). |
|
|
Al2O3 |
tlenek glinu |
tlenek cynku |
|
|
N2O5 |
tlenek azotu (V) |
Mn2O7 |
tlenek manganu(VII). |
Klasyfikacja tlenków
Wszystkie tlenki można podzielić na dwie grupy: tworzące sól (zasadowe, kwasowe, amfoteryczne) i niesolące lub obojętne.
|
Tlenki metali Futro x O y |
Tlenki niemetali neMe x O y |
|||
|
Podstawowy |
Kwaśny |
Amfoteryczny |
Kwaśny |
Obojętny |
|
ja, II Meh |
V-VII Ja |
ZnO,BeO,Al2O3, Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 |
> II nieMe |
ja, II nieMe CO, NO, N2O |
1). Zasadowe tlenki są tlenkami odpowiadającymi zasadom. Główne tlenki obejmują tlenki metale Grupy 1 i 2, a także metale podgrupy boczne z wartościowością I I II (z wyjątkiem ZnO – tlenku cynku i BeO – tlenek berylu):
2). Tlenki kwasowe- Są to tlenki, które odpowiadają kwasom. Tlenki kwasowe obejmują tlenki niemetali (z wyjątkiem tych, które nie tworzą soli - obojętne), a także tlenki metali podgrupy boczne z wartościowością od V zanim VII (Na przykład CrO 3 - tlenek chromu (VI), Mn 2 O 7 - tlenek manganu (VII)):
3). Tlenki amfoteryczne- Są to tlenki, które odpowiadają zasadom i kwasom. Obejmują one tlenki metali podgrupy główne i drugorzędne z wartościowością III , Czasami IV , a także cynk i beryl (na przykład BeO, ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3).
4). Tlenki nietworzące soli– są to tlenki obojętne na kwasy i zasady. Obejmują one tlenki niemetali z wartościowością I I II (Na przykład N2O, NO, CO).
Wniosek: charakter właściwości tlenków zależy przede wszystkim od wartościowości pierwiastka.
Na przykład tlenki chromu:
CrO(II- główny);
Cr2O3 (III- amfoteryczny);
CrO3(VII- kwaśny).
Klasyfikacja tlenków
(przez rozpuszczalność w wodzie)
|
Tlenki kwasowe |
Zasadowe tlenki |
Tlenki amfoteryczne |
|
Rozpuszczalny w wodzie. Wyjątek – SiO2 (nierozpuszczalny w wodzie) |
W wodzie rozpuszczają się tylko tlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych (są to metale grupy I „A” i II „A”, wyjątek Be, Mg) |
Nie wchodzą w interakcje z wodą. Nierozpuszczalne w wodzie |
Wykonaj zadania:
1. Zapisz oddzielnie wzory chemiczne tlenków kwasowych i zasadowych tworzących sól.
NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.
2. Dane substancje : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn(OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca(OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO,
SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3
Otrzymywanie tlenków
Symulator „Oddziaływanie tlenu z substancjami prostymi”
|
1. Spalanie substancji (Utlenianie tlenem) |
a) substancje proste Aparatura treningowa |
2Mg +O2 =2MgO |
|
b) substancje złożone |
2H2S+3O2 =2H2O+2SO2 |
|
|
2. Rozkład substancji złożonych (użyj tabeli kwasów, patrz załączniki) |
a) sole SÓLT= TLENEK ZASADOWY + TLENEK KWASOWY |
CaCO3 =CaO+CO2 |
|
b) Nierozpuszczalne zasady Ja(OH)BT= Ja x O y+ H 2 O |
Cu(OH)2t=CuO+H2O |
|
|
c) kwasy zawierające tlen NNA=TLENEK KWASOWY + H 2 O |
H2SO3 =H2O+SO2 |
Właściwości fizyczne tlenków
W temperaturze pokojowej większość tlenków to ciała stałe (CaO, Fe 2 O 3 itp.), niektóre to ciecze (H 2 O, Cl 2 O 7 itp.) i gazy (NO, SO 2 itp.).
Właściwości chemiczne tlenków
|
WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE ZASADOWYCH TLENKÓW 1. Tlenek zasadowy + tlenek kwasowy = Sól (r. związki) CaO + SO 2 = CaSO 3 2. Tlenek zasadowy + Kwas = Sól + H 2 O (roztwór wymienny) 3 K. 2 O + 2 H. 3 PO 4 = 2 K. 3 PO 4 + 3 H. 2 O 3. Zasadowy tlenek + woda = alkalia (związek) Na2O + H2O = 2NaOH |
|
WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE TLENKÓW KWAŚNYCH 1. Tlenek kwasowy + Woda = Kwas (str. związki) C O 2 + H 2 O = H 2 CO 3, SiO 2 – nie reaguje 2. Tlenek kwasowy + Zasada = Sól + H 2 O (wymiana r.) P 2 O 5 + 6 KOH = 2 K 3 PO 4 + 3 H 2 O 3. Tlenek zasadowy + tlenek kwasowy = Sól (r. związki) CaO + SO 2 = CaSO 3 4. Substancje mniej lotne wypierają ze swoich soli substancje bardziej lotne CaCO 3 + SiO 2 = CaSiO 3 + CO 2 |
|
WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE TLENKÓW AMFOTERYCZNYCH Oddziałują zarówno z kwasami, jak i zasadami. ZnO + 2 HCl = ZnCl 2 + H 2 O ZnO + 2 NaOH + H 2 O = Na 2 [Zn (OH) 4] (w roztworze) ZnO + 2 NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O (po stopieniu) |
Zastosowanie tlenków
Niektóre tlenki nie rozpuszczają się w wodzie, ale wiele z nich reaguje z wodą, tworząc związki:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
CaO + H 2 O = Ok( OH) 2
Rezultatem są często bardzo potrzebne i przydatne związki. Np. H 2 SO 4 – kwas siarkowy, Ca(OH) 2 – wapno gaszone itp.
Jeśli tlenki są nierozpuszczalne w wodzie, ludzie umiejętnie wykorzystują tę właściwość. Substancją jest na przykład tlenek cynku ZnO biały, dlatego używane do przygotowania bieli farba olejna(biel cynkowa). Ponieważ ZnO jest praktycznie nierozpuszczalny w wodzie, bielą cynkową można pomalować każdą powierzchnię, także tę narażoną na opady atmosferyczne. Nierozpuszczalność i nietoksyczność pozwalają na wykorzystanie tego tlenku do produkcji kremów i pudrów kosmetycznych. Farmaceuci robią z niego ściągający i wysuszający proszek do użytku zewnętrznego.
Tlenek tytanu (IV) – TiO 2 – ma te same cenne właściwości. Ma również piękny biały kolor i jest używany do produkcji bieli tytanowej. TiO 2 jest nierozpuszczalny nie tylko w wodzie, ale także w kwasach, dlatego powłoki wykonane z tego tlenku są szczególnie stabilne. Tlenek ten dodaje się do plastiku, aby nadać mu biały kolor. Wchodzi w skład emalii do naczyń metalowych i ceramicznych.
Tlenek chromu(III) – Cr 2 O 3 – bardzo mocne, ciemnozielone kryształy, nierozpuszczalne w wodzie. Cr 2 O 3 stosowany jest jako pigment (farba) w produkcji dekoracyjnego zielonego szkła i ceramiki. Dobrze znana pasta GOI (skrót od nazwy „Państwowy Instytut Optyczny”) służy do szlifowania i polerowania optyki, metali produkty w biżuterii.
Ze względu na nierozpuszczalność i wytrzymałość tlenku chromu(III) stosuje się go także w farbach drukarskich (np. do barwienia banknotów). Ogólnie rzecz biorąc, tlenki wielu metali są stosowane jako pigmenty w szerokiej gamie farb, chociaż nie jest to ich jedyne zastosowanie.
Zadania do konsolidacji
1. Zapisz oddzielnie wzory chemiczne tlenków kwasowych i zasadowych tworzących sól.
NaOH, AlCl 3, K 2 O, H 2 SO 4, SO 3, P 2 O 5, HNO 3, CaO, CO.
2. Dane substancje : CaO, NaOH, CO 2, H 2 SO 3, CaCl 2, FeCl 3, Zn(OH) 2, N 2 O 5, Al 2 O 3, Ca(OH) 2, CO 2, N 2 O, FeO, SO 3, Na 2 SO 4, ZnO, CaCO 3, Mn 2 O 7, CuO, KOH, CO, Fe(OH) 3
Wybierz z listy: tlenki zasadowe, tlenki kwasowe, tlenki obojętne, tlenki amfoteryczne i nadaj im nazwy.
3. Uzupełnij CSR, wskaż rodzaj reakcji, nazwij produkty reakcji
Na2O + H2O =
N 2 O 5 + H 2 O =
CaO + HNO3 =
NaOH + P2O5 =
K2O + CO2 =
Cu(OH)2 =? +?
4. Przeprowadź przekształcenia zgodnie ze schematem:
1) K → K 2 O → KOH → K 2 SO 4
2) S →SO 2 →H 2 SO 3 →Na 2 SO 3
3) P →P 2 O 5 →H 3 PO 4 →K 3 PO 4
Nazywa się tlenki (tlenki). związki chemiczne, składający się z dwóch elementów, z których jeden to .
Niesolące są tzw. bo kiedy reakcje chemiczne Nie tworzą soli z innymi substancjami. Należą do nich H 2 O, tlenek węgla CO, tlenek azotu NO. Wśród tlenków tworzących sól wyróżnia się tlenki zasadowe, kwasowe i amfoteryczne (tab. 2).
Główny nazywane są, które odpowiadają tym, które należą do klasy zasad. Zasadowe reagują z kwasami tworząc sól i wodę.
Tlenki zasadowe to tlenki metali. Charakteryzują się jonowym typem wiązania chemicznego. W przypadku metali tworzących tlenki zasadowe wartość nie jest wyższa niż 3. Typowe przykłady głównymi tlenkami są tlenek wapnia CaO, tlenek baru BaO, tlenek miedzi CuO, tlenek żelaza Fe 2 O 8 itp.
Nazwy głównych tlenków są stosunkowo proste. Jeśli metal wchodzący w skład tlenku zasadowego ma stałą, nazywa się go tlenkiem tlenek, na przykład tlenek sodu Na 2 O, tlenek potasu K 2 O, tlenek magnezu MgO itp. Jeśli metal ma zmienną, tlenek, w którym wykazuje najwyższą wartościowość, nazywany jest tlenkiem, a tlenek, w którym wykazuje najniższa wartościowość nazywana jest tlenkiem azotu, np. Fe 2 O 3 - tlenek żelaza, FeO - tlenek żelaza, CuO - tlenek miedzi, Cu 2 O - tlenek miedzi.
Zapisz w zeszycie definicję tlenków.
Tlenki nazywane są kwasami; odpowiadają kwasom i reagują z zasadami, tworząc sól i wodę.
Tlenki kwasowe- Są to głównie tlenki niemetali. Ich cząsteczki zbudowane są zgodnie z typem wiązania kowalencyjnego. Wartościowość niemetali w tlenkach jest zwykle równa 3 lub wyższa. Typowymi przykładami tlenków kwasowych są dwutlenek siarki SO 2, dwutlenek węgla CO 2, bezwodnik siarkowy SO 3.
Nazwa tlenku kwasowego często opiera się na liczbie atomów tlenu w jego cząsteczce, np. CO 2 - dwutlenek węgla, SO 3 - trójtlenek siarki itp. Nie mniej często używana jest nazwa „bezwodnik” (pozbawiony wody) w odniesieniu do tlenków kwasowych, na przykład CO 2 - bezwodnik węglowy, SO 3 - bezwodnik siarkowy, P 2 O 5 - bezwodnik fosforowy itp. Wyjaśnienie tych nazw znajdziesz studiując właściwości tlenków.
Przez nowoczesny system nazwy, wszystkie tlenki nazywane są jednym słowem „tlenek” i jeśli pierwiastek może mieć różne znaczenia wartościowość, są one oznaczone cyfrą rzymską umieszczoną obok siebie w nawiasach. Na przykład Fe 2 O 3 to tlenek żelaza (III), SO 3 to (VI).
Korzystając z układu okresowego, wygodnie jest określić charakter wyższego tlenku pierwiastka. Można na przykład śmiało powiedzieć, że wyższe tlenki pierwiastków głównych podgrup grup I i II są typowymi tlenkami zasadowymi, ponieważ pierwiastki te są typowe. Wyższe tlenki pierwiastków głównych podgrup V, VI, VII grup są typowymi tlenkami kwasowymi, ponieważ tworzącymi je pierwiastkami są niemetale:
Często zdarza się, że te znajdujące się w grupie IV-VII tworzą wyższe tlenki o charakterze kwasowym, np. tworzą wyższe tlenki Mn 2 O 7 i CrO 3, które mają charakter kwaśny i nazywane są odpowiednio bezwodnikiem manganu i chromu.
▪ 46. Spośród wymienionych poniżej substancji wskaż te, które są tlenkami: CaO; FeCO3; NaNO3; SiO2; CO2; Ba(OH)2; R2O5; H2CO3; PbO; HNO3; FeO; SO3; MgCO3; MnO; CuO; Na2O; V2O6; Ti02. Do jakiej grupy tlenków należą? Nazwij podane tlenki według współczesnego systemu. ()
Właściwości chemiczne tlenków
Pomimo tego, że cząsteczki wielu tlenków zbudowane są według typu jonowego, nie są one elektrolitami, ponieważ nie rozpuszczają się w wodzie w takim sensie, w jakim rozumiemy rozpuszczanie. Niektóre z nich mogą wchodzić w interakcję wyłącznie z wodą, tworząc rozpuszczalne produkty. Ale wtedy to nie tlenki dysocjują, ale produkty ich interakcji z wodą. Dzięki temu tlenki nie ulegają dysocjacji elektrolitycznej. Ale podczas topienia mogą ulec dysocjacji termicznej - rozkładowi na jony w stopie.
Najwygodniej jest najpierw rozważyć właściwości tlenków zasadowych i kwasowych.
Wszystkie zasadowe tlenki są stałe, bezwonne i mogą mieć różne kolory: tlenek magnezu jest biały, tlenek żelaza jest rdzawobrązowy, tlenek miedzi jest czarny.
Przez właściwości fizyczne wśród tlenków kwasowych są stałe (dwutlenek krzemu SiO 2, bezwodnik fosforowy P 2 O 5, bezwodnik siarkowy SO 3), gazowe (dwutlenek siarki SO 2, dwutlenek węgla CO 2). Czasami bezwodniki mają kolor i zapach.
Przez właściwości chemiczne Tlenki zasadowe i kwasowe bardzo się od siebie różnią. Biorąc je pod uwagę, zawsze będziemy rysować paralelę między tlenkami zasadowymi i kwasowymi.
|
Zasadowe tlenki |
Tlenki kwasowe |
|
1. Tlenki zasadowe i kwasowe mogą reagować z wodą |
|
|
CaO + H 2 O = Ca(OH) 2 CaO + H 2 O = Ca 2+ + 2OH - W tym przypadku zasadowe tlenki tworzą zasady (zasady). Ta właściwość wyjaśnia sformułowanie definicji, że zasady odpowiadają zasadowym tlenkom. Nie wszystkie zasadowe tlenki reagują bezpośrednio z wodą, a jedynie tlenki najbardziej aktywnych metali (sodu, potasu, wapnia, baru itp.). |
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 SO 3 + H2O = 2H + + SO 2 4 - Tlenki kwasowe reagują z wodą tworząc kwasy. Ta właściwość wyjaśnia nazwę „bezwodnik” (kwas pozbawiony wody). Ponadto ta właściwość wyjaśnia sformułowanie definicji, że kwasy odpowiadają tlenkom kwasowym. Ale nie wszystkie tlenki kwasowe mogą reagować bezpośrednio z wodą. Dwutlenek krzemu SiO 2 i niektóre inne nie reagują z wodą. |
|
2. Tlenki zasadowe oddziałują z kwasami, tworząc sól i wodę: CuO + H2SO4 = CuSO4 + H2O CuO + 2H + SO 2 4 - =Cu 2+ + SO 2 4 - + H 2 O W skrócie CuO +2H + = Cu2+ + H2O |
|
|
3. Tlenki zasadowe i kwasowe mogą: CaO + SiO 2 = CaSiO 3 podczas stapiania |
|
|
Otrzymywanie tlenków |
|
|
1. Utlenianie niemetali tlenem S + O2 = SO2 |
|
|
2. Rozkład zasad: Cu(OH)2 = CuO + H2O |
2. Rozkład kwasów: H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2 |
|
3. Rozkład niektórych soli (w tym przypadku powstaje jeden tlenek zasadowy, a drugi kwaśny): CaCO3 = CaO + CO2 |
|
Tlenki amfoteryczne to tlenki, które mają podwójne właściwości i zachowują się zasadowo w pewnych warunkach i kwaśnie w innych. Do tlenków amfoterycznych zaliczają się tlenki Al 2 O 3 , ZnO i wiele innych.
Rozważmy właściwości tlenków amfoterycznych na przykładzie tlenku cynku ZnO. Tlenkom amfoterycznym odpowiadają zwykle tlenki słabe, które praktycznie nie dysocjują, dlatego tlenki amfoteryczne nie oddziałują z wodą. Jednakże ze względu na swoją dwoistą naturę mogą reagować zarówno z kwasami, jak i zasadami:
ZnO + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 O
ZnO + 2H + + SO 2 4 - = Zn 2+ + SO 2 4 - + H2O
ZnO + 2H + = Zn 2+ + H 2 O
W tej reakcji tlenek cynku zachowuje się jak zasada
tlenek.
Jeśli tlenek cynku dostanie się do środka środowisko alkaliczne, wówczas zachowuje się jak tlenek kwasowy, który odpowiada kwasowi H 2 ZnO 2 (wzór jest łatwy do znalezienia, jeśli do wzoru tlenku cynku dodamy w myślach wodę H 2 O). Dlatego równanie reakcji tlenku cynku z zasadą zapisuje się w następujący sposób:
ZnO + 2NaOH = Na 2 ZnO 2 + H 2 O
cynkan sodu (sól rozpuszczalna)
ZnO + 2Na + + 2OH - = 2Na + + ZnO 2 2 - + H 2 O
W skrócie:
ZnO + 2OH - = ZnO 2 2 - + H 2 O
▪ 47. Jaka ilość dwutlenku węgla powstanie po spaleniu 6 g węgla? Jeśli zapomniałeś, jak rozwiązywać problemy z równaniami chemicznymi, zapoznaj się z Dodatkiem 1 i rozwiąż to zadanie. ()
48. Ile gramów cząsteczek tlenku miedzi potrzeba, aby przereagować z 49 g kwasu siarkowego? (Możesz dowiedzieć się, czym jest cząsteczka gramowa i jak używać tego pojęcia w obliczeniach, czytając Dodatek 1 na stronie 374).
49. Ile kwasu siarkowego można otrzymać w reakcji 4 gramów cząsteczek bezwodnika siarkowego z wodą?
50. Jaka objętość tlenu jest zużywana do spalenia 8 g siarki? (Problem rozwiązano za pomocą pojęcia „objętość gramocząsteczki gazu”).
51. Jak dokonać przekształceń:
Zapisz równania reakcji w postaci molekularnej i całkowitej jonowej.
52. Jakie tlenki otrzymuje się w wyniku rozkładu wodorotlenków: CuONH. Fe(OH)3, H2SiO3, Al(OH)3, H2SO3? Wyjaśnij za pomocą równań reakcji.
53. Z którą z poniższych substancji zareaguje tlenek baru: a), b), c) tlenek potasu; d) tlenek miedzi, e) wodorotlenek wapnia; f) kwas fosforowy; g) dwutlenek siarki? Zapisz wzory wszystkich wymienionych substancji. Jeśli to możliwe, zapisz równania reakcji w postaci molekularnej, w pełni jonowej i zredukowanej.
54. Zaproponuj metodę wytwarzania tlenku miedzi CuO na bazie siarczanu miedzi, wody i sodu metalicznego. ()
Określanie charakteru właściwości wyższych tlenków z wykorzystaniem układu okresowego
elementy D. I. Mendelejewa
Wiedząc, że najbardziej typowe metale znajdują się na początku okresu, możemy przewidzieć, że wyższe tlenki pierwiastków głównych podgrup grup I i II powinny mieć podstawowe właściwości. Pewien wyjątek stanowi , którego tlenek ma charakter amfoteryczny. Pod koniec tego okresu pojawiają się niemetale, których wyższe tlenki muszą mieć właściwości kwasowe. W zależności od położenia pierwiastków w układzie okresowym, odpowiednie pierwiastki mogą mieć również charakter zasadowy, kwasowy lub amfoteryczny. Na tej podstawie możemy przyjąć uzasadnione założenia dotyczące składu i właściwości tlenków i wodorotlenków niektórych pierwiastków.
■ 55. Napisz wzory wyższych tlenków strontu i indu. Czy mogą reagować z kwasem siarkowym i wodorotlenkiem sodu? Zapisz równania reakcji. ()
56. Napisz wzory wodorotlenków rubidu, baru, lantanu.
57. Jak zachodzą reakcje pomiędzy wodorotlenkiem rubidu i kwasem azotowym, pomiędzy wodorotlenkiem baru i kwasem solnym? Zapisz równania reakcji.
58. Wiedząc, że wzór najwyższego tlenku selenu to SeO 3, napisz równania reakcji bezwodnika selenu z wodorotlenkiem wapnia i tlenkiem sodu.
59. Napisz równania reakcji kwasu selenowego z wodorotlenkiem rubidu, tlenkiem potasu, wodorotlenkiem baru, tlenkiem wapnia.
60. Korzystając z układu okresowego pierwiastków, znajdź wzory kwasu tellurowego (nr 52), kwasu nadchlorowego (nr 17), kwasu germanowego (nr 32), kwasu chromowego (nr 24).
61. Napisz równanie reakcji wodorotlenku rubidu i kwasu antymonowego (nr 37, nr 51). ()
Oprócz tlenków i wodorotlenków wiele pierwiastków może tworzyć związki z wodorem Nazwa zwyczajowa wodorki. Specyficzne właściwości wodorków zależą od względnej elektroujemności wodoru i pierwiastka, z którym się on łączy.
Związki wodoru z typowymi metalami, takimi jak (NaH), (KH), (CaH2) itp., powstają w zależności od rodzaju wiązania jonowego i jest to jon ujemny, a metal jest jonem dodatnim. Wodorki metali są stałe, przypominają sole i mają jonową sieć krystaliczną.
Związki wodoru z niemetalami mają mniej lub bardziej polarne cząsteczki, na przykład HCl, H 2 O, NH 3 itp. i są substancjami gazowymi.
Kiedy tworzą się kowalencyjne wiązania pierwiastków z wodorem, liczba pary elektronów równa liczbie elektronów brakujących do uzupełnienia zewnętrznej warstwy elektronowej tych pierwiastków (oktetu). Liczba ta nie przekracza 4, dlatego lotne związki wodoru mogą tworzyć tylko pierwiastki z głównych podgrup grup IV-VII, które mają wyraźną elektroujemność w porównaniu z wodorem. Wartościowość pierwiastka w lotnym związku wodoru można obliczyć odejmując od liczby 8 numer grupy, w której znajduje się pierwiastek.
Pierwiastki drugorzędowych podgrup IV-VII nie tworzą lotnych wodorków, gdyż są to pierwiastki należące do D-rodzina posiadająca 1 - 2 elektrony na warstwie zewnętrznej, co wskazuje na słabą elektroujemność.
■ 62. Określ wartościowość w lotnych związkach wodoru pierwiastków krzemu, fosforu, tlenu, siarki, bromu, arsenu, chloru. ()
63. Zapisz wzory lotnych związków wodorowych arsenu (nr 33), bromu (nr 35), węgla (nr 6), selenu (nr 34).
64. Czy następujące pierwiastki utworzą z wodorem lotne związki: a) (nr 41); b) (nr 83); c) jod (nr 53); d) (nr 56); e) (nr 81); f) (nr 32); g) (nr 8); (nr 43); i) (nr 21); j) (nr N); l) (nr 51)? ()
Jeżeli tak, napisz odpowiednie wzory.
Ta sama zasada leży u podstaw kompilacji wzorów na związki binarne, czyli związki składające się z dwóch pierwiastków, przy użyciu układu okresowego pierwiastków. W tym przypadku pierwiastek o najmniejszych właściwościach metalicznych, czyli bardziej elektroujemny, będzie miał taką samą wartościowość jak w lotnych związkach wodoru, a pierwiastek o mniejszej elektroujemności będzie miał taką samą wartościowość jak w wyższym tlenku. Pisząc wzór na związek binarny, symbol pierwiastka mniej elektroujemnego umieszcza się na pierwszym miejscu, a symbol pierwiastka bardziej ujemnego na drugim. Zatem pisząc np. wzór na siarczek litu ustalamy, że jako metal wykazuje niższą elektroujemność, jego wartościowość jest taka sama jak w tlenku, czyli 1, równa liczbie grupy. wykazuje większą elektroujemność i dlatego jego wartościowość wynosi 8-6 = 2 (numer grupy odejmuje się od 8). Stąd wzór Li 2 S.
■ 65. Na podstawie położenia pierwiastków w układzie okresowym napisz wzory następujących związków:
a) chlorek cyny (nr 50, nr 17);
b) bromek indu (nr 49, nr 35);
c) jod kadmu (nr 48, jod nr 53);
d) azot lub azotek litu (nr 3, nr 7);
e) fluorek strontu (nr 38, nr 9);
f) siarczek lub siarczek kadmu (nr 48, nr 16).
g) bromek glinu (nr 13, nr 35). ()
Korzystając z układu okresowego pierwiastków, możesz pisać wzory soli kwasów tlenowych i komponować równania chemiczne. Na przykład, aby napisać wzór chromianu baru, należy znaleźć wzór wyższego tlenku chromu CrO 3, następnie znaleźć kwas chromowy H 2 CrO 4, a następnie znaleźć wartościowość baru (jest równa 2 - zgodnie z numer grupy) i ułóż wzór BaCrO 4.
■ 66. Napisz wzory na nadmanganian wapnia i kwas rubidowo-arsenowy.
67. Zapisz następujące równania reakcji:
a) wodorotlenek cezu + kwas nadchlorowy;
b) wodorotlenek talu + kwas fosforowy;
c) wodorotlenek strontu +;
d) tlenek rubidu + bezwodnik siarkowy;
e) tlenek baru + bezwodnik węgla;
e) tlenek strontu + bezwodnik siarkowy;
g) tlenek cezu + bezwodnik krzemu;
h) tlenek litu + kwas fosforowy;
i) tlenek berylu + kwas arsenowy;
j) tlenek rubidu + kwas chromowy;
l) tlenek sodu + kwas nadjodowy;
l) wodorotlenek strontu + siarczan glinu;
n) wodorotlenek rubidu + chlorek galu;
o) wodorotlenek strontu + bezwodnik arsenu;
n) wodorotlenek baru + bezwodnik selenu. ()
Znaczenie prawa okresowości oraz układ okresowy pierwiastków D. I. Mendelejewa w rozwoju chemii
Układ okresowy to układ pierwiastków, a cała przyroda żywa i nieożywiona składa się z pierwiastków. Dlatego nie jest to tylko główne prawo chemiczne, ale także podstawowe prawo natury, które ma znaczenie filozoficzne.
Odkrycie prawa okresowości miało ogromny wpływ na rozwój chemii i do dziś nie straciło na znaczeniu. Korzystając z okresowego układu pierwiastków, D.I. Mendelejew był w stanie sprawdzić i skorygować masy atomowe wielu pierwiastków, na przykład osmu, irydu, platyny, złota itp. Po raz pierwszy w oparciu o układ okresowy D.I. Mendelejew w historii chemii z powodzeniem przewidział odkrycie nowych pierwiastków.
W latach 60-tych ubiegłego wieku niektóre elementy, takie jak (nr 21), (nr 31), (nr 32) itp. nie były jeszcze znane. Niemniej jednak D.I. Mendelejew pozostawił dla nich wolne miejsca w układzie okresowym, ponieważ był przekonany, że pierwiastki te zostaną odkryte i przewidział ich właściwości z wyjątkową dokładnością. Na przykład właściwości pierwiastka, którego istnienie przepowiedział D.I. Mendelejew w 1871 r. i który nazwał eca-krzemem, pokrywają się z właściwościami germanu, odkrytego w 1885 r. przez Winklera.
Obecnie znając budowę atomów i cząsteczek możemy bardziej szczegółowo scharakteryzować właściwości pierwiastków na podstawie ich położenia w układzie okresowym według następującego planu.
1. Pozycja elementu w tabeli D.I. Mendelejewa. 2. Ładunek jądra atomowego i całkowita liczba elektronów.
3. Numer poziomy energii i rozmieszczenie na nich elektronów.
4. Elektroniczna Konfiguracja atom. 5. Rodzaj właściwości (metaliczne, niemetaliczne itp.).
6. Wyższa wartościowość tlenku. Wzór tlenku, charakter jego właściwości, równania reakcji potwierdzające przyjęte właściwości tlenku.
7. Wodorotlenek. Właściwości wyższego wodorotlenku. Równania reakcji potwierdzające oczekiwany charakter właściwości wodorotlenku.
8. Możliwość tworzenia lotnego wodorku. Formuła wodorkowa. Wartościowość pierwiastka w wodorku.
9. Możliwość tworzenia się chlorków. Formuła chlorkowa. Rodzaj wiązania chemicznego pomiędzy pierwiastkiem a chlorem.
Mendelejew przewidział 11 pierwiastków i wszystkie zostały odkryte: w 1875 r. przez P. Lecoqa de Boisbaudran, w 1879 r. przez L. Nilssona i P. Kleve -, w 1898 r. przez Marię Skłodowską-Curie i Pierre'a - (nr 84 ) oraz (nr 84 ). nr 88), w 1899 r. A. Dębiern – (nr 89, przewidywany ekalantan). W 1917 O. Hahn i L. Meitner (Niemcy) odkryli (nr 91), w 1925 V. Noddack, I. Noddack i O. Berg - (nr 75), w 1937 C. Perrier i E Segre (Włochy ) -technet (nr 43), w 1939 r. M. Perey (Francja) - (nr 87), a w 1940 r. D. Corson, K. McKenzie i E. Segre (USA) - (nr 85).
Niektóre z tych pierwiastków odkryto za życia D.I. Mendelejewa. Jednocześnie D.I. Mendelejew za pomocą układu okresowego sprawdził masy atomowe wielu znanych już pierwiastków i wprowadził do nich poprawki. Eksperymentalna weryfikacja tych poprawek potwierdziła poprawność D.I. Układ okresowy został logicznie uzupełniony przez odkrycie w 1894 r. przez Ramseya gazów obojętnych, które nie znajdowały się w układzie okresowym aż do tego roku.
Odkrycie prawa okresowości skłoniło naukowców do poszukiwania przyczyn okresowości. Przyczyniło się to do odsłonięcia istoty numer seryjny grupy i okresy, czyli badanie Struktura wewnętrzna atom uważany za niepodzielny. wiele wyjaśnił, ale jednocześnie przedstawił naukowcom szereg problemów, których rozwiązanie doprowadziło do badań Struktura wewnętrzna atom, wyjaśniający różnice w zachowaniu pierwiastków w reakcjach chemicznych. Odkrycie prawa okresowości stworzyło warunki do sztucznej produkcji pierwiastków.
Układ okresowy, którego stulecie obchodziliśmy w 1969 roku, jest nadal przedmiotem badań.
Idee D.I. Mendelejewa zapoczątkowały nowy okres w rozwoju chemii.
Biografia DI Mendelejewa
D.I. Mendelejew urodził się 8 lutego 1834 r. w Tobolsku, gdzie jego ojciec był dyrektorem gimnazjum. W gimnazjum w Tobolsku, do którego wstąpił w 1841 r., D. I. Mendelejew wykazywał duże zainteresowanie naukami przyrodniczymi. W 1849 wstąpił na Wydział Naukowo-Matematyczny Instytutu Pedagogicznego w Petersburgu. Po śmierci rodziców i siostry D.I. Mendelejew został sam. Mimo to z wielką wytrwałością kontynuował naukę. W instytucie ogromny wpływ miał na niego profesor chemii A. A. Voskresensky. Oprócz chemii D.I. Mendelejew interesował się mechaniką, mineralogią i botaniką.
W 1855 r. D.I. Mendelejew ukończył instytut ze złotym medalem i został wysłany jako nauczyciel nauk przyrodniczych do Symferopola, ponieważ intensywne studia w instytucie podkopały jego zdrowie, a lekarze zalecili mu wyjazd na południe. Następnie przeniósł się do Odessy. Tutaj, jako nauczyciel w pierwszym gimnazjum w Odessie, pracował nad „hydratową” teorią rozwiązań i nad Praca magisterska„W określonych tomach”. W 1856 r. D.I. Mendelejew znakomicie zdał egzaminy magisterskie i obronił rozprawę. Oryginalność i odwaga myślenia w tym dziele wzbudziła podziw w prasie i duże zainteresowanie w świecie naukowym.
Wkrótce 23-letni D.I. Mendelejew został profesorem nadzwyczajnym i otrzymał do tego prawo
wykłada na Uniwersytecie w Petersburgu. W wyjątkowo słabo wyposażonym laboratorium uniwersyteckim kontynuował badania, jednak praca w takich warunkach nie mogła zadowolić naukowca i aby móc je kontynuować skuteczniej, zmuszony był wyjechać do Niemiec. Po zakupie niezbędnych odczynników, naczyń szklanych i instrumentów stworzył na własny koszt laboratorium i zaczął badać naturę gazów, zagadnienia ich przeprowadzania w stan ciekły oraz kohezję międzycząsteczkową cieczy. D.I. Mendelejew jako pierwszy mówił o temperaturach krytycznych dla gazów i wiele z nich wyznaczył eksperymentalnie, udowadniając w ten sposób, że w określonej temperaturze wszystkie gazy można przekształcić w ciecz.
W Niemczech D.I. Mendelejew zbliżył się do wielu wybitnych rosyjskich naukowców, którzy również zostali zmuszeni do pracy za granicą. Byli wśród nich N. N. Beketow, A. P. Borodin, I. M. Sechenov i inni. W 1860 r. D. I. Mendelejew wziął udział w I międzynarodowy kongres chemicy w Karlsruhe.
W 1861 powrócił do Petersburga i rozpoczął nauczanie kursu Chemia organiczna na Uniwersytecie. Tutaj po raz pierwszy stworzył podręcznik chemii organicznej, odzwierciedlający najnowsze osiągnięcia tej nauki. W tym podręczniku D.I. Mendelejew rozpatrzył wszystkie procesy z czysto materialistycznego punktu widzenia, krytykując „witalistów”, zwolenników tzw. witalność, dzięki któremu, jak wierzyli, życie istnieje i powstaje materia organiczna.
DI. Mendelejew jako pierwszy zwrócił uwagę na izomerię - zjawisko, w którym substancje organiczne o tym samym składzie mają różne właściwości. Wkrótce zjawisko to wyjaśnił A.M. Butlerov.
Po obronie rozprawy doktorskiej w 1864 r. na temat „O połączeniu alkoholu z wodą” D. I. Mendelejew w 1865 r. został profesorem Instytutu Technologicznego i Uniwersytetu w Petersburgu.
W 1867 roku otrzymał zaproszenie do Francji w celu zorganizowania pawilonu rosyjskiego na Światowej Wystawie Przemysłowej. Wrażenia z podróży opisał w pracy „O nowoczesny rozwój Niektóre produkcja chemiczna jak zastosowano do Rosji w związku z Wystawą Światową w 1867 r.”.
W pracy tej autor wyraził wiele cennych przemyśleń, w szczególności poruszył kwestię złego wykorzystania zasobów naturalnych Rosji, głównie ropy naftowej, oraz konieczności budowy zakładów chemicznych, które lokalnie produkowałyby surowce, które Rosja importuje z zagranicy.
Dzięki swoim badaniom w dziedzinie teorii roztworów hydratacji D.I. Mendelejew, podążając za Łomonosowem, położył podwaliny pod nową dziedzinę nauki - chemię fizyczną.
W 1867 r. na kierownika wydziału wybrano D.I. Mendelejewa chemia nieorganiczna na Uniwersytecie w Petersburgu, którym kierował przez 28 lat. Jego wykłady cieszyły się ogromnym zainteresowaniem studentów wszystkich wydziałów i kierunków. W tym samym czasie D.I. Mendelejew przeprowadził wielką pracę publiczną mającą na celu wzmocnienie i rozwój rosyjskiej nauki. Z jego inicjatywy w 1868 r. Powstało Rosyjskie Towarzystwo Fizyko-Chemiczne, do którego D.I. Mendelejew po raz pierwszy przesłał swój raport „Eksperyment z układem pierwiastków na podstawie ich masy atomowej i podobieństwa chemicznego”. To był ten słynny, na podstawie którego D.I. Mendelejew napisał swój słynne dzieło„Podstawy chemii”.
Prawo okresowości i układ okresowy pierwiastków pozwoliły D.I. Mendelejewowi przewidzieć odkrycie nowych pierwiastków i opisać ich właściwości z dużą dokładnością. Pierwiastki te zostały odkryte za życia D.I. Mendelejewa i przyniosły wielką sławę prawu okresowemu i jego odkrywcy.
Ale chwała D. I. Mendelejewa i jego postępowe idee wywarły zupełnie inne wrażenie na reakcyjnych kręgach petersburskiej Akademii Nauk. Pomimo ogromnych zasług dla nauki D.I. Mendelejew nie został wybrany do Akademii. Taki stosunek do wielkiego naukowca wywołał burzę protestów w całym kraju. Rosyjskie Towarzystwo Fizyczno-Chemiczne wybrało D.I. Mendelejewa na członka honorowego. W 1890 r. D.I. Mendelejew musiał porzucić pracę na uniwersytecie. Niemniej jednak jego działalność naukowa i praktyczna nie upadła. Stale zajmował się sprawami rozwoju gospodarczego kraju, brał udział w sporządzaniu taryf celnych, pracował w Izbie Miar i Wag. Ale we wszystkich swoich przedsięwzięciach niezmiennie spotykał się ze sprzeciwem rządu carskiego. DI Mendelejew zmarł w 1907 roku. W jego osobie świat stracił genialnego, wszechstronnego naukowca, który przedstawił szereg pomysłów, które miały zostać zrealizowane dopiero w naszych czasach. .
D.I. Mendelejew był zagorzałym orędownikiem rozwoju krajowego przemysłu. Zwłaszcza duże skupienie poświęcił się rozwojowi przemysł naftowy. Już wtedy mówił o budowie rurociągów naftowych i chemicznej rafinacji ropy. Jednak właściciele złóż ropy woleli drapieżną eksploatację pól naftowych.
Po raz pierwszy D.I. Mendelejew wysunął pomysł podziemnego zgazowania węgla, który rozwinął się dopiero w naszych czasach, co zostało bardzo docenione już w 1913 roku. V.I. Lenin, D.I. Mendelejew poświęcił wiele swoich prac potrzebie stworzenia przemysłu chemicznego w Rosji, ale jego rozwój stał się możliwy dopiero w czasach sowieckich: D.I. Mendelejew opracował nowe metody eksploracji rud żelaza, metody wydobywania węgla z głębokich warstw , przedstawił projekt rozwoju Północy, interesował się problemami aeronautyki i badaniami górne warstwy atmosfera. D.I. Mendelejew zaproponował metodę produkcji bezdymnego prochu, którą rząd carski zignorował, ale którą stosował amerykański departament wojskowy.
Sprawdzenie wykonania zadań i odpowiedzi na pytania do Ch. I 1. 16; 61; 14; 42. 2. Różnica w masie atomowej...
1. Materia i jej ruch. 2. Substancje i ich przemiany. Przedmiot i metoda chemii 3. Znaczenie chemii. Chemia w gospodarka narodowa 4. Narodziny chemii...
Tlenki nie tworzące soli (obojętne, obojętne) tlenki CO, SiO, N 2 0, NO.
Tlenki tworzące sól:
Podstawowy. Tlenki, których hydraty są zasadami. Tlenki metali o stopniach utlenienia +1 i +2 (rzadziej +3). Przykłady: Na 2 O - tlenek sodu, CaO - tlenek wapnia, CuO - tlenek miedzi (II), CoO - tlenek kobaltu (II), Bi 2 O 3 - tlenek bizmutu (III), Mn 2 O 3 - mangan (III) tlenek).
Amfoteryczny. Tlenki, których hydraty są wodorotlenkami amfoterycznymi. Tlenki metali o stopniach utlenienia +3 i +4 (rzadziej +2). Przykłady: Al 2 O 3 - tlenek glinu, Cr 2 O 3 - tlenek chromu (III), SnO 2 - tlenek cyny (IV), MnO 2 - tlenek manganu (IV), ZnO - tlenek cynku, BeO - tlenek berylu.
Kwaśny. Tlenki, których hydraty są kwasami zawierającymi tlen. Tlenki niemetali. Przykłady: P 2 O 3 - tlenek fosforu (III), CO 2 - tlenek węgla (IV), N 2 O 5 - tlenek azotu (V), SO 3 - tlenek siarki (VI), Cl 2 O 7 - tlenek chloru ( VII). Tlenki metali o stopniach utlenienia +5, +6 i +7. Przykłady: Sb 2 O 5 - tlenek antymonu (V). CrOz - tlenek chromu (VI), MnOz - tlenek manganu (VI), Mn 2 O 7 - tlenek manganu (VII).
Zmiana charakteru tlenków wraz ze wzrostem stopnia utlenienia metalu
Właściwości fizyczne
Tlenki są stałe, ciekłe i gazowe, mają różne kolory. Na przykład: tlenek miedzi (II) CuO jest czarny, tlenek wapnia CaO jest biały - ciało stałe. Tlenek siarki (VI) SO 3 jest bezbarwną lotną cieczą, a tlenek węgla (IV) CO 2 jest bezbarwnym gazem w zwykłych warunkach.
Stan skupienia
CaO, CuO, Li 2 O i inne zasadowe tlenki; ZnO, Al 2 O 3, Cr 2 O 3 i inne tlenki amfoteryczne; SiO 2, P 2 O 5, CrO 3 i inne tlenki kwasowe.
SO 3, Cl 2 O 7, Mn 2 O 7 itp.
Gazowy:
CO 2, SO 2, N 2 O, NO, NO 2 itp.
Rozpuszczalność w wodzie
Rozpuszczalny:
a) zasadowe tlenki metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych;
b) prawie wszystkie tlenki kwasowe (wyjątek: SiO 2).
Nierozpuszczalny:
a) wszystkie inne tlenki zasadowe;
b) wszystkie tlenki amfoteryczne
Właściwości chemiczne
1. Właściwości kwasowo-zasadowe
Wspólnymi właściwościami tlenków zasadowych, kwasowych i amfoterycznych są oddziaływania kwas-zasada, które ilustruje poniższy diagram:
(tylko dla tlenków metali alkalicznych i metali ziem alkalicznych) (z wyjątkiem SiO 2).
Tlenki amfoteryczne, posiadające właściwości tlenków zasadowych i kwasowych, oddziałują z mocnymi kwasami i zasadami:
2. Właściwości redoks
Jeśli pierwiastek ma zmienny stopień utlenienia (s.o), to jego tlenki o niskim st. O. mogą wykazywać właściwości redukujące, a tlenki o wysokim c. O. - utleniający.
Przykłady reakcji, w których tlenki pełnią rolę reduktorów:
Utlenianie tlenków o niskim c. O. do tlenków o wysokim c. O. elementy.
2C +2 O + O 2 = 2C +4 O 2
2S +4 O 2 + O 2 = 2S +6 O 3
2N +2 O + O 2 = 2N +4 O 2
Tlenek węgla (II) redukuje metale z ich tlenków i wodór z wody.
C +2O + FeO = Fe + 2C +4 O 2
C +2 O + H. 2 O = H. 2 + 2C +4 O 2
Przykłady reakcji, w których tlenki działają jako utleniacze:
Redukcja tlenków przy wysokim o. pierwiastki do tlenków o niskim c. O. lub do prostych substancji.
C +4 O 2 + C = 2C +2 O
2S +6 O 3 + H. 2 S = 4S +4 O 2 + H. 2 O
C +4O2 + Mg = C0 + 2MgO
Cr +3 2 O 3 + 2Al = 2Cr 0 + 2Al 2 O 3
Cu +2 O + H 2 = Cu 0 + H 2 O
Zastosowanie tlenków metali niskoaktywnych do utleniania substancji organicznych.
Niektóre tlenki, w których pierwiastek ma związek pośredni c. o., zdolny do dysproporcji;
Na przykład:
2NO 2 + 2NaOH = NaNO 2 + NaNO 3 + H 2 O
Metody uzyskiwania
1. Oddziaływanie prostych substancji - metali i niemetali - z tlenem:
4Li + O2 = 2Li2O;
2Cu + O2 = 2CuO;
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
2. Odwodnienie nierozpuszczalnych zasad, wodorotlenków amfoterycznych i niektórych kwasów:
Cu(OH)2 = CuO + H2O
2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O
3. Rozkład niektórych soli:
2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 + O 2
CaCO3 = CaO + CO2
(CuOH) 2CO 3 = 2CuO + CO 2 + H 2 O
4. Utlenianie substancji złożonych tlenem:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + H 2 O
4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O
5. Redukcja kwasów utleniających metalami i niemetalami:
Cu + H 2 SO 4 (stęż.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
10HNO 3 (stęż.) + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + N 2 O + 5H 2 O
2HNO 3 (rozcieńczony) + S = H 2 SO 4 + 2NO
6. Wzajemne przemiany tlenków podczas reakcji redoks (patrz właściwości redoks tlenków).
