Неорганічні сполуки. Основні закони хімії та їх наслідки

МІНІСТЕРСТВО ОХОРОНИ ЗДОРОВ’Я УКРАЇНИ

ЧЕРКАСЬКИЙ МЕДИЧНИЙ КОЛЕДЖ

КОНТРОЛЬНА РОБОТА

З НЕОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇ

студентки:

Обіход Тетяни Миколаївни

ІІІ фарм. (вечірнє)

Черкаси 2007

План

1. Класифікація неорганічних сполук

2. Комплексні сполуки, будова молекул. Типи хімічних зв’язків у комплексних сполуках

3. Загальна характеристика неметалів VІІ групи. Хлор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Добування. Фізичні і хімічні властивості. 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). Якісні реакції на катіон свинцю (ІІ)

6. Основні закони хімії та їх наслідки

7. Способи вираження концентрації розчинів. Масова частка розчиненої речовини, молярна концентрація еквівалента

8. Бром. Характеристика елемента. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосування

9. Загальна характеристика неметалів 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. Якісні реакції на катіон заліза (ІІ)

Література

1. Класифікація неорганічних сполук

Хімія займається вивченням перетворень хімічних речовин, тому для неї дуже важливою є класифікація хімічних сполук. Під класифікацією розуміють різноманітних та багаточисельних сполук (число відомих на сьогодні сполук перевищує 3,5 мільйони) у певні групи або класи, які мають схожі властивості.

Природні хімічні речовини зазвичай являють собою складні суміші різних сполук, які піддають розділенню як фізичними, так і хімічними методами. У результаті процесів розділення і очистки отримують індивідуальні хімічні речовини, які характеризуються певними і постійними для кожної індивідуальної сполуки фізичними властивостями.

Індивідуальні хімічні речовини прийнято ділити на дві групи - небагаточисельну групу простих речовин, яких, врахувавши різні алотропні модифікації, налічується близько 500 (сама група ділиться на підгрупи металів і неметалів) і дуже багаточисельну групу складних речовин. Складні речовини ділять на підгрупи неорганічних та органічних речовин, 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 складу координаційних сполук входять комплексні йони (або нейтральні сполуки), які при написанні формул виділяються в квадратні дужки. Наприклад, К₄ (Fе (СN) ₆), (Аg (NН₃) ₂) ОН тощо. У водних розчинах такі координаційні сполуки повністю дисоціюють на зовнішню координаційну сферу і внутрішню координаційну сферу або власне комплекс. Останнє підтверджує, що частинки зовнішньої координаційної сфери зв'язані в координаційній сполуці менш міцно і в процесах розчинення або в реакціях обміну відщеплюються від сполуки, утворюючи самостійні йони.

Таким чином у процесах розчинення, у хімічних реакціях, у структурі кристалу комплекс виступає як самостійна одиниця, яка утворена з реально існуючих простіших частинок 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 простіших частинок Fе²⁺ і СN‾.

Склад комплекса:

Центральний атом (Ц. а) або комплексоутворювач - це центральний елемент у внутрішній координаційній сфері, навколо якого координуються (групуються) йони або молекули (у наведених прикладах це ферум (II) - катіон або ферум (2+) - іон і аргентум (1+) - іон);

Ліганди (L) - йони або молекули, які координуються навколо центрального атома у внутрішній координаційній сфері (у цих прикладах - це СN‾ - іони, ціанід-іони, і NH₃ - молекули амоніаку);

Число, яке показує кількість лігандів, називається координаційним числом - к. ч. У цих прикладах координаційне число дорівнює 6 і 2. Центральний атом і ліганди утворюють внутрішню координаційну сферу (ВКС) - комплексну сполуку, яка завжди береться в квадратні дужки.

ВКС: (Ре (СК) ₆) ^4-, ВКС: (Аg (NН₃) ₂) ⁺.

Заряд комплекса чисельно дорівнює загальному заряду зовнішньої координаційної сфери, але протилежний йому за знаком. Якщо комплексна сполука (внутрішня координаційна сфера) має заряд, відмінний від нуля, тоді є зовнішня координаційна сфера (ЗКС). Останню утворюють йони, які розміщені за внутрішньою координаційною сферою. Так у К₄ (Fе (СN) ₆) у зовнішній координаційній сфері знаходяться чотири калій (1+) - іони. Отже, сам комплекс має чотири негативних заряди.

У (Аg (NН₃) ₂) ОН у зовнішній координаційній сфері знаходиться один гідроксид-іон, який має один негативний заряд. 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⁺.

Заряд комплексоутворювача дорівнює алгебраїчній сумі зарядів всіх йонів, які є у внутрішній координаційній сфері.

Центральним атомом може 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⁺ - N^3-, Н₃О⁺ - О^2-), а лігандом - негативно заряджений простий чи складний аніон (наприклад, F^-, СІ^-, Вr‾, І^-, S₂O₃^2- тощо) полярна молекула (наприклад, NН₃, Н₂О тощо), молекули органічних речовин, які легко поляризуються (наприклад, (СН₂) ₂ (NН₂) ₂ - етилендіамін ^-еn тощо) або неполярні молекули органічних речовин.

Здатність центрального атома до комплексоутворення залежить від величини ступеня окиснення, 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 окиснення центрального атома. Ці числа відповідають найбільш симетричній геометричній конфігурації комплекса (октаедр (к. ч. = 6), тетраедр або квадрат (к. ч. = 4) і лінійна (к. ч. = 2)).

Для пояснення комплексоутворення використовують електростатичні уявлення. Утворення комплекса - це наслідок електростатичної взаємодії між центральним атомом (комплексоутворювачем) і лігандами - йонами або молекулами. Допускається, що частинки, які утворюють комплекс, шари з певним зарядом і радіусом, які не деформуються. Стійкий комплекс утворюється тоді, коли сили притягання до центрального атома комплекса зрівноважують сили відштовхування між лігандами.

Наприклад, аквакомплекси лужних і лужноземельних металів (Nа (ОН₂) ₆) ⁺, (Са (ОН₂) ₆) ²⁺ тощо утворюються за рахунок електростатичного притягання.

Згідно з електростатичними уявленнями в аквакомплексах лужні і лужноземельні метал-іони утримують молекули дигідроген оксиду (Н₂О) за рахунок електростатичних сил взаємодії метал-іон - диполь (Н₂О). Сила притягання між метал-іон - диполь і сила відштовхування між лігандами (Н₂0) урівноважують одна одну при певному значенні координаційного числа, що відповідає найбільшій енергії зв'язку комплекса.

Електростатичні уявлення при утворенні комплекса дозволили оцінити стійкість комплексів, передбачити координаційне число і просторове розміщення лігандів. Електростатична теорія наочна, тому нею нині користуються для якісних висновків, наприклад, для пояснення утворення аквакомплексів лужних і лужноземельних металів.

У решти комплексних сполук природа хімічного зв'язку принципово не відрізняється від природи зв'язку у простих сполуках. У внутрішній сфері між центральним атомом і лігандами формуються полярні ковалентні зв'язки за донорно-акцепторним механізмом, а зовнішня координаційна сфера утримується біля комплекса за рахунок електростатичної йон-йонної взаємодії, яка за характером наближається до йонного зв'язку.

Утворення хімічного зв'язку і геометричну будову комплекса пояснюють за допомогою методу валентних зв'язків І методу молекулярних орбіталей, які взаємно доповнюють один одного.

Для передбачення реальної геометричної будови комплексних сполук використовують уявлення про гібридизацію АО центрального атома. Згідно з теорією гібридизації валентні АО центрального атома, які приймають участь в утворенні хімічного зв'язку, у комплексах втрачають свою індивідуальність, тобто не є чистими. Вони гібридизуються і одержують точну направленість у просторі, причому їх взаємна направленість максимально симетрична (для цього числа АО) відносно центра центрального атома комплексної сполуки. При цьому перекриття гібридних АО центрального атома з АО лігандів посилюється, міцність хімічного зв'язку зростає і комплексна сполука одержує оптимальну для неї стійкість.

Залежно від числа гібридних АО центрального атома є кілька типів стереохімічного розміщення осей симетрії гібридних орбіталей. Таке положення гібридних орбіталей призводить до фіксації лігандів у просторі навколо центрального атома, що дозволяє геометрично описати будову всього комплекса.

Отже, геометричну конфігурацію комплексної сполуки визначає тип гібридизації АО. При sр-гібридизації АО к. ч. дорівнює 2 і комплекс має лінійну геометрію; при sр³-гібридизації АО - тетраедричну (к. ч. = 4), dsр² - квадратну (к. ч. = 4), sр³d² - або d²sр³ - октаедричну форму (к. ч. = 6).

3. Загальна характеристика неметалів VІІ групи. Хлор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Добування. Фізичні і хімічні властивості. Застосування

Елементи VІІ групи періодичної системи ділять на дві підгрупи: головну - підгрупу галогенів, та побічну - підгрупу марганцю. До цієї ж групи відносять і водень, хоча його атом має на зовнішньому, валентному рівні єдиний електрон, і його слід відносити до І групи.

До підгрупи галогенів відносять фтор, хлор, бром, йод і астат. Перші чотири зустрічаються у природі, а останній добуто штучно. Слово галоген означає солетворний.

Всі галогени мають структуру зовнішньої електронної оболонки ²р⁵. Тому вони легко приймають електрон, утворюючи стійку благородногазову оболонку ²р⁶. Радіус атома збільшується у ряду фтор - астат. У тому ж порядку зменшується спорідненість 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 галогенів лише фтор не має незаповненого d-рівня. Тому він не може мати більше одного неспареного електрона і виявляє валентність тільки -1. В атомах інших галогенів є незаповнений d-рівень, що дає їм можливість виявляти валентність -1, +1, +3, +5 та +7.

Через високу активність хлор у вільному стані у природі не зустрічається. Широко відомі його природні сполуки - хлориди лужних та лужноземельних металів, серед яких найбільш розповсюдженими є кухонна сіль NaСl, сильвініт - суміш хлоридів натрію і калію, та карналіт КСl∙МgСl₂∙6H₂O.

У лабораторії хлор отримують дією концентрованої соляної кислоти на різні окислювачі, наприклад діоксид марганцю (при нагріванні, перманганат калію або бертолетову сіль.

У промисловості хлор отримують електролізом розчинів або розплавів хлоридів лужних металів. За умови електролізу розплав лужного металу на катоді виділяється лужний метал, на аноді - хлор.

За звичайних умов хлор - газ жовто-зеленого кольору з різким запахом, отруйний. Хлор у 2,5 рази важчий за повітря.

При 20°С в одному об’ємі води розчиняється близько 2 об’ємів хлору, такий розчин називають хлорною водою. За атмосферного тиску хлор при -34°С переходить у рідкий стан, а при - 101°С у твердий стан. Хлор добре розчинний у багатьох органічних розчинниках, особливо в тетрахлориді вуглецю, з яким не взаємодіє.

На зовнішньому електронному рівні атом хлору має 7 електронів, тому легко приєднує електрон, утворюючи аніон Сl‾.

Завдяки наявності незаповненого d-рівня можуть з’являтись 1, 3, 5 або 7 неспарених електронів, і у кисневмісних сполуках хлор може виявляти валентність +1, +3, +5 та +7.

Без присутності вологи хлор досить інертний, проте навіть за наявності слідів вологи активність хлору різко зростає. Хлор добре взаємодіє з багатьма металами та неметалами, наприклад:

2Fе + 3Сl₂ → 2FеСl₃

Sі + 2Сl₂ → SіСl₄

З киснем, вуглецем та азотом хлор безпосередньо не взаємодіє.

При розчиненні хлору у воді утворюються дві кислоти - соляна та хлорноватиста:

Cl₂ + H₂O ↔ НCl + НClО

Також хлор взаємодіє з холодними розчинами лугів, утворюючи відповідні солі (отриманий розчин називають жавелевою водою). З гарячими розчинами лугів хлор утворює відповідні солі соляної та хлорноватої кислот, наприклад

3Cl₂ + 6КOH → 5КCl + КClO₃

Утворений хлорат калію називають бертолетовою сіллю.

При нагріванні хлор взаємодіє з багатьма органічними речовинами.

Хлор - сильний окисник, тому легко взаємодіє зі складними речовинами, до складу яких входять елементи, здатні окислюватись до більш високого валентного стану, наприклад: 2FеCl₂ + Cl₂ → 2FеCl₃

Хлор використовують для відбілювання паперу і тканин, знезараження питної води, виробництва різноманітних ядохімікатів, соляної кислоти, хлороорганічних речовин та розчинників, а також у лабораторній практиці.

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

Бор належить до головної підгрупи ІІІ групи періодичної системи. Порівняно мало розповсюджений у природі. Вміст бору у земній корі складає близько 1,2∙10^-3%.

До головних природних сполук бору відносять борну кислоту H₃ВO₃ та солі борних кислот, серед яких найбільш відома бура Na₂В₄O₇∙10H₂O.

Борна кислота являє собою білі кристали, блискучі лусочки яких розчиняються у гарячій воді. Отримують дією сірчаної кислоти на гарячий розчин тетраборату натрію:

Na₂В₄О₇ + H₂SO₄ + 5H₂O → Na₂SO₄ + 4Н₃ВO₃.

При охолодженні розчину борна кислота викристалізовується, оскільки в холодній воді малорозчинна. При нагріванні борна кислота втрачає воду, переходячи спочатку в мета борну кислоту НВO₂, а потім у борний ангідрид В₂O₃. При кип’ятінні розчину разом з парáми води випаровується і борна кислота.

Борна кислота належить до числа дуже слабких кислот (при 20°С К₁ = 6∙10^-10, дві інші константи дисоціації відповідно -13 та -14 порядків).

Застосовують борну кислоту при виготовленні емалей і глазурей, у виробництві спеціальних сортів скла, у паперовому та шкіряному виробництві, а також у якості дезінфікуючого засобу.

5. Свинець. Характеристика елемента. Поширення у природі. Фізичні та хімічні властивості. Застосування. Гідроксид свинцю (ІІ), добування, фізичні та хімічні властивості. Солі свинцю (ІІ). Якісні реакції на катіон свинцю (ІІ)

Свинець належить до головної підгрупи ІV групи періодичної системи елементів. Вміст свинцю у земній корі складає близько 1,6∙10^-3%. Зазвичай свинець зустрічається у вигляді РbS, який ще називають свинцевим блиском.

Свинець - голубувато-білий метал, надзвичайно м’який, ріжеться ножем. На повітрі його поверхня окислюється і робиться матовою. Плавиться при 327,4°С, кипить при 1740°С, легко утворює сплави з оловом та іншими металами.

На холоді свинець доволі інертний, а при нагріванні легко вступає в реакцію з киснем, сіркою та хлором. Свинець добре розчиняється у азотній кислоті, проте погано у соляній та сірчаній, оскільки утворює важкорозчинний сульфат або хлорид свинцю, який заважає його подальшому розчиненню. При сплавлянні свинцю з лугами у присутності окисників утворює розчинні сполуки.

Свинець широко застосовують у техніці. Найбільша його кількість йде на виготовлення оболонок кабелів та пластин акумуляторів. Із свинцю виготовляють кожухи башт, зміївики холодильників та інші відповідальні частини апаратури. Свинець добре поглинає γ-випромінювання, тому використовується для захисту 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 взаємодії монооксиду та гідроксиду свинцю (ІІ) з лугами утворюються плюмбіти. Солі свинцю (ІІ), крім Рb (NO₃) ₂ та Рb (CH₃COO) ₂ нерозчинні у воді.

Якісними реакціями на катіон Рb²⁺ є:

а) утворення чорного осаду РbS при дії сірководню на солі свинцю (ІІ);

б) утворення білого осаду РbSO₄ при добавлянні сірчаної кислоти або розчинних сульфатів до розчинів солей свинцю (ІІ);

в) утворення білого осаду РbCl₂ при дії на розчини солей свинцю (ІІ) соляною кислотою або розчинними хлоридами;

г) утворення жовтого осаду РbCl₂ при введенні йодид-іонів в розчини солей свинцю (ІІ).

6. Основні закони хімії та їх наслідки

1. Закон збереження маси речовини: маса речовин, які вступили в реакцію, дорівнює масі речовин, отриманих внаслідок реакції.

2. Закон сталості складу: кожна чиста речовина, незалежно від способу її добування, завжди має сталий якісний і кількісний склад.

3. Закон еквівалентів: речовини взаємодіють між собою в кількостях, пропорційних їх еквівалентам, тобто

.

4. Закон кратних відношень: Якщо два елементи утворюють кілька сполук, то масові кількості одного елемента, які сполучаються з тою ж кількістю іншого, відносяться між собою як невеликі цілі числа.

5. Газові закони.

а) Закон об’ємних співвідношень: об’єми газів, що вступають в реакцію, відносяться один до одного і до об’ємів газоподібних продуктів реакцій як невеликі цілі числа.

б) Закон Авогадро: в рівних об’ємах різних газів за однакових умов (температури і тиску) міститься однакова кількість молекул.

Із закону Авогадро випливає, що рівні кількості молекул різних газів за однакових умов займають однаковий об’єм.

7. Способи вираження концентрації розчинів. Масова частка розчиненої речовини, молярна концентрація еквівалента

Масова процентна концентрація показує кількість грамів розчиненої речовини, яка міститься у 100 г розчину.

Об’ємна процентна концентрація означає число об’ємів розчиненої речовини у 100 об’ємах розчину.

Молярна концентрація, або молярністьвизначається кількістю молей розчиненої речовини, що міститься у 1 л розчину (позначається М).

Моляльна концентрація, або моляльність визначається числом молів розчиненої речовини, що міститься у 1 кг розчинника.

Нормальна концентрація, або нормальністькількість моль-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 до загального числа молей всіх речовин, що містяться у розчині (позначають для розчинника N₁, для розчинених речовин N₂, N₃ і т.д.).

8. Бром. Характеристика елемента. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосування

Бром - легколетка червоно-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. В органічних розчинниках бром розчиняється значно краще.

За хімічними властивостями нагадує хлор. На зовнішньому рівні його атома є 7 електронів (s²р⁵), тому він легко приєднує електрон, утворюючи іон Вr‾. Завдяки наявності незаповненого d-рівня бром може в кисневмісних сполуках виявляти валентність +1, +3, +5 та +7.

Подібно хлору, бром взаємодіє з багатьма металами і неметалами, проте всі реакції брому протікають менш енергійно, ніж аналогічні реакції хлору:

2Аl + 3Вr₂ → 2АlВr₃

H₂ + Вr₂ → 2НВr

При розчиненні брому у воді реагує лише його частина, утворюючи бромоводневу та бромноватисту кислоти:

Вr₂ + H₂O ↔ НВr + НВrО

При розчиненні брому в лугах на холоді утворюються солі відповідних кислот:

Вr₂ + 2NaOH → NaВr + NaВrО + H₂O

З насиченими та ненасиченими вуглеводнями бром реагує також менш енергійно, ніж хлор.

Як і хлор, бром є окисником, і легко окислює, наприклад, сірчисту кислоту до сірчаної:

H₂SO₃ + Вr₂ + H₂O → H₂SO₄ + 2НВr

А якщо до розчину сірководню додати бромну воду, то червоно-буре забарвлення зникає і розчин мутніє внаслідок виділення сірки:

H₂S + Вr₂ → 2НВr + S↑

В лабораторних умовах бром отримують дією на бромоводневої кислоти або її солей на різні окисники:

2КMnO₄ + 16НВr → 2КВr + 2MnВr₂ + 5Вr₂ + 8H₂O

У промисловості бром отримують дією хлору на різні броміди:

2КВr + Cl₂ → 2КCl + Вr₂

Бром застосовують для отримання різних броморганічних сполук, які використовуються в лакофарбовій та фармацевтичній промисловостях. Значні кількості брому йдуть на виробництво броміду срібла, що використовується у якості світлочутливого шару при виготовленні фотоматеріалів.

9. Загальна характеристика неметалів головної підгрупи ІІІ, ІV груп. Вуглець. Характеристика елемента. Поширення у природі. Алотропні видозміни вуглецю: алмаз, графіт, карбін. Уявлення про адсорбцію. Хімічні властивості вуглецю

До головної підгрупи ІІІ групи відносяться бор, алюміній, галій, індій, талій. На зовнішньому електронному рівні елементів головної підгрупи ІІІ групи є по 3 електрони (²р¹). Вони легко віддають ці електрони або утворюють 3 неспарених електрони за рахунок переходу одного -електрона на р-рівень.

Для бору і алюмінію характерними є ступені окислення 3+. У галію, індію і талію на зовнішньому електронному рівні також знаходиться по 3 електрони (конфігурація ²р¹), але вони розташовані після 18-електронного шару. Тому, на відміну від алюмінію, галій виявляє явно неметалічні властивості. В ряду галій-індій-талій металічні властивості посилюються.

До головної підгрупи ІV групи відносяться вуглець, кремній (неметали) та германій, олово, свинець (металоїди, метали).

На зовнішньому електронному рівні атомів головної підгрупи ІV групи знаходиться по 4 електрони (²р²). Тому вони можуть приєднувати по 4 електрони, утворюючи восьмиелектронну оболонку, або за рахунок переходу -елек-трона на р-рівень утворювати 4 неспарених електрони. З цієї причини для неметалів головної підгрупи ІV групи характерними ступенями окислення є 4- та 4+.

Вуглець зустрічається у природі як у вільному стані, так і у сполуках. Вміст його у земній корі становить 0,02%. У вільному кристалічному стані вуглець зустрічається у вигляді алотропних видозмін - алмазу, графіту, карбіну. У зв’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 та всіх живих організмів.

Алмаз - прозора речовина, найтвердіша з усіх відомих природних речовин. Його вважають еталоном твердості, яка за десятибальною шкалою оцінюється числом 10. Твердість алмазу обумовлена особливою структурою його кристалічної решітки. Алмаз погано проводить тепло і не проводить електричний струм. При нагріванні без доступу повітря перетворюється на графіт.

Графіт - темно-сіра речовина з металічним блиском. Він має шарувату структуру, тому порівняно м’який (залишає слід на папері). Графіт добре проводить електрику (але гірше, ніж метали), дуже тугоплавкий.

Чорний (аморфний) вуглець або карбін являє собою пористу речовину чорного кольору. Характерні представника цієї модифікації - сажа, кокс, деревне вугілля.

Найбільш реакційноздатним є чорний вуглець, за ним йдуть графіт і алмаз. За звичайної температури вуглець доволі інертний, але при нагріванні реагує з багатьма речовинами: киснем, сіркою, оксидами металів і неметалами. При взаємодії вуглецю з киснем утворюються монооксид або діоксид вуглецю та виділяється велика кількість теплоти:

С + O₂ → СO₂↑

2С + O₂ → 2СО↑

Вуглець - сильний відновник: віднімаючи кисень у багатьох оксидів, він відновлює речовини до вільного стану:

ZnО + С → Zn + СО↑

Вуглець взаємодіє з металами з утворенням карбідів:

Са + 2С → СаС₂

Деякі речовини здатні поглинати молекули інших речовин з газів, парів та розчинів і утримувати їх на своїй поверхні. Поглинання газів, парів та розчинених речовин поверхнею інших речовин називають адсорбцією, а речовини, які поглинають - адсорбентами. Чим більша поверхня адсорбенту, тим інтенсивніше йде процес поглинання.

Одним з кращих адсорбентів є деревне вугілля. Воно добре поглинає різні гази, пари та розчинені речовини. Наприклад, якщо водний розчин барвника прокип’ятити з деревним вугіллям і профільтрувати, то фільтрат виявиться безбарвним (весь барвник поглинеться вугіллям).

10. Оксид заліза (ІІ), його властивості. Гідроксид заліза (ІІ), його властивості. Солі заліза (ІІ), їх відновні властивості. Якісні реакції на катіон заліза (ІІ)

Оксид заліза (ІІ) - чорний порошок, що легко окислюється. FеО виявляє властивості оснóвних оксидів - легко розчиняється у кислотах, утворюючи солі заліза (ІІ).

Солі заліза (ІІ) являються відновниками. Спочатку гідроксид заліза (ІІ) випадає в осад білого кольору при дії 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 спочатку зеленкуватим, а потім бурим, переходячи у гідроксид заліза (ІІІ):

4Fе (OH) ₂ + 2H₂O + O₂ → 4Fе (OH) ₃

Основною якісною реакцією на іон Fе²⁺ є:

3FeSO₄ + 2K₃ (Fe (CN) ₆) → Fe₃ (Fe (CN) ₆) ₂↓ + 3K₂SO₄

Осад, який утворюється, має назву „турнбулева синь".

Література

1. Н.Л. Глинка - Общая химия, Ленінград, „Химия”, 1981.

2. А.Т. Пилипенко, В.Я. Починок - Справочник по элементарной химии, К.: "Наукова думка", 1985.