Basit maddelerle etkileşim. Kimyasal özellikler
Metallerin genel özellikleri.
Çekirdeğe zayıf şekilde bağlanan değerlik elektronlarının varlığı, metallerin genel kimyasal özelliklerini belirler. Kimyasal reaksiyonlarda her zaman indirgeyici ajan olarak görev yaparlar; basit metal maddeler hiçbir zaman oksitleyici özellikler göstermezler.
Metallerin elde edilmesi:
- karbon (C), karbon monoksit (CO), hidrojen (H2) veya daha aktif bir metal (Al, Ca, Mg) ile oksitlerin indirgenmesi;
- tuz çözeltilerinin daha aktif bir metalle azaltılması;
- metal bileşiklerinin çözeltilerinin veya eriyiklerinin elektrolizi - elektrik akımı kullanılarak en aktif metallerin (alkali, toprak alkali metaller ve alüminyum) indirgenmesi.
Doğada metaller esas olarak bileşikler halinde bulunur; yalnızca düşük aktif metaller basit maddeler (doğal metaller) formunda bulunur.
Metallerin kimyasal özellikleri.
1. Metal olmayan basit maddelerle etkileşim:
Çoğu metal, halojenler, oksijen, kükürt ve nitrojen gibi metal olmayan maddeler tarafından oksitlenebilir. Ancak bu reaksiyonların çoğunun başlaması için ön ısıtma gerekir. Daha sonra reaksiyon, büyük miktarda ısının açığa çıkmasıyla ilerleyebilir ve bu da metalin tutuşmasına yol açar.
Oda sıcaklığında reaksiyonlar yalnızca en aktif metaller (alkali ve toprak alkali) ile en aktif metal olmayanlar (halojenler, oksijen) arasında mümkündür. Alkali metaller (Na, K) oksijenle reaksiyona girerek peroksitler ve süperoksitler (Na2O2, KO2) oluşturur.
a) metallerin su ile etkileşimi.
Oda sıcaklığında alkali ve alkali toprak metalleri suyla etkileşime girer. İkame reaksiyonu sonucunda alkali (çözünür baz) ve hidrojen oluşur: Metal + H2O = Me(OH) + H2
Aktivite serisinde hidrojenin solundaki diğer metaller ısıtıldığında su ile etkileşime girer. Magnezyum, özel yüzey işleminden sonra kaynar su, alüminyum ile reaksiyona girerek çözünmeyen bazların (magnezyum hidroksit veya alüminyum hidroksit) oluşmasına neden olur ve hidrojen açığa çıkar. Çinkodan (dahil) kurşuna (dahil) kadar aktivite serisindeki metaller, su buharı (yani 100 C'nin üzerinde) ile etkileşime girer ve karşılık gelen metallerin ve hidrojenin oksitleri oluşur.
Hidrojenin sağındaki aktivite serisinde yer alan metaller su ile etkileşime girmez.
b) oksitlerle etkileşim:
Aktif metaller, diğer metallerin veya metal olmayan oksitlerle ikame reaksiyonu yoluyla reaksiyona girerek bunları basit maddelere indirger.
c) asitlerle etkileşim:
Hidrojenin solundaki aktivite serisinde yer alan metaller asitlerle reaksiyona girerek hidrojeni açığa çıkarır ve karşılık gelen tuzu oluşturur. Hidrojenin sağındaki aktivite serisinde yer alan metaller asit çözeltileriyle etkileşime girmez.
Metallerin nitrik ve konsantre sülfürik asitlerle reaksiyonları özel bir yer kaplar. Soy metaller (altın, platin) dışındaki tüm metaller bu oksitleyici asitler tarafından oksitlenebilir. Bu reaksiyonlar her zaman sırasıyla karşılık gelen tuzları, suyu ve nitrojen veya kükürtün indirgenme ürününü üretecektir.
d) alkalilerle
Amfoterik bileşikler (alüminyum, berilyum, çinko) oluşturan metaller, eriyiklerle (bu durumda orta tuzlar alüminatlar, berilatlar veya çinkotlar oluşur) veya alkali çözeltilerle (bu durumda karşılık gelen kompleks tuzlar oluşur) reaksiyona girebilir. Tüm reaksiyonlar hidrojen üretecektir.
e) Metalin aktivite serisindeki konumuna bağlı olarak, daha az aktif bir metalin, tuzunun bir çözeltisinden daha aktif başka bir metal ile indirgenmesi (yer değiştirmesi) reaksiyonları mümkündür. Reaksiyonun bir sonucu olarak, daha aktif bir metalin ve daha az aktif bir metal olan basit bir maddenin tuzu oluşur.
Metal olmayanların genel özellikleri.
Metallerden (22 element) çok daha az ametal vardır. Ancak ametallerin kimyası, atomlarının dış enerji seviyesinin daha fazla dolu olması nedeniyle çok daha karmaşıktır.
Metal olmayanların fiziksel özellikleri daha çeşitlidir: aralarında erime noktasında birbirinden büyük ölçüde farklı olan gaz (flor, klor, oksijen, nitrojen, hidrojen), sıvı (brom) ve katı maddeler bulunur. Ametallerin çoğu elektriği iletmez ancak silikon, grafit ve germanyum yarı iletken özelliklere sahiptir.
Gaz halinde, sıvı ve bazı katı metal olmayanlar (iyot) bir kristal kafesin moleküler yapısına sahiptir, diğer metal olmayanlar ise bir atomik kristal kafese sahiptir.
Flor, klor, brom, iyot, oksijen, nitrojen ve hidrojen normal koşullar altında iki atomlu moleküller halinde bulunur.
Birçok metalik olmayan element, basit maddelerin çeşitli allotropik modifikasyonlarını oluşturur. Yani oksijenin iki allotropik modifikasyonu vardır - oksijen O2 ve ozon O3, kükürtün üç allotropik modifikasyonu vardır - ortorombik, plastik ve monoklinik kükürt, fosforun üç allotropik modifikasyonu vardır - kırmızı, beyaz ve siyah fosfor, karbon - altı allotropik modifikasyon - is, grafit, elmas , karbin, fulleren, grafen.
Yalnızca indirgeyici özellikler sergileyen metallerin aksine, ametaller basit ve karmaşık maddelerle reaksiyonlarda hem indirgeyici madde hem de oksitleyici madde olarak işlev görebilir. Ametaller aktivitelerine göre elektronegatiflik serisinde belli bir yer tutarlar. Flor en aktif metal olmayan madde olarak kabul edilir. Sadece oksitleyici özellikler gösterir. Aktivite açısından ikinci sırada oksijen, üçüncü sırada nitrojen, ardından halojenler ve diğer metal olmayanlar gelir. Hidrojen, metal olmayanlar arasında en düşük elektronegatifliğe sahiptir.
Ametallerin kimyasal özellikleri.
1. Basit maddelerle etkileşim:
Ametaller metallerle etkileşime girer. Bu tür reaksiyonlarda metaller indirgeyici madde, metal olmayanlar ise oksitleyici madde görevi görür. Bileşik reaksiyonunun bir sonucu olarak, ikili bileşikler oluşur - oksitler, peroksitler, nitrürler, hidritler, oksijensiz asitlerin tuzları.
Ametallerin birbirleriyle reaksiyonlarında, daha fazla elektronegatif ametal oksitleyici bir maddenin özelliklerini sergiler ve daha az elektronegatif olan ametal, bir indirgeyici maddenin özelliklerini sergiler. Bileşik reaksiyonu ikili bileşikler üretir. Metal olmayanların bileşiklerinde değişen oksidasyon durumları sergileyebilecekleri unutulmamalıdır.
2. Karmaşık maddelerle etkileşim:
a) suyla:
Normal koşullar altında suyla yalnızca halojenler etkileşime girer.
b) metal ve metal olmayan oksitlerle:
Birçok ametal, yüksek sıcaklıklarda diğer ametallerin oksitleriyle reaksiyona girerek onları basit maddelere indirgeyebilir. Elektronegatiflik serisinde kükürtün solunda yer alan ametaller de metal oksitlerle etkileşime girerek metalleri basit maddelere indirgeyebilir.
c) asitlerle:
Bazı metal olmayanlar konsantre sülfürik veya nitrik asitlerle oksitlenebilir.
d) alkalilerle:
Alkalilerin etkisi altında, bazı metal olmayanlar hem oksitleyici hem de indirgeyici bir madde olarak dismutasyona uğrayabilir.
Örneğin halojenlerin alkali çözeltilerle ısıtmadan reaksiyonunda: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O veya ısıtmayla: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
d) tuzlarla:
Etkileşime girdiklerinde güçlü oksitleyici ajanlardır ve indirgeyici özellikler sergilerler.
Halojenler (flor hariç) hidrohalik asit tuzlarının çözeltileriyle ikame reaksiyonlarına girer: daha aktif bir halojen, tuz çözeltisinden daha az aktif bir halojenin yerini alır.
Grup IIA yalnızca metalleri içerir – Be (berilyum), Mg (magnezyum), Ca (kalsiyum), Sr (stronsiyum), Ba (baryum) ve Ra (radyum). Bu grubun ilk temsilcisi berilyumun kimyasal özellikleri, bu grubun diğer elementlerinin kimyasal özelliklerinden çok farklıdır. Kimyasal özellikleri birçok yönden diğer Grup IIA metallerine göre alüminyuma daha fazla benzer ("çapraz benzerlik" olarak adlandırılır). Magnezyum, kimyasal özellikleri bakımından Ca, Sr, Ba ve Ra'dan da önemli ölçüde farklıdır, ancak yine de onlarla berilyuma göre çok daha benzer kimyasal özelliklere sahiptir. Kalsiyum, stronsiyum, baryum ve radyumun kimyasal özelliklerindeki önemli benzerlik nedeniyle bunlar adı verilen bir ailede birleştirilirler. Alkalin toprak metaller.
Grup IIA'nın tüm unsurları aşağıdakilere aittir: S-elementler, yani tüm değerlik elektronlarını içerir S-alt düzey Böylece, bu grubun tüm kimyasal elementlerinin dış elektronik katmanının elektronik konfigürasyonu şu şekildedir: ns 2 , Nerede N– öğenin bulunduğu dönemin numarası.
Grup IIA metallerinin elektronik yapısının özellikleri nedeniyle, bu elementler sıfıra ek olarak +2'ye eşit yalnızca tek bir oksidasyon durumuna sahip olabilir. Herhangi bir kimyasal reaksiyona katılırken grup IIA'nın elemanları tarafından oluşturulan basit maddeler yalnızca oksidasyon yeteneğine sahiptir; elektron bağışı:
Ben 0 – 2e — → Ben +2
Kalsiyum, stronsiyum, baryum ve radyum son derece yüksek kimyasal reaktiviteye sahiptir. Bunların oluşturduğu basit maddeler çok güçlü indirgeyici maddelerdir. Magnezyum aynı zamanda güçlü bir indirgeyici ajandır. Metallerin indirgeme aktivitesi, D.I.'nin periyodik yasasının genel yasalarına uyar. Mendeleev ve alt grupta artar.
Basit maddelerle etkileşim
oksijen ile
Berilyum ve magnezyum, sırasıyla BeO ve MgO oksitlerden oluşan ince koruyucu filmlerle kaplanmış olmaları nedeniyle, ısıtılmadan atmosferik oksijen veya saf oksijenle reaksiyona girmez. Depolamaları, çoğunlukla gazyağı olmak üzere kendilerine karşı etkisiz bir sıvı tabakası altında depolanan toprak alkali metallerin aksine, hava ve nemden korunmak için herhangi bir özel yöntem gerektirmez.
Be, Mg, Ca, Sr, oksijende yakıldığında MeO bileşiminin oksitlerini oluşturur ve Ba - baryum oksit (BaO) ve baryum peroksit (BaO 2) karışımı:
2Mg + O2 = 2MgO
2Ca + O2 = 2CaO
2Ba + Ö2 = 2BaO
Ba + O2 = BaO2
Alkali toprak metalleri ve magnezyum havada yandığında, bu metallerin hava nitrojeni ile bir yan reaksiyonunun da meydana geldiği, bunun sonucunda metallerin oksijenli bileşiklerine ek olarak Me3 N genel formülüne sahip nitrürlerin de meydana geldiği belirtilmelidir. 2'si de oluşuyor.
halojenli
Berilyum halojenlerle yalnızca yüksek sıcaklıklarda ve Grup IIA metallerinin geri kalanıyla - zaten oda sıcaklığında reaksiyona girer:
Mg + I2 = MgI2 – Magnezyum iyodür
Ca + Br2 = CaBr2 – kalsiyum bromür
Ba + Cl 2 = BaCl 2 – baryum klorür
IV – VI gruplarındaki metal olmayanlarla
Grup IIA'nın tüm metalleri, IV-VI. gruptaki tüm metal olmayanlarla ısıtıldığında reaksiyona girer, ancak gruptaki metalin konumuna ve ayrıca metal olmayanların aktivitesine bağlı olarak, değişen derecelerde ısıtma gerekir. Berilyum, tüm IIA grubu metalleri arasında kimyasal olarak en inert olan olduğundan, metal olmayanlarla reaksiyonları gerçekleştirilirken önemli ölçüde kullanılması gerekir. Ö daha yüksek sıcaklık.
Metallerin karbonla reaksiyonunun farklı doğadaki karbürleri oluşturabileceğine dikkat edilmelidir. Metanidlere ait olan ve geleneksel olarak metan türevleri olarak kabul edilen, tüm hidrojen atomlarının metalle değiştirildiği karbürler vardır. Metan gibi, -4 oksidasyon durumunda karbon içerirler ve hidrolize edildiklerinde veya oksitleyici olmayan asitlerle etkileşime girdiklerinde ürünlerden biri metandır. Ayrıca asetilen molekülünün bir parçası olan C22- iyonunu içeren başka bir tür karbür - asetilenitler de vardır. Asetilenitler gibi karbürler, hidroliz veya oksitleyici olmayan asitlerle etkileşime girdikten sonra reaksiyon ürünlerinden biri olarak asetileni oluşturur. Belirli bir metal karbonla reaksiyona girdiğinde elde edilen karbür türü - metanit veya asetilenit - metal katyonunun boyutuna bağlıdır. Küçük yarıçaplı metal iyonları genellikle metanitleri, daha büyük iyonlar ise asetilenitleri oluşturur. İkinci grubun metalleri söz konusu olduğunda metanit, berilyumun karbon ile etkileşimi sonucu elde edilir:
II A grubunun geri kalan metalleri karbonlu asetilenitler oluşturur:
Silikon ile grup IIA metalleri silisitler oluşturur - Me2Si tipi bileşikler, nitrojen - nitrürler (Me3N2), fosfor - fosfitler (Me3P2):
hidrojen ile
Tüm alkalin toprak metalleri ısıtıldığında hidrojenle reaksiyona girer. Magnezyumun hidrojenle reaksiyona girmesi için toprak alkali metallerde olduğu gibi tek başına ısıtma yeterli değildir; yüksek sıcaklığın yanı sıra hidrojen basıncının da arttırılması gerekir. Berilyum hiçbir koşulda hidrojenle reaksiyona girmez.
Karmaşık maddelerle etkileşim
su ile
Tüm alkalin toprak metalleri, alkaliler (çözünür metal hidroksitler) ve hidrojen oluşturmak üzere suyla aktif olarak reaksiyona girer. Magnezyum, ısıtıldığında MgO koruyucu oksit filminin suda çözünmesi nedeniyle yalnızca kaynatıldığında suyla reaksiyona girer. Berilyum söz konusu olduğunda koruyucu oksit filmi çok dayanıklıdır: su kaynatıldığında veya çok yüksek sıcaklıklarda bile onunla reaksiyona girmez:
oksitleyici olmayan asitlerle
Grup II'nin ana alt grubunun tüm metalleri, hidrojenin solundaki aktivite serisinde yer aldıkları için oksitleyici olmayan asitlerle reaksiyona girer. Bu durumda karşılık gelen asit ve hidrojenin bir tuzu oluşur. Reaksiyon örnekleri:
Be + H 2 SO 4 (seyreltilmiş) = BeSO 4 + H 2
Mg + 2HBr = MgBr2 + H2
Ca + 2CH3COOH = (CH3COO) 2 Ca + H2
oksitleyici asitlerle
- seyreltilmiş nitrik asit
Grup IIA'nın tüm metalleri seyreltik nitrik asitle reaksiyona girer. Bu durumda, indirgeme ürünleri, hidrojen yerine (oksitleyici olmayan asitlerde olduğu gibi), nitrojen oksitlerdir, esas olarak nitrojen oksit (I) (N2O) ve yüksek oranda seyreltilmiş nitrik asit durumunda amonyumdur. nitrat (NH4NO3):
4Ca + 10HNO3 ( razb .) = 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O
4Mg + 10HNO3 (çok bulanık)= 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H20
− konsantre nitrik asit
Sıradan (veya düşük) sıcaklıkta konsantre nitrik asit berilyumu pasifleştirir; bununla reaksiyona girmez. Kaynama sırasında reaksiyon mümkündür ve ağırlıklı olarak aşağıdaki denkleme göre ilerler:
Magnezyum ve alkalin toprak metalleri konsantre nitrik asitle reaksiyona girerek çok çeşitli farklı nitrojen indirgeme ürünleri oluşturur.
- konsantre sülfürik asit
Berilyum konsantre sülfürik asit ile pasifleştirilir, yani. normal koşullar altında onunla reaksiyona girmez, ancak reaksiyon kaynama sırasında meydana gelir ve berilyum sülfat, kükürt dioksit ve su oluşumuna yol açar:
Be + 2H 2 SO 4 → BeSO 4 + SO 2 + 2H 2 O
Baryum ayrıca çözünmeyen baryum sülfatın oluşumu nedeniyle konsantre sülfürik asit ile pasifleştirilir, ancak ısıtıldığında onunla reaksiyona girer; baryum sülfat, baryum hidrojen sülfata dönüşümü nedeniyle konsantre sülfürik asit içinde ısıtıldığında çözünür.
Ana grup IIA'nın geri kalan metalleri, soğuk dahil her koşulda konsantre sülfürik asitle reaksiyona girer. Metalin aktivitesine, reaksiyon sıcaklığına ve asit konsantrasyonuna bağlı olarak SO 2, H 2 S ve S'ye kükürt indirgenmesi meydana gelebilir:
Mg + H2SO4 ( kons. .) = MgS04 + SO2 + H20
3Mg + 4H 2 SO 4 ( kons. .) = 3MgS04 + S↓ + 4H20
4Ca + 5H 2 SO 4 ( kons. .) = 4CaS04 +H2S + 4H20
alkaliler ile
Magnezyum ve toprak alkali metaller alkalilerle etkileşime girmez ve berilyum, füzyon sırasında hem alkali çözeltilerle hem de susuz alkalilerle kolayca reaksiyona girer. Ayrıca, sulu bir çözelti içinde bir reaksiyon gerçekleştirildiğinde, reaksiyona su da katılır ve ürünler, alkali veya alkalin toprak metallerinin ve hidrojen gazının tetrahidroksoberilatlarıdır:
Be + 2KOH + 2H20 = H2 + K2 - potasyum tetrahidroksoberilat
Füzyon sırasında katı bir alkali ile reaksiyon gerçekleştirilirken, alkali veya toprak alkali metallerin ve hidrojenin berilatları oluşur.
Be + 2KOH = H2 + K2BeO2 - potasyum berilat
oksitler ile
Alkali toprak metaller ve magnezyum, ısıtıldığında daha az aktif metalleri ve bazı metal olmayanları oksitlerinden indirgeyebilir, örneğin:
Metalleri oksitlerinden magnezyumla indirgeme yöntemine magnezyum denir.
İnorganik maddeler basit veya karmaşık olabilir. Basit maddeler metallere (K, Na, Li) ve metal olmayanlara (O, Cl, P) ayrılır. Karmaşık maddeler oksitlere, hidroksitlere (bazlara), tuzlara ve asitlere ayrılır.
Oksitler
Oksitler- oksijenin daha az elektronegatif bir elemente bağlı olduğu, oksijenle (oksidasyon durumu -2) kimyasal bir elementin (metal veya metal olmayan) bileşiği.
Vurgulamak:
1. Asidik oksitler- asidik özellikler sergileyen oksitler. Metal olmayanlar ve oksijenden oluşur. Örnekler: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Amfoterik oksitler- hem bazik hem de asidik özellikler sergileyebilen oksitler (bu özelliğe amfoterisite denir). Örnekler: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Temel oksitler- metallerin +1 veya +2 oksidasyon durumu sergilediği metal oksitler. Örnekler: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Tuz oluşturmayan oksitler- pratik olarak reaksiyona girmez, karşılık gelen asitlere ve hidroksitlere sahip değildir. Örnekler: CO, NO.
Bazik oksitlerin kimyasal özellikleri
1. Su ile etkileşim
Yalnızca hidroksitleri çözünür bir baz oluşturan alkali ve alkali toprak metallerinin oksitleri reaksiyona girer.
bazik oksit + su → alkali
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Asitle etkileşim
bazik oksit + asit → tuz + su
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S(g) → 2NaHS + H2O
MgO(g) + HCl → Mg(OH)Cl
3. Asidik veya amfoterik oksitlerle etkileşim
bazik oksit + asidik/amfoterik oksit → tuz
Bu durumda, bazik oksitte bulunan metal bir katyon haline gelir ve asidik/amfoterik oksit bir anyon (asit kalıntısı) haline gelir. Katı oksitler arasındaki reaksiyonlar ısıtıldığında meydana gelir. Suda çözünmeyen bazik oksitler, gaz halindeki asit oksitlerle reaksiyona girmez.
BaO + SiO2 (t)→ BaSiO3
K2O + ZnO (t)→ K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Amfoterik hidroksitlerle etkileşim
bazik oksit + amfoterik hidroksit → tuz + su
Na2O + 2Al(OH)3 (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
5. Asil metallerin ve cıva oksitlerinin sıcaklığında ayrışma
2Ag2O (t)→ 4Ag + O2
2HgO(t)→ 2Hg + O2
6. Yüksek sıcaklıkta karbon (C) veya hidrojen (H2) ile etkileşim.
Alkali oksitler, alkalin toprak metalleri ve alüminyum bu şekilde indirgendiğinde açığa çıkan metalin kendisi değil, karbürüdür.
FeO + C (t) → Fe + CO
3Fe2O3 + C (t) → 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t)→ CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t)→ CaH2 + H2O
7. Aktif metaller yüksek sıcaklıkta daha az aktif olanları oksitlerinden indirger.
CuO + Zn (t)→ ZnO + Cu
8. Oksijen düşük oksitleri yüksek oksitlere oksitler.
Alkali ve alkali toprak metallerinin oksitleri peroksitlere dönüşür
4FeO + O2 (t)→ 2Fe2O3
2BaO + O2 (t)→ 2BaO2
2NaO + O2 (t)→ 2Na2O2
Asit oksitlerin kimyasal özellikleri
1. Su ile etkileşim
asit oksit + su → asit
SO3+ H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
Bazı oksitlerin karşılık gelen asitleri yoktur, bu durumda orantısızlık reaksiyonu meydana gelir
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t)→ 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t)→ 5HClO3 + HCl
P2O5'e bağlanan su moleküllerinin sayısına bağlı olarak üç farklı asit oluşur: metafosforik HPO3, pirofosforik H4P2O7 veya ortofosforik H3PO4.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Krom oksit iki asite karşılık gelir - kromik H2CrO4 ve dikromik H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Bazlarla etkileşim
asit oksit + baz → tuz + su
Çözünmeyen asit oksitler yalnızca kaynaştıklarında reaksiyona girerken, çözünür olanlar normal koşullar altında reaksiyona girer.
SiO2 + 2NaOH (t)→ Na2SiO3 + H2O
Aşırı oksit olduğunda asidik bir tuz oluşur.
CO2(g) + NaOH → NaHCO3
P2O5(g) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5(g) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2
Baz fazlalığı olduğunda bazik tuz oluşur
CO2 + 2Mg(OH)2(g) → (MgOH)2CO3 + H2O
Karşılık gelen asitlere sahip olmayan oksitler orantısızlık reaksiyonuna girer ve iki tuz oluşturur.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 bazı amfoterik hidroksitlerle (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2) reaksiyona girerek bazik bir tuz ve su oluşturur.
CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
3. Bazik veya amfoterik oksit ile etkileşim
asidik oksit + bazik/amfoterik oksit → tuz
Füzyon sırasında katı oksitler arasındaki reaksiyonlar meydana gelir. Amfoterik ve suda çözünmeyen bazik oksitler yalnızca katı ve sıvı asidik oksitlerle reaksiyona girer.
SiO2 + BaO (t)→ BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t)→ Al2(SO4)3
4. Tuzla etkileşim
asidik uçucu olmayan oksit + tuz (t)→ tuz + asidik uçucu oksit
SiO2 + CaCO3 (t)→ CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Asidik oksitler asitlerle reaksiyona girmez, ancak P2O5 susuz oksijen içeren asitlerle reaksiyona girer.
Bu durumda HPO3 ve karşılık gelen asidin anhidriti oluşur.
P2O5 + 2HClO4(susuz) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3(susuz) → N2O5 + 2HPO3
6. Redoks reaksiyonlarına girerler.
1 - Kurtarma
Yüksek sıcaklıklarda bazı ametaller oksitleri azaltabilir.
CO2 + C(t)→ 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C(t)→ H2 + CO
Magnezyum termi genellikle metal olmayanları oksitlerinden azaltmak için kullanılır.
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
SiO2 + 2Mg (t)→ Si + 2MgO
N2O + Mg(t)→ N2 + MgO
2. Düşük oksitler, bir katalizör varlığında yüksek sıcaklıkta ozonla (veya oksijenle) reaksiyona girdiğinde daha yüksek oksitlere dönüştürülür.
HAYIR + O3 → NO2 + O2
SO2 + O3 → SO3 + O2
2NO2 + O3 → N2O5 + O2
2CO + O2 (t)→ 2CO2
2SO2 + O2 (t, kat)→ 2SO3
P2O3 + O2 (t)→ P2O5
2NO + O2 (t)→ 2NO2
2N2O3 + O2 (t)→ 2N2O4
3. Oksitler diğer redoks reaksiyonlarına da girerler
SO2 + NO2 → NO + SO3 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
2SO2 + 2NO → N2 + 2SO3 2N2O5 → 4NO2 + O2
SO2 + 2H2S → 3S↓ + 2H2O 2NO2 (t)→ 2NO + O2
2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O
2CO2 + 2Na2O2 → 2Na2CO3 + O2 10NO2 +8P → 5N2 + 4P2O5
N2O + 2Cu (t)→ N2 + Cu2O
2NO + 4Cu(t)→ N2 + 2Cu2O
N2O3 + 3Cu (t)→ N2 + 3CuO
2NO2 + 4Cu (t)→ N2 + 4CuO
N2O5 + 5Cu(t)→ N2 + 5CuO
Amfoterik oksitlerin kimyasal özellikleri
1. Suyla etkileşime girmeyin
amfoterik oksit + su ≠
2. Asitlerle etkileşim
amfoterik oksit + asit → tuz + su
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
Aşırı polibazik asit oluştuğunda bir asit tuzu oluşur
Al2O3 + 6H3PO4(g) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
Aşırı oksit olduğunda bazik bir tuz oluşur
ZnO(g) + HCl → Zn(OH)Cl
Çift oksitler iki tuz oluşturur
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3. Asit oksitle etkileşim
amfoterik oksit + asidik oksit → tuz
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
4. Alkali ile etkileşim
amfoterik oksit + alkali → tuz + su
Kaynaştırıldığında orta tuz ve su oluşur ve çözeltide kompleks tuz oluşur.
ZnO + 2NaOH(ler) (t)→ Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Bazik oksitle etkileşim
amfoterik oksit + bazik oksit (t)→ tuz
ZnO + K2O (t)→ K2ZnO2
6. Tuzlarla etkileşim
amfoterik oksit + tuz (t)→ tuz + uçucu asit oksit
Amfoterik oksitler, füzyon sırasında uçucu asit oksitleri tuzlarından uzaklaştırır.
Al2O3 + K2CO3 (t)→ KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 (t)→ 2NaFeO2 + CO2
Bazların kimyasal özellikleri
Bazlar, bir metal katyonu ve bir hidroksit anyonu içeren maddelerdir. Bazlar çözünür (alkaliler - NaOH, KOH, Ba(OH)2) ve çözünmezdir (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Çözünür baz + indikatör → renk değişimi
Bir temel çözeltiye bir gösterge eklendiğinde rengi değişir:
Renksiz fenolftalein - koyu kırmızı
Menekşe turnusol - mavi
Metil turuncu - sarı
2. Asitle etkileşim (nötralizasyon reaksiyonu)
baz + asit → tuz + su
Reaksiyon ara ürün, asidik veya bazik tuzlar üretebilir. Poliasit fazlalığında asit tuzu, poliasit bazı fazla olduğunda ise bazik tuz oluşur.
Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Asit oksitlerle etkileşim
baz + asit oksit → tuz + su
6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O
4. Alkalilerin amfoterik hidroksit ile etkileşimi
alkali + amfoterik hidroksit → tuz + su
Bu reaksiyonda amfoterik hidroksit asidik özellikler sergiler. Bir eriyik içinde reaksiyona girdiğinde ortalama bir tuz ve su elde edilir ve bir çözeltide karmaşık bir tuz elde edilir. Demir (III) ve krom (III) hidroksitler yalnızca konsantre alkali çözeltilerde çözünür.
2KOH(ler) + Zn(OH)2 (t)→ K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al(OH)3 → K
3NaOH(kons.) + Fe(OH)3 → Na3
5. Amfoterik oksit ile etkileşim
alkali + amfoterik oksit → tuz + su
2NaOH(ler) + Al2O3 (t)→ 2NaAlO2 + H2O
6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3
6. Tuzla etkileşim
Baz ile tuz arasında iyon değişim reaksiyonu meydana gelir. Yalnızca bir çökelti oluştuğunda veya gaz salındığında (NH4OH oluşumuyla) meydana gelir.
A. Çözünür bir baz ile çözünür bir asit tuzunun etkileşimi
çözünür baz + çözünür asit tuzu → orta tuz + su
Tuz ve baz farklı katyonlardan oluşuyorsa iki orta tuz oluşur. Asit amonyum tuzları durumunda alkalinin fazlası amonyum hidroksit oluşumuna yol açar.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2NaOH(g) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
B. Çözünür bir bazın, çözünür bir ara madde veya bazik tuz ile etkileşimi.
Birkaç senaryo mümkün
çözünür baz + çözünür ara madde/bazik tuz → çözünmeyen tuz↓ + baz
→ tuz + çözünmeyen baz↓
→ tuz + zayıf elektrolit NH4OH
→ reaksiyon oluşmaz
Çözünür bazlar ile ortalama bir tuz arasında reaksiyonlar, yalnızca sonucun çözünmeyen bir tuz, çözünmeyen bir baz veya zayıf bir elektrolit NH4OH olması durumunda meydana gelir.
NaOH + KCl ≠ reaksiyonu meydana gelmez
Orijinal tuz bir poliasit bazından oluşuyorsa, alkali eksikliği ile bazik bir tuz oluşur
Alkaliler gümüş ve cıva (II) tuzlarına etki ettiğinde, 25°C'de çözünen bunların hidroksitleri değil, çözünmeyen Ag2O ve HgO oksitleri açığa çıkar.
7. Sıcaklıkta ayrışma
bazik hidroksit (t)→ oksit + su
Ca(OH)2 (t)→ CaO + H2O
NaOH(t)≠
Bazı bazlar (AgOH, Hg(OH)2 ve NH4OH) oda sıcaklığında bile ayrışır
LiOH (t)→ Li2O + H2O
NH4OH (25C)→ NH3 + H2O
8. Alkali ve geçiş metalinin etkileşimi
alkali + geçiş metali → tuz + H2
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K +3H2
Zn + 2NaOH(k) (t)→ Na2ZnO2 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Metal olmayanlarla etkileşim
Alkaliler bazı metal olmayanlarla (Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2) etkileşime girer. Bu durumda orantısızlığın bir sonucu olarak sıklıkla iki tuz oluşur.
Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2
3S + 6KOH(t)→ 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 +2KOH(kons) → KCl + KClO + H2O (Br, I için)
3Cl2 + 6KOH(kons) (t)→ 5KCl + KClO3 +3H2O (Br, I için)
Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O
4F2 + 6NaOH(dil) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
İndirgeyici özelliklere sahip hidroksitler oksijenle oksitlenebilir
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Asitlerin kimyasal özellikleri
1. Gösterge rengini değiştirin
çözünür asit + indikatör → renk değişimi
Turnusol menekşesi ve metil turuncusu kırmızıya döner, fenolftalein şeffaflaşır
2. Bazlarla etkileşim (nötralleşme reaksiyonu)
asit + baz → tuz + su
H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O
3. Bazik oksitle etkileşim
asit + baz oksit → tuz + su
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Orta, asidik veya bazik tuzlar oluşturmak için amfoterik hidroksitlerle etkileşim
asit + amfoterik hidroksit → tuz + su
2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O
H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O
HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2Cl + H2O
5. Amfoterik oksitlerle etkileşim
asit + amfoterik oksit → tuz + su
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Tuzlarla etkileşim
Genel reaksiyon şeması: asit + tuz → tuz + asit
Yalnızca gaz oluştuğunda veya bir çökelti oluştuğunda tamamlanan bir iyon değişim reaksiyonu meydana gelir.
Örneğin: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓
A. Daha uçucu veya daha zayıf bir asidin tuzuyla reaksiyona girerek gaz oluşturma
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Çözünmeyen bir tuz oluşturmak için güçlü bir asit ile güçlü veya orta derecede bir asidin tuzunun etkileşimi
güçlü asit + güçlü/orta asitin tuzu → çözünmeyen tuz + asit
Uçucu olmayan ortofosforik asit, çözünmeyen bir tuzun oluşması koşuluyla, güçlü fakat uçucu hidroklorik ve nitrik asitleri tuzlarından uzaklaştırır.
B. Bir asidin aynı asidin bazik tuzu ile etkileşimi
asit1 + asit1'in bazik tuzu → orta tuz + su
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
D. Bir polibazik asidin, aynı asidin ortalama veya asit tuzu ile etkileşimi ile aynı asidin daha fazla sayıda hidrojen atomu içeren bir asit tuzunun oluşumu
polibazik asit1 + orta/asit asidik tuzu1 → asidin asidik tuzu1
H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
E. Hidrosülfit asidin Ag, Cu, Pb, Cd, Hg tuzları ile çözünmeyen sülfit oluşumu ile reaksiyonu
asit H2S + tuz Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + asit
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Bir asidin ortalama veya kompleks bir tuzla anyondaki bir amfoterik metal ile etkileşimi
a) Asit eksikliği durumunda orta tuz ve amfoterik hidroksit oluşur
asit + anyonda amfoterik metal içeren orta/kompleks tuz → orta tuz + amfoterik hidroksit
b) Aşırı asit durumunda iki orta tuz ve su oluşur
asit + orta/karmaşık tuz, anyonda amfoterik metal ile → orta tuz + orta tuz + su
G. Bazı durumlarda asitler ve tuzlar redoks reaksiyonlarına veya kompleksleşme reaksiyonlarına girer:
H2SO4(kons) ve I‾/Br‾ (H2S ve I2/SO2 ve Br2'nin ürünleri)
H2SO4(kons) ve Fe² + (SO2 ve Fe³ + ürünleri)
Seyreltilmiş HNO3/kons ve Fe² + (NO/NO2 ve Fe³ + ürünleri)
HNO3 seyreltilmiş/kons. ve SO3²‾/S²‾ (NO/NO2 ve SO4²‾/S veya SO4²‾ ürünleri)
HClconc ve KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (ürünler Cl2 ve Mn² + /Cr² + /Cl‾)
3. Konsantre sülfürik asidin katı tuzla reaksiyonu
Uçucu olmayan asitler uçucu olanları katı tuzlarından uzaklaştırabilir
7. Asidin metalle etkileşimi
A. Asitin hidrojenden önce veya sonra serideki metallerle etkileşimi
asit + metalden H2'ye → minimum oksidasyon durumunda metal çözünen + H2
Fe + H2SO4(dil) → FeSO4 + H2
H2 ≠ sonrasında asit + metal reaksiyonu meydana gelmez
Cu + H2SO4(dil) ≠
B. Konsantre sülfürik asidin metallerle reaksiyonu
H2SO4(kons) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ reaksiyonu oluşmaz
H2SO4(kons) + alkali/toprak alkali metal ve Mg/Zn → H2S/S/SO2 (koşullara bağlı olarak) + maksimum oksidasyon durumunda metal sülfat + H2O
Zn + 2H2SO4(kons) (t1)→ ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(kons) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(kons) (t3>t2)→ 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4(kons) + diğer metaller → SO2 + maksimum oksidasyon durumunda metal sülfat + H2O
Cu + 2H2SO4(kons.) (t)→ CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4(kons) (t)→ Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
B. Konsantre nitrik asidin metallerle etkileşimi
HNO3(kons) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ reaksiyon oluşmaz
HNO3(kons.) + Pt ≠
HNO3(kons) + alkali/toprak alkali metal → N2O + maksimum oksidasyon durumunda metal nitrat + H2O
4Ba + 10HNO3(kons) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
HNO3(kons) + sıcaklıktaki diğer metaller → NO2 + maksimum oksidasyon durumunda metal nitrat + H2O
Ag + 2HNO3(kons.) → AgNO3 + NO2 + H2O
Fe, Co, Ni, Cr ve Al ile yalnızca ısıtıldığında etkileşime girer, çünkü normal koşullar altında bu metaller nitrik asit tarafından pasifleştirilir ve kimyasal olarak dirençli hale gelirler.
D. Seyreltik nitrik asidin metallerle etkileşimi
HNO3(dil) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ reaksiyonu oluşmaz
Çok pasif metaller (Au, Pt), bir hacim konsantre nitrik asit ile üç hacim konsantre hidroklorik asidin karışımı olan kral suyu ile çözülebilir. İçindeki oksitleyici madde, reaksiyonun bir sonucu olarak oluşan nitrosil klorürden ayrılan atomik klordur: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(dil) + alkali/toprak alkali metal → NH3(NH4NO3) + maksimum oksidasyon durumunda metal nitrat + H2O
Nitrik asit fazlası NH3'ü NH4NO3'e dönüştürür
4Ca + 10HNO3(dil) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(dil) + H2'ye kadar voltaj aralığında metal → NO/N2O/N2/NH3 (koşullara bağlı olarak) + maksimum oksidasyon durumunda metal nitrat + H2O
Hidrojen ve metal olmayanlardan önceki gerilim serisindeki diğer metallerle HNO3 (seyreltilmiş) tuz, su ve esas olarak NO oluşturur, ancak koşullara bağlı olarak N2O, N2 ve NH3/NH4NO3 de olabilir (daha fazla) asit seyreltildiğinde, açığa çıkan gaz halindeki üründeki nitrojen oksidasyon derecesi o kadar düşük olur)
3Zn + 8HNO3(dil) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(dil) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(dil) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3(ultra seyreltik) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(dil) + H2'den sonra metal → NO + maksimum oksidasyon durumunda metal nitrat + H2O
H2'den sonra düşük reaktif metallerle çözünen HNO3 tuz, su ve NO oluşturur
3Cu + 8HNO3(dil) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8. Asitlerin sıcaklıkta ayrışması
asit (t)→ oksit + su
H2CO3 (t)→ CO2 + H2O
H2SO3 (t)→ SO2 + H2O
H2SiO3 (t)→ SiO2 + H2O
2H3PO4 (t)→ H4P2O7 + H2O
H4P2O7 (t)→ 2HPO3 + H2O
4HNO3 (t)→ 4NO2 + O2 + 2H2O
3HNO2 (t)→ HNO3 + 2NO + H2O
2HNO2 (t)→ NO2 + NO + H2O
3HCl (t)→ 2HCl + HClO3
4H3PO3 (t)→ 3H3PO4 + PH3
9. Asidin metal olmayanlarla etkileşimi (redoks reaksiyonu). Bu durumda, metal olmayan ilgili asit oksitlenir ve asit gaz halinde okside indirgenir: H2SO4 (kons.) - SO2'ye; HNO3(kons.) - NO2'ye; HNO3(dil) - NO'ya.
S + 2HNO3(dil) → H2SO4 + 2NO
S + 6HNO3(kons) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(kons) → 3SO2 + CO2 + 2H2O
C + 2H2SO4(kons) → 2SO2 + CO2 + 2H2O
C + 4HNO3(kons) → 4NO2 + CO2 + 2H2O
P + 5HNO3(dil) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3(kons.) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O
H2S + G2 → 2HG + S↓ (F2 hariç)
H2SO3 + Г2 + H2O → 2HГ + H2SO4 (F2 hariç)
2H2S(sulu) + O2 → 2H2O + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (yanma)
2H2S + O2(yetersiz) → 2H2O + 2S↓
Daha aktif halojenler, NG asitlerden daha az aktif olanların yerini alır (istisna: F2, asitle değil suyla reaksiyona girer)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2↓
10. Asitler arasındaki redoks reaksiyonları
H2SO4(kons) 2HBr → Br2↓ + SO2 + 2H2O
H2SO4(kons.) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O
H2SO4(kons.) + HCl ≠
H2SO4(kons.) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O
3H2SO4(kons) + H2S → 4SO2 + 4H2O
H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O
2HNO3(kons) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O
2HNO3(kons) + SO2 → H2SO4 + 2NO2
6HNO3(kons.) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H2O
2HNO3(kons.) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O
Amfoterik hidroksitlerin kimyasal özellikleri
1. Bazik oksitle etkileşim
amfoterik hidroksit + bazik oksit → tuz + su
2Al(OH)3 +Na2O (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
2. Amfoterik veya asidik oksit ile etkileşim
amfoterik hidroksit + amfoterik/asit oksit ≠ reaksiyon yok
Bazı amfoterik oksitler (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2) asidik oksit CO2 ile reaksiyona girerek bazik tuzların ve suyun çökeltilerini oluşturur.
2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Alkali ile etkileşim
amfoterik hidroksit + alkali → tuz + su
Zn(OH)2 + 2KOH(ler) (t)→ K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2KOH → K2
4. Çözünmeyen bazlar veya amfoterik hidroksitlerle reaksiyona girmeyin
amfoterik hidroksit + çözünmeyen baz/amfoterik hidroksit ≠ reaksiyon yok
5. Asitlerle etkileşim
amfoterik hidroksit + asit → tuz + su
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
6. Tuzlarla reaksiyona girmeyin
amfoterik hidroksit + tuz ≠ reaksiyonu meydana gelmez
7. Metaller/metal olmayanlar (basit maddeler) ile reaksiyona girmeyin.
amfoterik hidroksit + metal/metal olmayan ≠ reaksiyon oluşmaz
8. Termal ayrışma
amfoterik hidroksit (t)→ amfoterik oksit + su
2Al(OH)3 (t)→ Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2 (t)→ ZnO + H2O
Tuzlar hakkında genel bilgi
Elimizde bir asit ve bir alkali olduğunu düşünelim, aralarında nötrleşme reaksiyonu gerçekleştirelim ve bir asit ve bir tuz elde edelim.
NaOH + HCl → NaCl (sodyum klorür) + H2O
Tuzun bir metal katyonu ve bir asit kalıntısı anyonundan oluştuğu ortaya çıktı.
Tuzlar:
1. Asidik (bir veya iki hidrojen katyonuyla (yani asidik (veya hafif asidik) bir ortama sahiptirler) - KHCO3, NaHSO3).
2. Ortam (Bir metal katyonum ve bir asit kalıntısının anyonu var, ortamın bir pH metre - BaSO4, AgNO3 kullanılarak belirlenmesi gerekir).
3. Bazik (bir hidroksit iyonuna, yani alkalin (veya zayıf alkalin) bir ortama sahip - Cu(OH)Cl, Ca(OH)Br).
Ayrışma üzerine iki metalin (K) katyonlarını oluşturan çift tuzlar da vardır.
Tuzlar, birkaç istisna dışında, yüksek erime noktalarına sahip kristal katılardır. Tuzların çoğu beyazdır (KNO3, NaCl, BaSO4, vb.). Bazı tuzlar renklidir (K2Cr2O7 - turuncu, K2CrO4 - sarı, NiSO4 - yeşil, CoCl3 - pembe, CuS - siyah). Çözünürlüklerine göre çözünür, az çözünür ve pratik olarak çözünmez olarak ayrılabilirler. Asit tuzları, kural olarak, karşılık gelen ortalama tuzlara göre suda daha fazla çözünür ve bazik tuzlar daha az çözünür.
Tuzların kimyasal özellikleri
1. Tuz + su
Pek çok tuz suda çözündüğünde kısmen veya tamamen ayrışma meydana gelir - hidroliz. Bazı tuzlar kristal hidratlar oluşturur. Anyonda amfoterik metal içeren orta tuzlar suda çözündüğünde kompleks tuzlar oluşur.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O = Na2
2. Tuz + Bazik oksit ≠ reaksiyon yok
3. Tuz + amfoterik oksit → (t) asidik uçucu oksit + tuz
Amfoterik oksitler, füzyon sırasında uçucu asit oksitleri tuzlarından uzaklaştırır.
Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Tuz + asidik uçucu olmayan oksit → asidik uçucu oksit + tuz
Uçucu olmayan asit oksitler, füzyon sırasında uçucu asit oksitleri tuzlarından uzaklaştırır.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Tuz + baz → baz + tuz
Tuzlarla bazlar arasındaki reaksiyonlar iyon değişim reaksiyonlarıdır. Bu nedenle, normal koşullar altında yalnızca çözeltilerde (hem tuz hem de baz çözünür olmalıdır) ve yalnızca değişimin sonucunda bir çökelti veya zayıf elektrolitin (H2O/NH4OH) oluşması koşuluyla oluşurlar; bu reaksiyonlarda gaz halindeki ürünler oluşmaz.
A. Çözünür baz + çözünür asit tuzu → orta tuz + su
Tuz ve baz farklı katyonlardan oluşuyorsa iki orta tuz oluşur; asit amonyum tuzları durumunda alkalinin fazlası amonyum hidroksit oluşumuna yol açar.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O
2KOH + 2NaHC03 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(g) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
B. Çözünür baz + çözünür ortam/bazik tuz → çözünmeyen tuz ↓ + baz
Çözünür baz + çözünür ortam/bazik tuz → tuz + çözünmeyen baz↓
Çözünür baz + çözünür ara madde/bazik tuz → tuz + zayıf elektrolit NH4OH
Çözünür baz + çözünür ara madde/bazik tuz → reaksiyon yok
Çözünür bazlar ile bir ara madde/bazik tuz arasındaki reaksiyon, yalnızca iyon değişiminin çözünmeyen bir tuz, çözünmeyen bir baz veya zayıf bir elektrolit NH4OH ile sonuçlanması durumunda meydana gelir.
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Orijinal tuz bir poliasit bazından oluşuyorsa, alkali eksikliği ile bazik bir tuz oluşur.
NaOH(yetersiz) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
Alkaliler gümüş ve cıva (II) tuzlarına etki ettiğinde, oda sıcaklığında ayrışan AgOH ve Hg(OH)2 değil, çözünmeyen Ag2O ve HgO oksitler açığa çıkar.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Tuz + amfoterik hidroksit → reaksiyon meydana gelmez
7. Tuz + asit → asit + tuz
Çoğunlukla. Asitlerin tuzlarla reaksiyonları iyon değişim reaksiyonlarıdır, bu nedenle çözeltilerde meydana gelirler ve yalnızca asitte çözünmeyen bir tuzun veya daha zayıf ve daha uçucu bir asitin oluşmasıyla sonuçlanırsa.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
A. Asit1 + daha uçucu/zayıf asitin tuzu2 → asitin tuzu1 + daha uçucu/zayıf asit2
Asitler, daha zayıf veya uçucu asitlerin tuzlarının çözeltileriyle reaksiyona girer. Tuzun bileşimi ne olursa olsun (orta, asidik, bazik), kural olarak orta tuz ve daha zayıf bir uçucu asit oluşur.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
B. Kuvvetli asit + kuvvetli/orta asitin tuzu → çözünmeyen tuz ↓ + asit
Güçlü asitler, çözünmeyen bir tuz oluştuğunda diğer güçlü asitlerin tuzlarının çözeltileriyle reaksiyona girer. Uçucu olmayan H3PO4 (orta kuvvette asit), çözünmeyen bir tuzun oluşması koşuluyla güçlü fakat uçucu hidroklorik HCl ve nitrik asit HNO3'ü tuzlarından uzaklaştırır.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
B. Asit1 + asidin bazik tuzu1 → orta tuz + su
Bir asit, aynı asidin bazik bir tuzu ile reaksiyona girdiğinde orta tuz ve su oluşur.
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
D. Polibazik asit1 + asidin orta/asidik tuzu1 → asidin asidik tuzu1
Bir polibazik asit, aynı asidin orta tuzuna etki ettiğinde bir asit tuzu oluşur ve bir asit tuzuna etki ettiğinde daha fazla sayıda hidrojen atomu içeren bir asit tuzu oluşur.
H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
E. Asit H2S + tuz Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + asit
Zayıf ve uçucu hidrosülfür asit H2S, güçlü asitleri bile Ag, Cu, Pb, Cd ve Hg tuz çözeltilerinden uzaklaştırır ve onlarla birlikte yalnızca suda değil, aynı zamanda elde edilen asitte de çözünmeyen sülfit çökeltileri oluşturur.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
E. Asit + anyonda amfoterik Me içeren orta/karmaşık tuz → orta tuz + amfoterik hidroksit↓
→ orta tuz + orta tuz + H2O
Bir asit, anyondaki amfoterik metal ile ortalama veya kompleks bir tuza etki ettiğinde, tuz yok edilir ve şunları oluşturur:
a) asit eksikliği durumunda - ortalama tuz ve amfoterik hidroksit
b) aşırı asit durumunda - iki orta tuz ve su
2HCl(hafta) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(hafta) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(g) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(g) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Bazı durumlarda asitler ve tuzlar arasında ORR veya kompleksleşme reaksiyonlarının meydana geldiği akılda tutulmalıdır. Yani, aşağıdaki kişiler OVR'ye katılıyor:
H2SO4 konsantrasyonu ve I‾/Br‾ (H2S ve I2/SO2 ve Br2'nin ürünleri)
H2SO4 konsantrasyonu ve Fe²+ (SO2 ve Fe³ ürünleri + )
HNO3 seyreltilmiş/kons. ve Fe² + (NO/NO2 ve Fe ürünleri 3 + )
HNO3 seyreltilmiş/kons. ve SO3²‾/S²‾ (NO/NO2 ve sülfat/kükürt veya sülfat ürünleri)
HCl konsantrasyonu ve KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (klor (gaz) ve Mn² ürünleri)+ /Cr³ + /Cl‾.
G. Reaksiyon solvent olmadan gerçekleşir
Sülfürik asit kons. + tuz (sol.) → ekşi/orta tuz + ekşi
Uçucu olmayan asitler uçucu olanları kuru tuzlarından uzaklaştırabilir. Çoğu zaman, konsantre sülfürik asidin güçlü ve zayıf asitlerin kuru tuzları ile etkileşimi kullanılır, bu da bir asit ve bir asit veya orta tuz oluşumuyla sonuçlanır.
H2SO4(kons.) + NaCl(ler) → NaHSO4 + HCl
H2SO4(kons.) + 2NaCl(ler) → Na2SO4 + 2HCl
H2SO4(kons.) + KNO3(ler) → KHSO4 + HNO3
H2SO4(kons.) + CaCO3(ler) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Çözünür tuz + çözünür tuz → çözünmeyen tuz ↓ + tuz
Tuzlar arasındaki reaksiyonlar değişim reaksiyonlarıdır. Bu nedenle normal koşullar altında yalnızca aşağıdaki durumlarda meydana gelirler:
a) her iki tuz da suda çözünür ve çözelti halinde alınır
b) reaksiyonun sonucunda bir çökelti veya zayıf bir elektrolit oluşur (ikincisi çok nadirdir).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Orijinal tuzlardan biri çözünmezse, reaksiyon ancak daha da çözünmeyen bir tuzun oluşmasıyla sonuçlandığında gerçekleşir. "Çözünmezlik" kriteri PR'nin (çözünürlük ürünü) değeridir, ancak çalışması okul dersinin kapsamı dışında olduğundan, reaktif tuzlarından birinin çözünmez olduğu durumlar daha fazla dikkate alınmaz.
Bir değişim reaksiyonu, hidroliz sonucunda tamamen ayrışan bir tuz üretirse (çözünürlük tablosunda bu tür tuzların yerine çizgiler vardır), o zaman reaksiyon ürünleri bu tuzun hidroliz ürünleri haline gelir.
Al2(SO4)3 + K2S ≠ Al2S3↓ + K2SO4
Al2(SO4)3 + K2S + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S + K2SO4
FeCl3 + 6KCN → K3 + 3KCl
AgI + 2KCN → K + KI
AgBr + 2Na2S2O3 → Na3 + NaBr
Fe2(SO4)3 + 2KI → 2FeSO4 + I2 + K2SO4
NaCl + NaHSO4 → (t) Na2SO4 + HCl
Orta tuzlar bazen birbirleriyle reaksiyona girerek karmaşık tuzlar oluşturur. Tuzlar arasında OVR'ler mümkündür. Bazı tuzlar kaynaştığında reaksiyona girer.
9. Daha az aktif metalin tuzu + daha fazla aktif metal → daha az aktif metal ↓ + tuz
Daha aktif metal, daha az aktif metali (voltaj serisinde sağda duran) tuz çözeltisinden uzaklaştırır, bu durumda yeni bir tuz oluşur ve daha az aktif olan metal serbest formda salınır (plaka üzerine yerleşir). aktif metal). Alkali ve alkali toprak metallerinin çözelti içindeki suyla reaksiyona girmesi bir istisnadır.
Oksitleyici özelliğe sahip tuzlar metallerle çözeltiye girerek diğer redoks reaksiyonlarına girerler.
FeSO4 + Zn → Fe↓ + ZnSO4
ZnSO4 + Fe ≠
Hg(NO3)2 + Cu → Hg↓ + Cu(NO3)2
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl2
HgCl2 + Hg → Hg2Cl2
2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2
Metaller ayrıca erimiş tuzlardan birbirlerinin yerini alabilir (reaksiyon hava erişimi olmadan gerçekleştirilir). Şunu unutmamak gerekir:
a) eritildiğinde birçok tuz ayrışır
b) metallerin voltaj serisi, metallerin yalnızca sulu çözeltilerdeki göreceli aktivitesini belirler (örneğin, sulu çözeltilerdeki Al, toprak alkali metallerden daha az aktiftir ve eriyiklerde daha aktiftir)
K + AlCl3(eriyik) →(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2(eriyik) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(eriyik) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Tuz + metal olmayan
Tuzların ametallerle reaksiyonları azdır. Bunlar redoks reaksiyonlarıdır.
5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2
Daha aktif halojenler, daha az aktif olanları hidrohalik asit tuzlarının çözeltilerinden uzaklaştırır. Bunun istisnası, çözeltilerde tuzla değil suyla reaksiyona giren moleküler florindir.
2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (aynı reaksiyon iyotun karakteristiğidir)
2KI + Br2 → 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓
11. Tuzların ayrışması.
Tuz →(t) termal bozunma ürünleri
1. Nitrik asit tuzları
Nitratların termal ayrışma ürünleri, metal gerilme serisindeki metal katyonunun konumuna bağlıdır.
MeNO3 → (t) (Me için Mg'nin solunda (Li hariç)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (Benim için Mg'den Cu'ya ve ayrıca Li'ye) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (Me için Cu'nun sağında) Me + NO2 + O2
(demir (II)/krom (II) nitratın termal ayrışması sırasında demir (III)/krom (III) oksit oluşur.
2. Amonyum tuzları
Tüm amonyum tuzları ısıtıldığında ayrışır. Çoğu zaman amonyak NH3 ve asit veya bunun ayrışma ürünleri açığa çıkar.
NH4Cl →(t) NH3 + HCl (=NH4Br, NH4I, (NH4)2S)
(NH4)3PO4 →(t)3NH3 + H3PO4
(NH4)2HPO4 →(t)2NH3 + H3PO4
NH4H2PO4 →(t) NH3 + H3PO4
(NH4)2CO3 →(t) 2NH3 + CO2 + H2O
NH4HCO3 →(t) NH3 + CO2 + H2O
Bazen oksitleyici anyonlar içeren amonyum tuzları ısıtıldığında ayrışır ve N2, NO veya N2O açığa çıkar.
(NH4)Cr2O7 →(t)N2 + Cr2O3 + 4H2O
NH4NO3 →(t)N2O + 2H2O
2NH4NO3 →(t)N2 + 2NO + 4H2O
NH4NO2 →(t)N2 + 2H2O
2NH4MnO4 →(t)N2 + 2MnO2 + 4H2O
3. Karbonik asit tuzları
Hemen hemen tüm karbonatlar metal oksit ve CO2'ye ayrışır. Lityum dışındaki alkali metal karbonatlar ısıtıldığında ayrışmaz. Gümüş ve cıva karbonatları serbest metale ayrışır.
MeCO3 →(t) MeO + CO2
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2
Tüm hidrokarbonatlar karşılık gelen karbonata ayrışır.
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2 + H2O
4. Sülfürik asit tuzları
Isıtıldığında sülfitler orantısız hale gelerek sülfit ve sülfat oluşturur. (NH4)2SO3'ün ayrışması sırasında oluşan sülfit (NH4)2S, hemen NH3 ve H2S'ye ayrışır.
MeSO3 →(t) MeS + MeSO4
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4
Hidrosülfitler sülfitlere, SO2 ve H2O'ya ayrışır.
MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2 +H2O
5. Sülfürik asit tuzları
Pek çok sülfat, t > 700-800 C'de metal oksit ve SO3'e ayrışır; bunlar da bu sıcaklıkta SO2 ve O2'ye ayrışır. Alkali metal sülfatlar ısıya dayanıklıdır. Gümüş ve cıva sülfatlar serbest metale ayrışır. Hidrosülfatlar önce disülfatlara, sonra sülfatlara ayrışır.
2CaSO4 →(t) 2CaO + 2SO2 + O2
2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3 + SO2
Ag2SO4 →(t) 2Ag + SO2 + O2
MeHSO4 →(t) MeS2O7 + H2O
MeS2O7 →(t) MeSO4 + SO3
6. Kompleks tuzlar
Amfoterik metallerin hidrokso kompleksleri esas olarak orta tuz ve suya ayrışır.
K →(t) KAlO2 + 2H2O
Na2 →(t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Temel tuzlar
Birçok temel tuz ısıtıldığında ayrışır. Oksijensiz asitlerin bazik tuzları su ve okso tuzlarına ayrışır
Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O
2AlOHCl2 →(t)Al2OCl4 + H2O
2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O
Oksijen içeren asitlerin bazik tuzları, metal oksit ve karşılık gelen asidin termal ayrışma ürünlerine ayrışır.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O
(CuOH)2CO3 →(t)2CuO + H2O + CO2
8. Diğer tuzların termal ayrışma örnekleri
4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2 + O2
KClO4 →(t) KCl + O2
4KClO3 →(t) KCl + 3KClO4
2KClO3 →(t) 2KCl +3O2
2NaHS →(t)Na2S + H2S
2CaHPO4 →(t) Ca2P2O7 + H2O
Ca(H2PO4)2 →(t) Ca(PO3)2 +2H2O
2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)
Sunulan materyallerin çoğu N.E. Deryabina’nın kılavuzundan alınmıştır. "Kimya. İnorganik maddelerin ana sınıfları." Halka Arz "Nikitsky Kapısında" Moskova 2011.
Kanser ve DPA için kimya hazırlığı
Kapsamlı baskı
PARÇA VE
GENEL KİMYA
ELEMENTLERİN KİMYASI
HALOJENLER
Basit maddeler
Florun kimyasal özellikleri
Flor, doğadaki en güçlü oksitleyici ajandır. Sadece helyum, neon ve argon ile doğrudan reaksiyona girmez.
Metallerle reaksiyon sırasında florürler, iyonik bileşikler oluşur:
Flor, bazı inert gazlarla bile birçok metal olmayan maddeyle kuvvetli reaksiyona girer:
Klorun kimyasal özellikleri. Karmaşık maddelerle etkileşim
Klor, brom veya iyottan daha güçlü bir oksitleyicidir, bu nedenle klor, ağır halojenleri tuzlarından uzaklaştırır:
Suda çözünen klor, onunla kısmen reaksiyona girerek iki asitin oluşmasına neden olur: klorür ve hipoklorit. Bu durumda bir Klor atomu oksidasyon durumunu arttırırken diğer atom azaltır. Bu tür reaksiyonlara orantısızlık reaksiyonları denir. Orantısızlık reaksiyonları, kendi kendini iyileştirme-kendi kendine oksidasyon reaksiyonlarıdır, yani. Bir elementin hem oksitleyici hem de indirgeyici maddenin özelliklerini sergilediği reaksiyonlar. Orantısızlaştırma sırasında, elementin orijinaline göre daha oksitlenmiş ve indirgenmiş bir durumda olduğu bileşikler eşzamanlı olarak oluşturulur. Hipoklorit asit molekülündeki Klor atomunun oksidasyon durumu +1'dir:
Klorun alkali çözeltilerle etkileşimi de benzer şekilde ilerler. Bu durumda iki tuz oluşur: klorür ve hipoklorit.
Klor çeşitli oksitlerle etkileşime girer:
Klor, metalin maksimum oksidasyon durumunda olmadığı bazı tuzları oksitler:
Moleküler klor birçok organik bileşikle reaksiyona girer. Katalizör olarak ferrum(III) klorür varlığında, klor benzen ile reaksiyona girerek klorobenzen oluşturur ve ışıkla ışınlandığında aynı reaksiyon heksaklorosikloheksan oluşumuyla sonuçlanır:
Brom ve iyotun kimyasal özellikleri
Her iki madde de hidrojen, flor ve alkalilerle reaksiyona girer:
İyot çeşitli güçlü oksitleyici maddeler tarafından oksitlenir:
Basit maddelerin ekstraksiyonu için yöntemler
Florür ekstraksiyonu
Flor en güçlü kimyasal oksitleyici olduğundan, onu serbest formdaki bileşiklerden kimyasal reaksiyonlar kullanarak izole etmek imkansızdır ve bu nedenle flor, fizikokimyasal yöntemle - elektrolizle ekstrakte edilir.
Flor çıkarmak için potasyum florür eriyiği ve nikel elektrotlar kullanılır. Nikel, çözünmeyen maddelerin oluşması nedeniyle metal yüzeyinin flor tarafından pasifleştirilmesi nedeniyle kullanılır.
NiF2, bu nedenle elektrotların kendisi, üzerlerine salınan madde tarafından tahrip edilmez:Klor ekstraksiyonu
Klor, endüstriyel ölçekte bir sodyum klorür çözeltisinin elektrolizi ile üretilir. Bu işlem sonucunda sodyum hidroksit de üretilir:
Klor, çeşitli yöntemler kullanılarak hidrojen klorür çözeltisinin oksidasyonundan küçük miktarlarda üretilir:
Klor kimya endüstrisinin çok önemli bir ürünüdür.
Küresel üretimi milyonlarca tonu buluyor.
Brom ve iyot ekstraktları
Endüstriyel kullanım için bromür ve iyodür, sırasıyla bromürlerin ve iyodürlerin oksidasyonundan elde edilir. Oksidasyon için çoğunlukla moleküler klor, konsantre sülfat asidi veya manganez dioksit kullanılır:
Flor ve bazı bileşikleri roket yakıtı için oksitleyici olarak kullanılır. Çeşitli soğutucu akışkanları (freonlar) ve kimyasal ve termal dirençle karakterize edilen bazı polimerleri (Teflon ve diğerleri) çıkarmak için büyük miktarlarda flor kullanılır. Flor, nükleer teknolojide uranyum izotoplarını ayırmak için kullanılır.
Çoğu klor, hidroklorik asit üretmek için ve ayrıca diğer halojenlerin üretimi için oksitleyici bir madde olarak kullanılır. Endüstride kumaş ve kağıtların ağartılmasında kullanılır. Flordan daha büyük miktarlarda polimerlerin (PVC ve diğerleri) ve soğutucuların üretiminde kullanılır. Klor içme suyunu dezenfekte etmek için kullanılır. Ayrıca kloroform, metilen klorür ve karbon tetraklorür gibi bazı çözücülerin ekstraksiyonu için de gereklidir. Ayrıca potasyum klorat (Berthollet tuzu), ağartıcı ve klor atomu içeren diğer birçok bileşik gibi birçok maddenin üretiminde de kullanılır.
Brom ve iyot sanayide klor veya flor ile aynı ölçekte kullanılmaz ancak bu maddelerin kullanımı her geçen yıl artmaktadır. Brom çeşitli sakinleştirici ilaçların üretiminde kullanılır. İyot antiseptik ilaçların üretiminde kullanılır. Brom ve İyot bileşikleri, maddelerin kantitatif analizinde yaygın olarak kullanılmaktadır. Titanyum, vanadyum ve diğerleri gibi bazı metaller iyot yardımıyla saflaştırılır (bu işleme iyot rafinasyonu denir).
1. Aktif oksitleyici ajanlar olan halojenler metallerle reaksiyona girer. Metallerin flor ile reaksiyonları özellikle şiddetlidir. Alkali metaller bununla patlayıcı bir şekilde reaksiyona girer. Halojenler ısıtıldığında altın ve platinle bile reaksiyona girer. Flor ve klor atmosferinde bazı metaller ön ısıtma olmadan yanar. Bu etkileşimlerin bazı özelliklerini hatırlayalım. Demir ve krom, flor, klor ve brom ile reaksiyona girdiğinde üç değerlikli bir katyona oksitlenir. İyot ile reaksiyon zaten önemli miktarda ısıtma gerektirir ve FeJ2 ve CrJ2 oluşumuna yol açar. Bazı metaller halojen ortamlarda koruyucu bir tuz filmi oluşması nedeniyle pasifleştirilir. Özellikle bakır, bir CuF2 filminin oluşması nedeniyle flor ile yalnızca yüksek sıcaklıklarda etkileşime girer. Nikel de benzer şekilde davranır. Flor gazı monel metalden (demir ve manganezli nikel alaşımı) yapılmış kaplarda depolanır ve taşınır. Klorun bazı metallerle reaksiyonu engellenir ve bu durumlarda katalizör görevi gören su kalıntıları tarafından büyük ölçüde hızlandırılır. Örneğin iyi kurutulmuş klor demirle reaksiyona girmez, bu nedenle sıvılaştırılmış klor çelik silindirlerde depolanır. Bromun sıvı hali, bazı metallerle klordan daha aktif reaksiyona girmesinin nedenidir, çünkü reaktifin sıvı fazdaki konsantrasyonu gazdaki konsantrasyondan daha yüksektir. Örneğin, kompakt alüminyum ve demir oda sıcaklığında bromla, ısıtıldığında ise klorla reaksiyona girer.
2. Flor, oda sıcaklığında hidrojen ile patlayıcı bir şekilde reaksiyona girer, reaksiyon –252 0 C'de bile gözle görülür bir hızda ilerler. Reaksiyon doğası gereği serbest radikal olduğundan, klor yalnızca ultraviyole veya güneş ışınımı altında reaksiyona girer. Brom ile reaksiyon daha az aktiftir ve ısıtma gerektirir ve bu nedenle H-Br bağının yetersiz termal stabilitesi nedeniyle gözle görülür şekilde tersine çevrilebilir hale gelir. H-J bağ enerjisi daha da düşüktür, iyotun oksitleme yeteneği de diğer halojenlerinkinden belirgin şekilde düşüktür, bu nedenle reaksiyon hızının çok düşük olmadığı sıcaklıklarda H2 + J2 = 2HJ reaksiyonunun dengesi önemli ölçüde değişir. başlangıç maddelerine doğru.
3. Kükürt ve fosfor, flor, klor ve brom ile etkileşime girdiğinde yanar. Bu durumda, bu elementlerin maksimum oksidasyon durumlarını sergilediği flor ile bileşikler oluşturulur: SF 6 ve PF 5. Diğer reaksiyonların ürünleri deney koşullarına bağlıdır - PCl3, PCl5, PBr3, PBr5, S2Cl2, S2Br2, SCl2.
4. Halojenler aynı zamanda değişen aktiviteye sahip diğer metal olmayan maddelerle de reaksiyona girer. Halojenlerin doğrudan reaksiyona girmediği oksijen ve nitrojen istisnadır. Koşullara bağlı olarak çeşitli yapıdaki halojen oksitler ozonla reaksiyona sokularak elde edilebilir.
5. Florun aktivitesi o kadar büyüktür ki soy gazlarla (He, Ne, Ar hariç) bile etkileşime girebilir.
6. Birbirleriyle etkileşime giren halojenler, daha elektronegatif halojenin negatif bir oksidasyon durumu sergilediği ve daha az negatif olanın pozitif bir oksidasyon durumu sergilediği çeşitli bileşimlere sahip ikili bileşikler oluşturur. Örneğin ClF 5, BrCl 3, JF 7, JCl.
Karmaşık maddelerle reaksiyonlar
1. Su, flor atmosferinde kendiliğinden tutuşur ve reaksiyon, flor tamamen tükenene kadar devam eder. Sıcaklığa ve diğer koşullara bağlı olarak bir dizi reaksiyon meydana gelir: 3F2 + 3H2O = F2O + 4HF + H2022F2 + H2O = F2O + 2HF; patlama ile su buharı ile: 2F 2 + 2H 2 O = 4HF + O 2 3F 2 + 3H 2 O = 6HF + O 3 ; buzla: F2 + H2O = HOF + HF. Suda sınırlı çözünmeye sahip olan klor (1 hacim su başına 2 hacim klor (gaz!)), onunla tersinir şekilde reaksiyona girer: Cl2 + H20 = HCl + HClO. Brom da benzer şekilde davranır, ancak Br2 + H2O = HBr + HBrO dengesi daha sola kaydırılır. İyot için de benzer bir denge reaktanlara doğru o kadar kaydırılır ki reaksiyonun ilerlemediğini söyleyebiliriz. Yukarıdakilere göre klor ve bromlu su mevcuttur, ancak iyotlu ve florürlü su yoktur. Aynı zamanda, sulu bir iyot çözeltisinde düşük konsantrasyonlarda iyodür anyonu bulundu; bunun görünümü, çözelti içinde J + 'ya ayrışabilen iyot hidratın oluşumuyla açıklanıyor. H2O ve J-. İyot hidratın ayrışma dengesi de güçlü bir şekilde ayrışmamış forma doğru kaydırılır.
2. Halojenlerin asitlerle reaksiyonlarını düşünün. Bir halojen ile asidin parçası olan bir element arasında elektronların değiştirildiği redoks reaksiyonları mümkündür. Bu durumda, klor ve brom sıklıkla oksitleyici ajanlar olarak, iyot ise indirgeyici ajan olarak görev yapar. En tipik reaksiyonlar şunlardır: J2 + 10HNO3 (kons) = 2HJO3 + 10NO2 + 4H2O3J2 + 10HNO3 = 6HNO3 + 10NO + 2H20 2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2H2 S03 (S02 + H20) + Br2 + H20 = 2HBr + H2S04HCOOH + Cl2 (Br2) = CO2 + 2HCl (HBr). Flor ile reaksiyonlar yıkıma yol açar.
3. Halojenler alkalilerle etkileşime girdiğinde orantısızdır, yani oksidasyon durumlarını aynı anda artırır ve azaltırlar. Klor soğukta reaksiyona girer: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO ve ısıtıldığında - 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H20, çünkü Hipoklorit anyonu, çözelti içinde ısıtıldığında orantısız olarak klorat ve klorüre dönüşür. Hipobromitler ve hipoiyoditler daha da az kararlıdır, bu nedenle oda sıcaklığında brom ve iyot zaten bromatlar ve iyodatlar verir. Örneğin: 3J 2 + 6KOH = 5KJ + KJO 3. Soğukta klorun kalsiyum hidroksit ile etkileşimi, karışık bir kalsiyum klorür-hipoklorit tuzunun oluşumuna yol açar - ağartıcı: Cl 2 + Ca(OH) 2 = CaOCl 2 + H 2 O.
4. Çoğu maddenin aksine flor, oda sıcaklığında silikon dioksit ile reaksiyona girer. Reaksiyon eser miktarda su ile katalize edilir. Si02 camın ana bileşeni olduğundan flor, camı reaksiyona göre çözer: 2F2 + Si02 = SiF4 + O2.
5. Tuzlar, oksitler ve diğer ikili bileşiklerle etkileşime girdiğinde, redoks reaksiyonları mümkündür; bunların arasında, tuz bileşiminden daha az aktif olanın daha aktif (daha elektronegatif) bir halojen ile yer değiştirme reaksiyonları dikkate değerdir, örneğin: 2KJ + Cl2 = 2KCl + J2. Bu reaksiyonun dış belirtisi, moleküler iyotun sarı (önemli konsantrasyonda kahverengi) renginin ortaya çıkmasıdır. Klor, bir potasyum iyodür çözeltisinden uzun süre geçirildiğinde, iyot, çözeltisi renksiz olan HJO3'e daha da oksitlendiğinden renk kaybolur: J2 + 5Cl2 + 6H2O = 10HCl + 2HJO3 .
Halojen bileşikleri
1. Hidrojen halojenürler – Normal koşullar altında gaz halinde olan maddeler. Hidrojen florürün kaynama noktası +19 0 C'dir (HCl -85 0 C, HBr -67 0 C, HJ -35 0 C). Sıvı hidrojen florürde çok güçlü hidrojen bağlarının oluşması nedeniyle anormal derecede büyüktür. Güçlü hidrojen bağları nedeniyle sıvı hidrojen florürün serbest iyonları yoktur ve elektrolit olmadığı için elektriği iletmez. Tüm hidrojen halojenür molekülleri tek, oldukça polar bağlar içerir. Grupta yukarıdan aşağıya doğru hareket ederken, hidrojen-halojen bağının dipolünün negatif ucu halojen olduğundan ve flordan iyodine elektronegatiflik önemli ölçüde azaldığından bağın polaritesi azalır. Ancak bağ kuvveti bağ uzunluğundaki artıştan büyük ölçüde etkilenir, bu nedenle söz konusu serideki en güçlü bağ HF molekülünde, en zayıf bağ ise HJ molekülündedir. Tüm hidrojen halojenürler suda oldukça çözünür. Bu durumda iyonlaşma ve ayrışma meydana gelir. Ayrışma üzerine bir hidronyum katyonu elde edilir, bu nedenle hidrojen halojenürlerin sulu çözeltileri asit özelliklerine sahiptir. Hidroklorik (hidroklorik), hidrobromik ve hidroiyodik güçlü asitlerdir. Bunlardan en güçlüsü hidrojen iyodürdür; bunun nedeni yalnızca moleküldeki zayıf bağ nedeniyle değil, aynı zamanda büyük boyutundan dolayı yük konsantrasyonunun azaldığı iyodür iyonunun daha fazla stabilitesi nedeniyledir. Hidroflorik asit, yalnızca hidrojen florür molekülleri arasında değil, aynı zamanda hidrojen florür ve su molekülleri arasında da hidrojen bağlarının varlığından dolayı zayıftır. Bu bağlar o kadar güçlüdür ki, hidroflorik asit monobazik olmasına rağmen konsantre çözeltilerde asidik florürlerin oluşumu mümkündür: KOH + 2HF = KHF 2. Asidik diflorür anyonu güçlü bir hidrojen bağına sahiptir: . Hidroflorik asit ayrıca camla da reaksiyona girer, genel reaksiyon şu şekildedir: SiO2 + 6HF = H2 + 2H2O. Hidrohalik asitler, oksitleyici olmayan asitlerin tüm özelliklerini gösterir. Ama çünkü Birçok metal asit kompleksi anyonları oluşturma eğilimindedir; bazen hidrojenden sonraki voltaj serisindeki metallerle reaksiyona girerler. Örneğin 2Cu + 4HI = 2H + H2. Hidrojen florür ve hidrojen klorür, konsantre sülfürik asit tarafından oksitlenmez, dolayısıyla kuru halojenürlerden elde edilebilirler, örneğin ZnCl2 (s) + H2SO4 (kons) = ZnSO 4 + 2HCl. Hidrojen bromür ve hidrojen iyodür şu koşullar altında oksitlenir: 2HBr + H2S04 (kons.) = Br2 + S02 + 2H20; 8HI + H2S04 (kons) = 4I2 + H2S + 4H2O. Bunları tuzların bileşiminden çıkarmak için pratik olarak oksitleyici özellikler göstermeyen mutlak fosforik asit kullanılır. Konsantre nitrik asit, hidrojen klorürü serbest bırakıldığında çok güçlü bir oksitleyici madde olan klora oksitler. Konsantre nitrik ve hidroklorik asitlerin bir karışımına "aqua regia" adı verilir ve altın ve platini çözme yeteneğine sahiptir: Au + HNO3 + 4HCl = H + NO + 2H2O. Hidrojen klorür ve konsantre hidroklorik asit aynı zamanda diğer güçlü maddeler tarafından da oksitlenir. oksitleyici maddeler (MnO2, KMnO4, K2Cr207). Bu reaksiyonlar moleküler klor üretimi için laboratuvar yöntemleri olarak kullanılır. Hidrojen halojenürler aynı zamanda metal olmayan halojenürlerin çoğunun hidrolizi ile de üretilebilir. HI hazırlanırken, bir iyot ve kırmızı fosfor karışımı doğrudan suya maruz bırakılır: 2P + 3I2 + 6H20 = 2H3PO3 + 6HI. Basit maddelerden doğrudan sentezin yalnızca HF ve HCl için mümkün olduğu unutulmamalıdır.
2. Hidrohalik asitlerin tuzları. Çoğu tuz çözünür. İki değerlikli kurşun tuzları az çözünür, gümüş tuzları ise çözünmez. Gümüş katyon ve halojenür iyonlarının etkileşimi niteliksel bir reaksiyondur: AgF - çözünür, AgCl - beyaz kesilmiş çökelti, AgBr - soluk sarı çökelti, AgI - parlak sarı çökelti. Alüminyum ve cıva halojenürleri (florür hariç) gibi bazı metal halojenürler kovalent bileşiklerdir. Alüminyum klorür süblimleşme yeteneğine sahiptir; çözünür cıva halojenürler suda kademeli olarak ayrışır. Kalay(IV) klorür sıvıdır.
3. Moleküler iyota kalitatif bir reaksiyon, nişasta çözeltisiyle mavi bir rengin ortaya çıkmasıdır..
4. Halojenlerin oksijen bileşikleri. Flor, oksijenle iki bileşik oluşturur: F2O - oksijen florür - kaynama noktası = -144,8 ° C olan açık sarı bir gaz; Florun %2'lik sodyum hidroksit çözeltisinden hızlı bir şekilde geçirilmesiyle elde edilir. Dioksijen diflorür - F2O2 - açık kahverengi bir gazdır, -57 ° C'de kiraz kırmızısı bir sıvıya, -163 ° C'de turuncu bir katıya dönüşür. F 2 O 2, soğutma sırasında basit maddelerin etkileşimi ve bir elektrik parıltısı deşarjının etkisiyle elde edilir. Kaynama noktasının üzerinde zaten kararsızdır ve güçlü bir oksitleyici madde ve florlama maddesi gibi davranır. Diğer halojenlerin oksitleri endotermik bileşiklerdir ve kararsızdırlar. Oda sıcaklığında bunlardan bazıları, örneğin Cl207, yalnızca ayrışma sürecinin kinetik inhibisyonu nedeniyle mevcuttur. Klor oksit (VII), 83°C kaynama noktasına sahip, 120°C'ye ısıtıldığında patlayarak ayrışan, renksiz bir sıvıdır. Halojen ve oksijenin tek ekzotermik bileşiği J205'tir. 300°C'nin üzerindeki sıcaklıklarda patlamadan basit maddelere ayrışan beyaz kristal bir maddedir. Havadaki karbon (II) monoksiti tespit etmek ve ölçmek için kullanılır: J 2 O 5 + 5CO = J 2 + 5CO 2.
5. Halojenlerin oksijen içeren asitleri. Halojenlerin tuhaf pozitif oksidasyon durumları sergilediği NEOx genel formülüne sahip asitler bilinmektedir. Klor için HClO'dur – hipokloröz asit, zayıf, kararsız. Şu denkleme göre ayrışır: HClO = HCl + O ve oksijen, salındığı anda çok güçlü oksitleyici özellikler sergiler. Şu reaksiyonla elde edilir: 2Cl2 + 2HgO + H20 = HgO. HgCl 2 ↓ + 2HClO, tuzlara denir hipoklorit. HClO2 – klorür asit de zayıf ve kararsızdır. Tuzlar – kloritler. HClO3 – hipokloröz asit. Bu zaten güçlü bir asittir ancak yalnızca seyreltik sulu çözeltilerde stabildir. Oksitleyici yeteneği klorlu asitten biraz daha düşüktür. Tuzlar – kloratlar. Klor asit – HClO 4 – en güçlü inorganik asitlerden biridir. Sulu çözeltileri depolama sırasında stabil ve güvenlidir; genellikle neredeyse hiç oksitleyici özellik göstermeyen %72'lik bir çözelti kullanılır. Perklorik asit, depolandığında veya ısıtıldığında patlayabilen, renksiz, oldukça dumanlı bir sıvı olarak serbest formda bulunur. Tuzlar denir perkloratlar. Böylece oksijen atomu sayısı arttıkça oksijen içeren klor asitlerinin kuvveti artar ve oksitleme yetenekleri azalır.Karşılık gelen brom ve iyot asitleri benzer özelliklere sahiptir, ancak çok daha az kararlıdırlar. Özellikle halojenlerin +1 ve +3 oksidasyon durumlarında. Çözümler bromlanmış asitler yalnızca 0°C'de kısa süreliğine stabildir. Bromonik asit her şeyde perklorik asite benziyor . İyot asit – erime sıcaklığı =110°C olan renksiz şeffaf kristaller. İyotun su içerisinde konsantre nitrik asit, hidrojen peroksit, ozon, klor ile oksidasyonu ile elde edilir: J2 + 5H2O2 = 2HJO3 + 4H2O Brom asit, perklorik asitten farklı olarak güçlü bir oksitleyici maddedir ve serbest halde izole edilmez; bu, ikincil periyodiklik olgusuyla ilişkilidir, bunun sonucunda bromun maksimum pozitif oksidasyon durumu sergilemesi elverişsizdir. Bir kaç tane var iyot asitler: HJO 4, H5JO 6 (ortoiyodik), H3JO5 (metiyodik). En kararlı olanı H5JO6'dır. Bu, tpl = 122°C olan renksiz kristalli bir maddedir, orta kuvvette bir asittir ve çözeltisindeki ana dengeler aşağıdaki gibi olduğundan asidik tuzların oluşumuna eğilimlidir: H 5 JO 6 = H + + H4JO6 - K = 10 -3 H4JO6 - = JO4 - + 2H20 K=29 H4JO6 - = H + + H3 JO 6 - K=2. 10-7. Özetleyelim. Güçlü asitler HClO 4, HClO 3, HBrO 4, HBrO 3, HJO 3'tür. HClO, HClO2, HBrO, HBrO4, H5JO6 güçlü oksitleyici özelliklere sahiptir.
6. Oksijen içeren asitlerin tuzları asitlerden daha kararlıdır. Potasyum alt grubunun metalleri için perkloratlar ve periyodatların çözünmez olması ve rubidyum için de kloratlar, bromatlar ve perbromatların bulunması ilginçtir, ancak genellikle alkali metallerin tüm tuzları çözünürdür. Çoğu tuz ısıtıldığında ayrışır: KClO 4 = KCl + 2O 2. "Berthollet tuzu" olarak da adlandırılan potasyum klorat ısıtıldığında orantısızdır: 4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 Hipoklorit de şöyle davranır: 3KClO = 2KCl + KClO 3 Tuz, özellikle metal oksitler olmak üzere yabancı maddeler içeriyorsa, ayrışma kısmen farklı bir yol izleyebilir. : 2KClO3 = 2KCl + 3O2. Manganez dioksit katalizör olarak kullanıldığında bu yol ana yol haline gelir.
7. Oksohalojenat anyonlarının redoks reaksiyonları. Tuzlar çözelti içinde tamamen ayrışır. Bu, negatif bir yükün varlığında asit moleküllerinden daha zayıf oksitleyici maddeler olan oksohalojenat anyonlarını (EOx) üretir. Örneğin hipokloröz asit kendi tuzunu oksitleyebilir: 2HClO + NaClO = NaClO3 + 2HCl. Çözelti halindeki tuzlar, yalnızca asidik ortamda fark edilebilir oksitleyici özellikler sergiler. Karşılaştırma reaksiyonlarına dikkat etmek önemlidir: KClO3 + 6HCl = 3Cl2 +KCl + 3H20 KJO3 + 5KJ + H2SO4 = 3J2 ↓ + 3K2SO4 + 3H2O. Isıtıldığında bu tuzlar şu hale gelir: güçlü oksitleyici maddeler. Kibrit ve piroteknik endüstrilerinin tamamı Berthollet tuzunun reaksiyonlarına dayanmaktadır, örneğin: 2KClO 3 + 3S = 2KCl + 3SO 2 5KClO 3 + 6P = 5KCl + 3P 2 O 5 KClO 3 +2Al = Al 2 O 3 + KCl. Karmaşık dengeler, oksitleyici ajanlar olarak görev yapan halojenlerin oksijen içeren asitlerinin ve bunların tuzlarının çoğunlukla Hal -1'e indirgenmesine yol açar.
8. Halojen üretme yöntemleri. Flor, erimiş potasyum hidroflorürün (KHF 2) elektrolizi ile elde edilir. Endüstride klor, Deacon yöntemine göre bir sodyum klorür veya hidroklorik asit çözeltisinin elektrolizi ile elde edilir: 4HCl + O2 = 2H2O + 2Cl2 (ısıtıldığında ve katalizör olarak CuCl2 kullanıldığında), ağartma reaksiyona sokularak hidroklorik asitli kireç. Laboratuvarda: konsantre hidroklorik asidin ısıtıldığında KMnO4, K2Cr207 veya MnO2 ile reaksiyona sokulması yoluyla. Brom, potasyum veya sodyum bromür bileşiminden klor ile değiştirilmesinin yanı sıra bromitlerin konsantre sülfürik asit ile oksitlenmesiyle elde edilir. Bütün bu tepkiler zaten tartışılmıştı. İyot ayrıca iyodür bileşiminden klor veya brom ile değiştirilebilir. İyodür anyonu, asidik bir ortamda manganez dioksit ile oksitlenebilir. İyodür anyonu kolayca oksitlendiğinden burada çok çeşitli reaksiyonlar mümkündür.
BAKIR.
Atom numarası 29, bağıl atom kütlesi 63.545 olan bir element. D elementleri ailesine aittir. Periyodik tabloda dönem IV, grup I, ikincil alt grupta yer alır. Dış elektronik katmanın yapısı: 3d 10 4s 1. Temel durumda, d-alt seviyesi doludur, ancak yeterince kararlı değildir, bu nedenle atomun elektronik yapısından varsayılabilen +1 oksidasyon durumuna ek olarak bakır, hatta +2 oksidasyon durumu sergiler. +3 ve çok nadiren +4. Bakır atomunun yarıçapı oldukça küçüktür - 0,128 nm. Bir lityum atomunun yarıçapından bile daha küçüktür - 0,155 nm. Tek 4s elektronu, çekirdeğe daha yakın yerleştirildiğinde, tamamlanmış 3d 10 kabuğundan ekranın altına düşer, bu da çekirdeğe olan çekimini ve aynı zamanda iyonizasyon potansiyelini artırır. Bu nedenle bakır aktif olmayan bir metaldir ve gerilim dizisinde hidrojenden sonra gelir.
Fiziki ozellikleri. Bakır yumuşak kırmızı bir metaldir, sünek, viskoz ve kolayca tel haline getirilebilmektedir. Altın ve gümüşten sonra ikinci sırada yer alan yüksek termal ve elektrik iletkenliğine sahiptir.
Basit bir maddenin kimyasal özellikleri. Kuru havada bakır, yüzeye daha koyu bir renk veren ve hava oksijeni ile daha fazla etkileşimi önleyen ince bir CuO ve Cu20 karışımı filmi ile kaplandığı için oldukça inerttir. Önemli miktarda nem ve karbondioksit varlığında, ürünü yeşil bakır (II) karbonat olan korozyon meydana gelir: 2Cu + H2O + CO2 + O2 = (CuO)2C03.
Yükleniyor...