Химия а4. Задания для закрепления. Изучение нового материала

План урока

Общая характеристика элементов ІV А группы.

Углерод и кремний

Цель:

Образовательная: сформировать у учащихся общее представление об элементах входящих в состав 4 – ой группы, изучить их основные свойства, рассмотреть их биохимическую роль и применение основных соединений элементов.

Развивающая: развить навыки письменной и устной речи, мышления, умение использовать полученные знания для решения различных заданий.

Воспитывающая: воспитать чувство потребности познания нового.

Ход урока

Повторение пройденной темы:

Сколько элементов относится к неметаллам? Укажите их место в ПСХЭ?

Какие элементы относятся к органогенным?

Укажите агрегатное состояние всех неметаллов.

Из скольких атомов состоят молекулы неметаллов?

Какие оксиды называются несолеобразующими? Написать формулы несолеобразующих оксидов неметаллов.

Cl 2 → HCl → CuCl 2 → ZnCl 2 → AgCl

Последнее уравнение реакции записать в ионном виде.

Дописать возможные уравнения реакций:

1) H 2 + Cl 2 = 6) CuO + H 2 =

2) Fe + Cl 2 = 7) KBr + I 2 =

3) NaCl + Br 2 = 8) Al + I 2 =

4) Br 2 + KI = 9) F 2 + H 2 O =

5) Ca + H 2 = 10) SiO 2 + HF =

Записать уравнения реакций взаимодействия азота с а) кальцием; б) с водородом; в) с кислородом.

Осуществить цепочку превращений:

N 2 → Li 3 N → NH 3 → NO → NO 2 → HNO 3

При разложении 192 г нитрита аммония по реакции NH 4 NO 2 = N 2 + 2H 2 O было получено 60 л азота. Найти выход продукта от теоретически возможного.

Изучение нового материала.

К 4 А группе относятся р-элементы: углерод, кремний, германий, олово и свинец. Отличаясь числом энергетических уровней, невозбужденные атомы их имеют на внешнем уровне по 4 электрона. В связи с увеличением в группе сверху вниз числа заполняемых электронных слоев и размеров атома ослабляется притяжение внешних валентных электронов к ядру, поэтому неметаллические свойства элементов в подгруппе сверху вниз ослабляются и усиливаются металлические свойства. Тем не менее углерод и кремний существенно отличаются по свойствам от других элементов. Это типичные неметаллы. У германия имеются металлические признаки, а у олова и свинца они преобладают над неметаллическими.

В природе углерод встречается в свободном состоянии в виде алмаза и графита. Содержание углерода в земной коре составляет около 0,1%. Он входит в состав природных карбонатов: известняка, мрамора, мела, магнезита, доломита. Углерод является главной составной частью органических веществ. Уголь, торф, нефть, дерево и природный газ рассматриваются обычно как горючие материалы, применяемые в качестве топлива.

Физические свойства. Углерод как простое вещество существует в несколько аллотропных формах: алмаз, графит, карбин и фуллерен, которые имеют резко различные физические свойства, что объясняется строением их кристаллических решеток. Карбин – мелкокристаллический порошок черного цвета, впервые синтезирован в 60 – х годах советскими химиками, позднее был найден в природе. При нагревании до 2800º без доступа воздуха превращается в графит. Фуллерен - в 80 – х годах были синтезированы сферические структуры, образованные атомами углерода, названные фуллеренами. Они представляют собой замкнутые структуры, состоящие из определенного числа атомов углерода – С 60 , С 70 .

Химические свойства. В химическом отношении углерод при нормальных условиях инертен. Реакционная способность усиливается при повышении температуры. При высоких температурах углерод взаимодействует с водородом, кислородом, азотом, галогенами, водой и некоторыми металлами и кислотами.

При пропускании водяных паров через раскаленный уголь или кокс получается смесь оксида углерода (ІІ) и водорода:

C + H 2 O = CO + H 2 (водяной пар),

Эта реакция проходи при 1200º, при температуре ниже 1000º происходит окисление до СО 2 :

С + 2 H 2 O = СО 2 + 2 H 2 .

Промышленно важным процессом является превращение водяного газа в метанол (метиловый спирт):

СО + 2 H 2 = СН 3 ОН

Под воздействием высоких температур углерод способен взаимодействовать с металлами, образуя карбид, среди них выделяют «метаниды» и «ацетилениды», в зависимости от того, какой газ выделяется при взаимодействии их с водой или кислотой:

СаС 2 + HCl = CaCl 2 + C 2 H 2

Al 4 C 3 + 12 H 2 O = 2 Al (OH ) 3 ↓ + 3 CH 4

Большое практическое значение имеет карбид кальция, который получается нагреванием извести СаО и кокса в электропечах без доступа воздуха:

СаО + 3С = СаС 2 + СО

Карбид кальция используют для получения ацетилена:

СаС 2 + 2 H 2 O = Са(ОН) 2 + C 2 H 2

Однако для углерода характерны реакции, в которых он проявляет восстановительные свойства:

2 ZnO + C = Zn + СО 2

C оединения углерода.

Оксид углерода (СО) – угарный газ. В промышленности его получают пропусканием углекислого газа над раскаленным углем при высокой температуре. В лабораторных условиях СО получают действием конц.серной кислоты на муравьиную кислоту при нагревании (серная кислота отнимает воду):

НСООН = H 2 O + СО

Оксид углерода (СО 2) – углекислый газ. В атмосфере углекислого газа мало 0,03% по объему, или 0,04 % по массе. Поставляют в атмосферу вулканы и горячие источники, и, наконец, человек сжигает горючие ископаемые. Атмосфера все время обменивается газами с океанической водой, которая содержит в 60 раз больше углекислого газа, чем атмосфера. Известно, что углекислый газ хорошо поглощает солнечные лучи в инфракрасной области спектра. Тем самым углекислый газ создает парниковый эффект и регулирует глобальную температуру.

В лабораторных условиях углекислый газ получают действием соляной кислоты на мрамор:

Са CO 3 + 2 HCl = CaCl 2 + H 2 O + СО 2

Свойство углекислого газа не поддерживать горение используется в противопожарных устройствах. При повышении давления растворимость углекислого газа резко возрастает. На этом основано его применение в изготовлении шипучих напитков.

Угольная кислота существует только в растворе. При нагревании раствора она разлагается на оксид углерода и воду. Соли кислоты устойчивые, хотя сама кислота неустойчива.

Важнейшей реакцией на карбонат – ион является действие разбавленных минеральных кислот – соляной или серной. При этом с шипением выделяются пузырьки углекислого газа, а при пропускании его через раствор гидроксида кальция (известковую воду) он мутнеет в результате образования карбоната кальция.

Кремний. После кислорода это самый распространенный элемент на Земле. Он составляет 25,7 % массы земной коры. Значительная его часть представлена оксидом кремния, называемого кремнеземом , который встречается в виде песка или кварца. В очень чистом виде оксид кремния встречается в виде минерала, называемого горным хрусталем. Кристаллический оксид кремния, окрашенный различными примесями, образует драгоценные и полудрагоценные камни: агат, аметист, яшму. Другая группа природных соединений кремния составляет силикаты – производные кремниевой кислоты.

В промышленности кремний получают восстановлением оксида кремния коксом в электрических печах:

SiO 2 + 2 C = Si + 2 CO

В лабораториях в качестве восстановителей используют магний или алюминий:

SiO 2 + 2Mg = Si + 2MgO

3 SiO 2 + 4Al = Si + 2Al 2 O 3 .

Наиболее чистый кремний получаютвосстановлением тетрахлорида кремния парами цинка:

SiCl 4 + 2 Zn = Si + 2 ZnCl 2

Физические свойства. Кристаллический кремний – хрупкое вещество темно – серого цвета со стальным блеском. Структура кремния аналогична структуре алмаза. Кремний используют в качестве полупроводника. Из него изготавливают так называемые солнечные батареи, превращающие световую энергию в электрическую. Кремний используют в металлургии для получения кремнистых сталей, обладающих высокой жаростойкостью и кислотоупорностью.

Химические свойства. По химическим свойствам кремний, как и углерод, является неметаллом, но неметалличность его выражена слабее, так как он имеет большую величину атомного радиуса.

Кремний при обычных условиях химически довольно инертен. Непосредственно он взаимодействует только с фтором, образуя фторид кремния:

Si + 2 F 2 = SiF 4

Кислоты (кроме смеси плавиковой НF и азотной) на кремний не действуют. Но он растворяется в гидроксидах щелочных металлов:

Si + NaOH + H 2 O = Na 2 SiO 3 + 2H 2

При высокой температуре в электрической печи из смеси песка и кокса получается карбид кремния SiC – карборунд:

SiO 2 + 2С = SiC + СО 2

Из карбида кремния изготавливают точильные камни и шлифовальные круги.

Соединения металлов с кремнием называются силицидами:

Si + 2 Mg = Mg 2 Si

При действии на силицид магния соляной кислотой получается простейшее водородное соединение кремния силан – SiH 4 :

Mg 2 Si + 4НС l = 2 MdCl 2 + SiH 4

Силан – ядовитый газ с неприятным запахом, сомовоспламеняющийся на воздухе.

Соединения кремния. Диоксид кремния – твердое тугоплавкое вещество. В природе распространен в двух видах кристаллический и аморфный кремнезем. Кремневая кислота - является слабой кислотой, при нагревании легко разлагается на воду и диоксид кремния. Может быть получена как в виде студнеобразной массы, содержащей воду, так и в виде коллоидного раствора (золя). Соли кремниевой кислоты называются силикатами. Природные силикаты – довольно сложные соединения, их состав обычно изображается как соединение нескольких оксидов. Только силикаты натрия и калия растворимы в воде. Их называют растворимым стеклом, а их раствор – жидким стеклом.

Задания для закрепления.

2. Дописать возможные уравнения реакций, решить задачу.

Кроссворд.

П о вертикали: 1. Соль угольной кислоты.

По горизонтали: 1. Самое твердое природное вещество на Земле. 2. Строительный материал. 3. Вещество, применяемое для изготовления теста. 4. Соединения кремния с металлами. 5. Элемент главной подгруппы 1V группы ПС химических элементов. 6. Соли угольной кислоты, содержащие водород. 7. Природное соединение кремния.

Домашнее задание: стр.210 – 229.

Теоретическая часть

Самопроизвольное разрушение металлов в результате химического или электрохимического взаимодействия с окружающей средой называется коррозией. Причиной самопроизвольно протекающих коррозионных процессов является избыток свободной энергии у чистых металлов относительно их соединений, т.е. термодинамическая нестабильность металлов. По степени термодинамической нестабильности все металлы можно разделить на 5 групп:

Металлы повышенной термодинамической нестабильности - корродируют даже в нейтральных средах. В электрохимическом ряду активности расположены между Li и Fe.

Металлы термодинамически нестабильные - устойчивы в нейтральных средах при отсутствии кислорода (Cd,In,Co,Ni,Mo,Pв,W).

Металлы промежуточной термодинамической стабильности - устойчивы в кислых и нейтральных средах при отсутствии кислорода (Bi,Sв,Cu,Aд).

Металлы высокой термодинамической стабильности - Hд,Pd,Ir,Pt.

Металл полной стабильности - Au.

Изучение механизма коррозионых процессов и разработка методов защиты от нее имеет большое практическое значение.

По механизму протекания корроизных процессов коррозия делится на химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия характерна для сред, не проводящих электрический ток: газовая - в газах и парах без конденсации влаги на поверхности металла, обычно при высоких температурах; жидкостная - в растворах неэлектролитов (органические жидкости).

Электрохимическая коррозия - это сопряженный анодно-катодный процесс, аналогичный процессам в гальванических элементах. Как и при работе гальванического элемента, при электрохимической коррозии происходит анодное окисление металла и катодное восстановление окислителя (деполяризатора) Причиной электрхимической коррозии металлов является неоднородность металлов по химическому и фазовому составу, наличие примесей, пленок, приводящие к образованию макро- и микрогальванических элементов. В результате окисления металла электроны, поступая с анода на катод, поляризуют его, а окислитель, связывающий эти электроны, служит деполяризатором. Если окислителем являются ионы Н + (H 3 O +), то такая коррозия называется коррозией с водородной деполяризацией. В наиболее простом виде она может быть выражена уравнениями:

А: Ме - ne = Me n+

K: 2H + + 2e = H 2 или

2H 3 O + + 2e = H 2 + 2H 2 O

Если окислителем является кислород, то такая коррозия называется коррозией с кислородной деполяризацией и выражается уравнениями:

А: Ме - ne = Me n+

K: O 2 + 2H 2 O + 4e = 4OH - при РН=7 или РН>7 либо

O 2 + 4Н + = 2H 2 O при РН<7

Термодинамическая возможность протекания коррозии определяется по знаку DG, а так как энергия Гиббса реакции непосредственно связана с ЭДС гальванического элемента, то возможность коррозии может быть установлена по знаку ЭДС элемента.

На скорость и характер коррозионных процессов оказывают влияние как природа металла, так и характер коррозионной Среды.

Для борьбы с коррозией металла, контролируемой скоростью восстановления кислорода, следует снижать концентрацию кислорода путем введения восстановителя в раствор или снижением давления кислорода над раствором.

Скорость коррозии с выделением водорода может быть замедлена снижением температуры, уменьшением концентрации Н + , очисткой металлов от примесей, катализирующих выделение водорода (Со, Ni, Pt и др.).

Иногда коррозия может контролироваться и анодными реакциями, обычно это наблюдается на металлах способных пассизироваться (Ni, Cr, Al, Ti и др.), что приводит к резкому торможению коррозии.

Некоторые ионы, например, ионы Cl - , наоборот, активируют металлы, препятствуя их пассизированию. Активирующее действие ионов Cl - обьясняется их высокой адсорбируемостью на поверхности металла, разрушением оксидных пленок, а также высокой растворимостью хлоридов металла. Особенно большое влияние оказывают ионы Cl - на коррозию Fe , Cr , Al , Ni и др.

Факторы, влияющие на скорость коррозии определяют и выбор методов защиты от коррозии, которые делятся на следующие группы:

изменение природы металлов (легирование);

изменение свойств коррозионной среды (деаэрация кислорода, изменение величины рН, введение ингибиторов и т.д.);

защитные покрытия (металлические и неметаллические);

электрохимическая защита (протекторная и катодная защита).

Остановимся на некоторых из них. По характеру защитного действия от коррозии металлические покрытия бывают анодные (металл покрытия более активен, чем защищаемый) и катодные (металл покрытия менее активен, чем защищаемый).

При нарушении целостности этих покрытий в первом случае будет разрушаться само покрытие, во втором случае корродирует защищаемый металл. Поэтому более надежными являются анодные покрытия, например, для стали покрытия Zn , Cr , Cd и др. Лужение (покрытие Sn), меднение, серебрение, никилирование защищает железо или другой более активный металл лишь при условии бездефектности этих покрытий.

Протекторная защита применяется в тех случаях, когда защищаемая конструкция (подземные трубопроводы, кабели, корпус судна) находится в среде электролита (подземные почвенные воды, морская вода). Сущность ее заключается в присоединении к защищаемой конструкции протектора - более активного металла, который, выполняя роль анода в образующейся гальванической системе, разрушается.

В случае катодной защиты (электрозащиты) защищаемую конструкцию подсоединяют к отрицательному полюсу внешнего источника тока, а другой металл (любой по активности) - к положительному полюсу. При этом защищаемая конструкция выполняет роль катода в образующейся электролизной системе, что и предотвращает ее разрушение.