МІНІСТЕРСТВО ОХОРОНИ ЗДОРОВ’Я УКРАЇНИ
ЧЕРКАСЬКИЙ МЕДИЧНИЙ КОЛЕДЖ
КОНТРОЛЬНА РОБОТА
З НЕОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇ
студентки:
ОбіходТетяни Миколаївни
ІІІ фарм. (вечірнє)
Черкаси 2007
План
1. Класифікація неорганічних сполук
2. Комплексні сполуки, будова молекул. Типи хімічнихзв’язків у комплексних сполуках
3. Загальна характеристика неметалів VІІ групи. Хлор.Характеристика елемента. Поширення у природі. Добування. Фізичні і хімічнівластивості. Застосування
4. Бор. Характеристика елемента. Поширення у природі.Сполуки бору. Борна кислота: добування, фізичні та хімічні властивості,застосування. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосування тетраборату натрію
5. Свинець. Характеристика елемента. Поширення у природі.Фізичні та хімічні властивості. Застосування. Гідроксид свинцю (ІІ), добування, фізичні та хімічні властивості. Солі свинцю (ІІ). Якісніреакції на катіон свинцю (ІІ)
6. Основні закони хімії та їх наслідки
7. Способи вираження концентрації розчинів. Масова часткарозчиненої речовини, молярна концентрація еквівалента
8. Бром. Характеристика елемента. Добування, фізичні тахімічні властивості, застосування
9. Загальна характеристиканеметалів головної підгрупи ІІІ, ІV груп. Вуглець. Характеристика елемента.Поширення у природі. Алотропні видозміни вуглецю: алмаз, графіт, карбін.Уявлення про адсорбцію. Хімічні властивості вуглецю
10. Оксид заліза (ІІ), його властивості. Гідроксид заліза(ІІ), його властивості. Солі заліза (ІІ), їх відновні властивості. Якісніреакції на катіон заліза (ІІ)
Література
1. Класифікація неорганічних сполук
Хімія займаєтьсявивченням перетворень хімічних речовин, тому для неї дуже важливою єкласифікація хімічних сполук. Під класифікацією розуміють різноманітних табагаточисельних сполук (число відомих на сьогодні сполук перевищує 3,5 мільйони)у певні групи або класи, які мають схожі властивості.
Природні хімічніречовини зазвичай являють собою складні суміші різних сполук, які піддаютьрозділенню як фізичними, так і хімічними методами. У результаті процесіврозділення і очистки отримують індивідуальні хімічні речовини, якіхарактеризуються певними і постійними для кожної індивідуальної сполукифізичними властивостями.
Індивідуальніхімічні речовини прийнято ділити на дві групи — небагаточисельну групу простихречовин, яких, врахувавши різні алотропні модифікації, налічується близько 500(сама група ділиться на підгрупи металів і неметалів)і дуже багаточисельну групу складних речовин. Складні речовиниділять на підгрупи неорганічних та органічнихречовин, підгрупа неорганічних речовин, у свою чергу, ділиться на оксиди,основи, кислоти та солі.2. Комплексні сполуки, будова молекул.Типи хімічних зв’язків у комплексних сполуках
До складукоординаційних сполук входять комплексні йони (або нейтральні сполуки), які принаписанні формул виділяються в квадратні дужки. Наприклад, К4 [Fе (СN)6], [Аg (NН3) 2] ОН тощо. У водних розчинахтакі координаційні сполуки повністю дисоціюють на зовнішню координаційну сферуі внутрішню координаційну сферу або власне комплекс. Останнє підтверджує, щочастинки зовнішньої координаційної сфери зв'язані в координаційній сполуці меншміцно і в процесах розчинення або в реакціях обміну відщеплюються від сполуки,утворюючи самостійні йони.
Таким чином упроцесах розчинення, у хімічних реакціях, у структурі кристалу комплексвиступає як самостійна одиниця, яка утворена з реально існуючих простішихчастинок і здатна самостійно існувати.
Наприклад, К4[Fе (СN) 6] є координаційною сполукою, а [Fе (СN) 6] 4-- іон — є комплексом, який утворений з реально існуючих простішихчастинок Fе2+ і СN‾.
Склад комплекса:
Центральний атом (Ц.а) або комплексоутворювач — це центральний елемент у внутрішній координаційнійсфері, навколо якого координуються (групуються) йони або молекули (у наведенихприкладах це ферум (II) — катіонабо ферум (2+) — іон і аргентум (1+) — іон);
Ліганди (L) — йониабо молекули, які координуються навколо центрального атома у внутрішнійкоординаційній сфері (у цих прикладах — це СN‾ — іони, ціанід-іони, і NH3 — молекули амоніаку);
Число, яке показуєкількість лігандів, називається координаційним числом — к. ч. У цих прикладахкоординаційне число дорівнює 6 і 2. Центральний атом і ліганди утворюютьвнутрішню координаційну сферу (ВКС) — комплексну сполуку, яка завжди береться вквадратні дужки.
ВКС: [Ре (СК) 6]4-, ВКС: [Аg (NН3) 2] +.
Заряд комплексачисельно дорівнює загальному заряду зовнішньої координаційної сфери, алепротилежний йому за знаком. Якщо комплексна сполука (внутрішня координаційнасфера) має заряд, відмінний від нуля, тоді є зовнішня координаційна сфера (ЗКС).Останню утворюють йони, які розміщені за внутрішньою координаційною сферою. Таку К4 [Fе (СN) 6] у зовнішній координаційній сферізнаходяться чотири калій (1+) — іони. Отже, сам комплекс має чотири негативнихзаряди.
У [Аg (NН3)2] ОН у зовнішнійкоординаційній сфері знаходиться один гідроксид-іон, який має один негативнийзаряд. Тоді комплекс має один позитивний заряд.
Наприклад, ЗКС: 4К+;ОН‾. Тоді, заряд ВКС в першому випадку дорівнює 4-, у другому — 1+. Запис: z (ВКС) = 4-, z (ВКС) = 1+.
Зарядкомплексоутворювача дорівнює алгебраїчній сумі зарядів всіх йонів, які є увнутрішній координаційній сфері.
Центральним атомомможе бути метал-катіон (наприклад, Fе2+, Fе3+, Со2+Си2+, тощо), метал-атом (наприклад, Fе, Со, Nі, Мn тощо),неметал-катіон (наприклад, Sі4+, S6+, Р5+ тощо),неметал-аніон (наприклад, NН4+ — N3-, Н3О+ — О2-), а лігандом — негативно заряджений простий чи складний аніон(наприклад, F-, СІ-, Вr‾, І-, S2O32-тощо) полярна молекула (наприклад, NН3, Н2О тощо),молекули органічних речовин, які легко поляризуються (наприклад, (СН2)2 (NН2) 2 — етилендіамін -еnтощо) або неполярні молекули органічних речовин.
Здатністьцентрального атома до комплексоутворення залежить від величини ступеняокиснення, радіуса атома чи йона його, природи лігандів, рН, температури,природи зовнішньої координаційної сфери, природи розчинника.
Відомі к. ч.: 1,2, 3, 4, б, 6, 7, 8, 9,12. Найчастіше зустрічаються координаційні сполуки з к. ч.2,4 і 6, причому часто к. ч. в 2 рази більше числового значення ступеня окисненняцентрального атома. Ці числа відповідають найбільш симетричній геометричнійконфігурації комплекса (октаедр (к. ч. = 6), тетраедр або квадрат (к. ч. = 4) ілінійна (к. ч. = 2)).
Для поясненнякомплексоутворення використовують електростатичні уявлення. Утворення комплекса- це наслідок електростатичної взаємодії між центральним атомом (комплексоутворювачем)і лігандами — йонами або молекулами. Допускається, що частинки, які утворюютькомплекс, шари з певним зарядом і радіусом, які не деформуються. Стійкийкомплекс утворюється тоді, коли сили притягання до центрального атома комплексазрівноважують сили відштовхування між лігандами.
Наприклад,аквакомплекси лужних і лужноземельних металів [Nа (ОН2) 6]+, [Са (ОН2) 6] 2+ тощо утворюютьсяза рахунок електростатичного притягання.
Згідно зелектростатичними уявленнями в аквакомплексах лужні і лужноземельні метал-іониутримують молекули дигідроген оксиду (Н2О) за рахунокелектростатичних сил взаємодії метал-іон — диполь (Н2О). Силапритягання між метал-іон — диполь і сила відштовхування між лігандами (Н20)урівноважують одна одну при певному значенні координаційного числа, щовідповідає найбільшій енергії зв'язку комплекса.
Електростатичніуявлення при утворенні комплекса дозволили оцінити стійкість комплексів,передбачити координаційне число і просторове розміщення лігандів. Електростатичнатеорія наочна, тому нею нині користуються для якісних висновків, наприклад, дляпояснення утворення аквакомплексів лужних і лужноземельних металів.
У рештикомплексних сполук природа хімічного зв'язку принципово не відрізняється відприроди зв'язку у простих сполуках. У внутрішній сфері між центральним атомом ілігандами формуються полярні ковалентні зв'язки за донорно-акцепторниммеханізмом, а зовнішня координаційна сфера утримується біля комплекса зарахунок електростатичної йон-йонної взаємодії, яка за характером наближаєтьсядо йонного зв'язку.
Утворенняхімічного зв'язку і геометричну будову комплекса пояснюють за допомогою методувалентних зв'язків І методу молекулярних орбіталей, які взаємно доповнюють одинодного.
Для передбаченняреальної геометричної будови комплексних сполук використовують уявлення прогібридизацію АО центрального атома. Згідно з теорією гібридизації валентні АОцентрального атома, які приймають участь в утворенні хімічного зв'язку, укомплексах втрачають свою індивідуальність, тобто не є чистими. Вонигібридизуються і одержують точну направленість у просторі, причому їх взаємнанаправленість максимально симетрична (для цього числа АО) відносно центрацентрального атома комплексної сполуки. При цьому перекриття гібридних АОцентрального атома з АО лігандів посилюється, міцність хімічного зв'язкузростає і комплексна сполука одержує оптимальну для неї стійкість.
Залежно від числагібридних АО центрального атома є кілька типів стереохімічного розміщення осейсиметрії гібридних орбіталей. Таке положення гібридних орбіталей призводить дофіксації лігандів у просторі навколо центрального атома, що дозволяєгеометрично описати будову всього комплекса.
Отже, геометричнуконфігурацію комплексної сполуки визначає тип гібридизації АО. При sр-гібридизаціїАО к. ч. дорівнює 2 і комплекс має лінійну геометрію; при sр3-гібридизаціїАО — тетраедричну (к. ч. = 4), dsр2 — квадратну (к. ч. = 4), sр3d2 — або d2sр3 — октаедричну форму (к. ч. = 6).3. Загальна характеристика неметалівVІІ групи. Хлор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Добування. Фізичніі хімічні властивості. Застосування
Елементи VІІ групиперіодичної системи ділять на дві підгрупи: головну — підгрупу галогенів, тапобічну — підгрупу марганцю. До цієї ж групи відносять і водень, хоча його атоммає на зовнішньому, валентному рівні єдиний електрон, і його слід відносити доІ групи.
До підгрупигалогенів відносять фтор, хлор, бром, йод і астат. Перші чотири зустрічаються уприроді, а останній добуто штучно. Слово галоген означає солетворний.
Всі галогени маютьструктуру зовнішньої електронної оболонки s2р5.Тому вони легко приймають електрон, утворюючи стійку благородногазову оболонку s2р6.Радіус атома збільшується у ряду фтор — астат. У тому ж порядку зменшуєтьсяспорідненість атома елемента до електрону.
Галогени — надзвичайно активні елементи. Вони здатні віднімати електрони не лише у атомів,які легко їх віддають, а і у йонів і навіть витісняти інші галогени з їх сполук.
Із усіх галогенівлише фтор не має незаповненого d-рівня. Тому він не може мати більшеодного неспареного електрона і виявляє валентність тільки -1. В атомах іншихгалогенів є незаповнений d-рівень, що дає їм можливість виявлятивалентність -1, +1, +3, +5 та +7.
Через високуактивність хлор у вільному стані у природі не зустрічається. Широко відомі йогоприродні сполуки — хлориди лужних та лужноземельних металів, серед якихнайбільш розповсюдженими є кухонна сіль NaСl, сильвініт — суміш хлоридів натріюі калію, та карналіт КСl∙МgСl2∙6H2O.
У лабораторії хлоротримують дією концентрованої соляної кислоти на різні окислювачі, наприкладдіоксид марганцю (при нагріванні, перманганат калію або бертолетову сіль.
У промисловостіхлор отримують електролізом розчинів або розплавів хлоридів лужних металів. Заумови електролізу розплав лужного металу на катоді виділяється лужний метал, нааноді — хлор.
За звичайних умовхлор — газ жовто-зеленого кольору з різким запахом, отруйний. Хлор у 2,5 разиважчий за повітря.
При 20°С в одномуоб’ємі води розчиняється близько 2 об’ємів хлору, такий розчин називаютьхлорною водою. За атмосферного тиску хлор при -34°С переходить у рідкий стан, апри — 101°С у твердий стан. Хлор добре розчинний у багатьох органічнихрозчинниках, особливо в тетрахлориді вуглецю, з яким не взаємодіє.
На зовнішньомуелектронному рівні атом хлору має 7 електронів, тому легко приєднує електрон,утворюючи аніон Сl‾.
Завдяки наявностінезаповненого d-рівня можуть з’являтись 1, 3, 5 або 7 неспаренихелектронів, і у кисневмісних сполуках хлор може виявляти валентність +1, +3, +5та +7.
Без присутностівологи хлор досить інертний, проте навіть за наявності слідів вологи активністьхлору різко зростає. Хлор добре взаємодіє з багатьма металами та неметалами,наприклад:
2Fе + 3Сl2→ 2FеСl3
Sі + 2Сl2→ SіСl4
З киснем, вуглецемта азотом хлор безпосередньо не взаємодіє.
При розчиненніхлору у воді утворюються дві кислоти — соляна та хлорноватиста:
Cl2 + H2O↔ НCl + НClО
Також хлорвзаємодіє з холодними розчинами лугів, утворюючи відповідні солі (отриманийрозчин називають жавелевою водою). З гарячими розчинами лугів хлорутворює відповідні солі соляної та хлорноватої кислот, наприклад
3Cl2 +6КOH → 5КCl + КClO3
Утворений хлораткалію називають бертолетовою сіллю.
При нагріванніхлор взаємодіє з багатьма органічними речовинами.
Хлор — сильнийокисник, тому легко взаємодіє зі складними речовинами, до складу яких входятьелементи, здатні окислюватись до більш високого валентного стану, наприклад: 2FеCl2+ Cl2 → 2FеCl3
Хлорвикористовують для відбілювання паперу і тканин, знезараження питної води,виробництва різноманітних ядохімікатів, соляної кислоти, хлороорганічнихречовин та розчинників, а також у лабораторній практиці.
4. Бор. Характеристика елемента. Поширенняу природі. Сполуки бору. Борна кислота: добування, фізичні та хімічні властивості,застосування. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосуваннятетраборату натрію
Бор належить доголовної підгрупи ІІІ групи періодичної системи. Порівняно мало розповсюдженийу природі. Вміст бору у земній корі складає близько 1,2∙10-3%.
До головнихприродних сполук бору відносять борну кислоту H3ВO3 тасолі борних кислот, серед яких найбільш відома бура Na2В4O7∙10H2O.
Борна кислотаявляє собою білі кристали, блискучі лусочки яких розчиняються у гарячій воді. Отримуютьдією сірчаної кислоти на гарячий розчин тетраборату натрію:
Na2В4О7+ H2SO4 + 5H2O → Na2SO4+ 4Н3ВO3.
При охолодженнірозчину борна кислота викристалізовується, оскільки в холодній водімалорозчинна. При нагріванні борна кислота втрачає воду, переходячи спочатку вмета борну кислоту НВO2, а потім у борний ангідрид В2O3.При кип’ятінні розчину разом з парáми води випаровується і борна кислота.
Борна кислотаналежить до числа дуже слабких кислот (при 20°С К1 = 6∙10-10,дві інші константи дисоціації відповідно -13 та -14 порядків).
Застосовують борнукислоту при виготовленні емалей і глазурей, у виробництві спеціальних сортівскла, у паперовому та шкіряному виробництві, а також у якості дезінфікуючогозасобу.
5. Свинець. Характеристика елемента. Поширенняу природі. Фізичні та хімічні властивості. Застосування. Гідроксид свинцю (ІІ),добування, фізичні та хімічні властивості. Солі свинцю (ІІ). Якісні реакції накатіон свинцю (ІІ)
Свинець належитьдо головної підгрупи ІV групи періодичної системи елементів. Вміст свинцю уземній корі складає близько 1,6∙10-3%. Зазвичай свинецьзустрічається у вигляді РbS, який ще називають свинцевим блиском.
Свинець — голубувато-білий метал, надзвичайно м’який, ріжеться ножем. На повітрі йогоповерхня окислюється і робиться матовою. Плавиться при 327,4°С, кипить при1740°С, легко утворює сплави з оловом та іншими металами.
На холоді свинецьдоволі інертний, а при нагріванні легко вступає в реакцію з киснем, сіркою тахлором. Свинець добре розчиняється у азотній кислоті, проте погано у соляній тасірчаній, оскільки утворює важкорозчинний сульфат або хлорид свинцю, якийзаважає його подальшому розчиненню. При сплавлянні свинцю з лугами уприсутності окисників утворює розчинні сполуки.
Свинець широкозастосовують у техніці. Найбільша його кількість йде на виготовлення оболоноккабелів та пластин акумуляторів. Із свинцю виготовляють кожухи башт, зміївикихолодильників та інші відповідальні частини апаратури. Свинець добре поглинає γ-випромінювання, тому використовується длязахисту від радіації.
Гідроксид свинцю (ІІ)- речовина білого кольору, добре розчинна як у кислотах, так і розчинах лугів:
Рb (OH) 2+ 2НNO3 → Рb (NO3) 2 + 2H2O
Рb (OH) 2+ 2КOH → К2 [Рb (OH) 4]
При взаємодіїмонооксиду та гідроксиду свинцю (ІІ) з лугами утворюються плюмбіти. Солісвинцю (ІІ), крім Рb (NO3) 2 та Рb (CH3COO) 2 нерозчинні у воді.
Якісними реакціямина катіон Рb2+ є:
а) утворення чорного осаду РbS при дії сірководню на солі свинцю (ІІ);
б) утворення білого осаду РbSO4 при добавлянні сірчаноїкислоти або розчинних сульфатів до розчинів солей свинцю (ІІ);
в) утворення білого осаду РbCl2 при дії на розчини солейсвинцю (ІІ) соляною кислотою або розчинними хлоридами;
г) утворення жовтого осаду РbCl2 при введенні йодид-іонів врозчини солей свинцю (ІІ).
6. Основні закони хімії та їхнаслідки
1. Законзбереження маси речовини: маса речовин, які вступили вреакцію, дорівнює масі речовин, отриманих внаслідок реакції.
2. Законсталості складу: кожна чиста речовина, незалежно відспособу її добування, завжди має сталий якісний і кількісний склад.
3. Законеквівалентів: речовини взаємодіють між собою вкількостях, пропорційних їх еквівалентам, тобто
/>.
4. Законкратних відношень: Якщо два елементи утворюють кількасполук, то масові кількості одного елемента, які сполучаються з тою ж кількістюіншого, відносяться між собою як невеликі цілі числа.
5. Газовізакони.
а) Закон об’ємних співвідношень: об’єми газів, щовступають в реакцію, відносяться один до одного і до об’ємів газоподібнихпродуктів реакцій як невеликі цілі числа.
б) Закон Авогадро: в рівних об’ємах різних газів заоднакових умов (температури і тиску) міститься однакова кількість молекул.
Із закону Авогадровипливає, що рівні кількості молекул різних газів за однакових умов займаютьоднаковий об’єм.7. Способи вираження концентраціїрозчинів. Масова частка розчиненої речовини, молярна концентрація еквівалента
Масовапроцентна концентрація показує кількість граміврозчиненої речовини, яка міститься у 100 г розчину.
Об’ємнапроцентна концентрація означає число об’єміврозчиненої речовини у 100 об’ємах розчину.
Молярнаконцентрація, або молярністьвизначаєтьсякількістю молей розчиненої речовини, що міститься у 1 л розчину (позначаєтьсяМ).
Моляльнаконцентрація, або моляльністьвизначається числом молів розчиненої речовини, що міститься у 1 кгрозчинника.
Нормальнаконцентрація, або нормальністькількістьмоль-еквівалентів речовини, що містяться в 1 л розчину (позначають н).Дану концентрацію ще називають молярною концентрацією еквівалента.
Мольна доля— це відношення числа молей даної речовини дозагального числа молей всіх речовин, що містяться у розчині (позначають длярозчинника N1, для розчинених речовин N2, N3і т.д.).
8. Бром. Характеристика елемента. Добування,фізичні та хімічні властивості, застосування
Бром — легколеткачервоно-бура рідина з неприємним, задушливим запахом. Кипить при 58,8°С,твердне при -7,3°С. В 1 л води при 20°С розчиняється 35 г брому. Ворганічних розчинниках бром розчиняється значно краще.
За хімічнимивластивостями нагадує хлор. На зовнішньому рівні його атома є 7 електронів (s2р5),тому він легко приєднує електрон, утворюючи іон Вr‾. Завдяки наявностінезаповненого d-рівня бром може в кисневмісних сполуках виявлятивалентність +1, +3, +5 та +7.
Подібно хлору,бром взаємодіє з багатьма металами і неметалами, проте всі реакції бромупротікають менш енергійно, ніж аналогічні реакції хлору:
2Аl + 3Вr2→ 2АlВr3
H2 + Вr2→ 2НВr
При розчиненніброму у воді реагує лише його частина, утворюючи бромоводневу та бромноватистукислоти:
Вr2 + H2O↔ НВr + НВrО
При розчиненніброму в лугах на холоді утворюються солі відповідних кислот:
Вr2 +2NaOH → NaВr + NaВrО + H2O
З насиченими таненасиченими вуглеводнями бром реагує також менш енергійно, ніж хлор.
Як і хлор, бром єокисником, і легко окислює, наприклад, сірчисту кислоту до сірчаної:
H2SO3+ Вr2 + H2O → H2SO4 + 2НВr
А якщо до розчинусірководню додати бромну воду, то червоно-буре забарвлення зникає і розчинмутніє внаслідок виділення сірки:
H2S +Вr2 → 2НВr + S↑
В лабораторнихумовах бром отримують дією на бромоводневої кислоти або її солей на різніокисники:
2КMnO4+ 16НВr → 2КВr + 2MnВr2+ 5Вr2 + 8H2O
У промисловостібром отримують дією хлору на різні броміди:
2КВr + Cl2→ 2КCl + Вr2
Бром застосовуютьдля отримання різних броморганічних сполук, які використовуються в лакофарбовійта фармацевтичній промисловостях. Значні кількості брому йдуть на виробництвоброміду срібла, що використовується у якості світлочутливого шару привиготовленні фотоматеріалів.
9. Загальна характеристика неметалівголовної підгрупи ІІІ, ІV груп. Вуглець. Характеристика елемента. Поширення уприроді. Алотропні видозміни вуглецю: алмаз, графіт, карбін. Уявлення проадсорбцію. Хімічні властивості вуглецю
До головноїпідгрупи ІІІ групи відносяться бор, алюміній, галій, індій,талій. На зовнішньому електронному рівні елементів головної підгрупи ІІІгрупи є по 3 електрони (s2р1). Вони легковіддають ці електрони або утворюють 3 неспарених електрони за рахунок переходуодного s-електрона на р-рівень.
Для бору іалюмінію характерними є ступені окислення 3+. У галію, індію і талію назовнішньому електронному рівні також знаходиться по 3 електрони (конфігурація s2р1),але вони розташовані після 18-електронного шару. Тому, на відміну від алюмінію,галій виявляє явно неметалічні властивості. В ряду галій-індій-талій металічнівластивості посилюються.
До головноїпідгрупи ІV групи відносяться вуглець, кремній (неметали) та германій, олово,свинець (металоїди, метали).
На зовнішньомуелектронному рівні атомів головної підгрупи ІV групи знаходиться по 4 електрони(s2р2). Тому вони можуть приєднувати по 4електрони, утворюючи восьмиелектронну оболонку, або за рахунок переходу s-елек-тронана р-рівень утворювати 4 неспарених електрони. З цієї причини длянеметалів головної підгрупи ІV групи характерними ступенями окислення є 4- та4+.
Вуглецьзустрічається у природі як у вільному стані, так і у сполуках. Вміст його уземній корі становить 0,02%. У вільному кристалічному стані вуглецьзустрічається у вигляді алотропних видозмін — алмазу, графіту, карбіну. Узв’язаному стані вуглець зустрічається в карбонатах (кальцит, магнезит,доломіт, залізний шпат, малахіт). Крім того, вуглець — головна складова кам’яного та інших видів вугілля, горючих природних газів тавсіх живих організмів.
Алмаз — прозора речовина, найтвердіша з усіх відомих природних речовин. Йоговважають еталоном твердості, яка за десятибальною шкалою оцінюється числом 10. Твердістьалмазу обумовлена особливою структурою його кристалічної решітки. Алмаз поганопроводить тепло і не проводить електричний струм. При нагріванні без доступуповітря перетворюється на графіт.
Графіт — темно-сіра речовина з металічним блиском. Він має шарувату структуру, тому порівняно м’який (залишає слід на папері). Графітдобре проводить електрику (але гірше, ніж метали), дуже тугоплавкий.
Чорний (аморфний)вуглець або карбін являє собою пористу речовинучорного кольору. Характерні представника цієї модифікації — сажа, кокс, деревневугілля.
Найбільшреакційноздатним є чорний вуглець, за ним йдуть графіт і алмаз. За звичайноїтемператури вуглець доволі інертний, але при нагріванні реагує з багатьмаречовинами: киснем, сіркою, оксидами металів і неметалами. При взаємодіївуглецю з киснем утворюються монооксид або діоксид вуглецю та виділяєтьсявелика кількість теплоти:
С + O2 →СO2↑
2С + O2→ 2СО↑
Вуглець — сильнийвідновник: віднімаючи кисень у багатьох оксидів, він відновлює речовини довільного стану:
ZnО + С → Zn+ СО↑
Вуглець взаємодієз металами з утворенням карбідів:
Са + 2С →СаС2
Деякі речовиниздатні поглинати молекули інших речовин з газів, парів та розчинів і утримуватиїх на своїй поверхні. Поглинання газів, парів та розчинених речовин поверхнеюінших речовин називають адсорбцією, а речовини, які поглинають — адсорбентами.Чим більша поверхня адсорбенту, тим інтенсивніше йде процес поглинання.
Одним з кращихадсорбентів є деревне вугілля. Воно добре поглинає різні гази, пари тарозчинені речовини. Наприклад, якщо водний розчин барвника прокип’ятити здеревним вугіллям і профільтрувати, то фільтрат виявиться безбарвним (весьбарвник поглинеться вугіллям).10. Оксид заліза (ІІ), йоговластивості. Гідроксид заліза (ІІ), його властивості. Солі заліза (ІІ), їхвідновні властивості. Якісні реакції на катіон заліза (ІІ)
Оксид заліза (ІІ) — чорний порошок, що легко окислюється. FеО виявляє властивості оснóвнихоксидів — легко розчиняється у кислотах, утворюючи солі заліза (ІІ).
Солі заліза (ІІ) являютьсявідновниками. Спочатку гідроксид заліза (ІІ) випадає в осад білого кольору придії лугу на солі заліза (ІІ) без доступу повітря:
FеSO4 +2КOH → Fе (OH) 2↓ + К2SO4
Потім іони Fе2+дуже легко окислюються киснем повітря або іншими окислювачами до іонів Fе3+.З цієї ж причини білий осад Fе (OH) 2 на повітрі стає спочаткузеленкуватим, а потім бурим, переходячи у гідроксид заліза (ІІІ):
4Fе (OH) 2+ 2H2O + O2 → 4Fе (OH) 3
Основною якісноюреакцією на іон Fе2+ є:
3FeSO4+ 2K3 [Fe (CN) 6] → Fe3 [Fe (CN) 6]2↓ + 3K2SO4
Осад, який утворюється, маєназву „турнбулева синь".
Література
1. Н.Л. Глинка — Общая химия, Ленінград, „Химия”, 1981.
2. А.Т. Пилипенко, В.Я. Починок — Справочник по элементарнойхимии, К.: «Наукова думка», 1985.