16.01.202427.05.2017

13.1. Définitions

Les classes les plus importantes de substances inorganiques comprennent traditionnellement les substances simples (métaux et non-métaux), les oxydes (acides, basiques et amphotères), les hydroxydes (certains acides, bases, hydroxydes amphotères) et les sels. Les substances appartenant à la même classe ont des propriétés chimiques similaires. Mais vous savez déjà que lors de l'identification de ces classes, différents critères de classification sont utilisés.
Dans cette section, nous formulerons enfin les définitions de toutes les classes les plus importantes de substances chimiques et comprendrons par quels critères ces classes se distinguent.
Commençons avec substances simples (classement selon le nombre d'éléments qui composent la substance). Ils sont généralement divisés en les métaux Et non-métaux(Fig. 13.1- UN).
Vous connaissez déjà la définition du « métal ».

De cette définition, il ressort clairement que la principale caractéristique qui nous permet de diviser les substances simples en métaux et non-métaux est le type de liaison chimique.

La plupart des non-métaux ont des liaisons covalentes. Mais il existe aussi des gaz rares (substances simples des éléments du groupe VIIIA), dont les atomes à l'état solide et liquide ne sont reliés que par des liaisons intermoléculaires. D'où la définition.

Selon leurs propriétés chimiques, les métaux sont divisés en un groupe de ce qu'on appelle métaux amphotères. Ce nom reflète la capacité de ces métaux à réagir à la fois avec les acides et les alcalis (sous forme d'oxydes ou d'hydroxydes amphotères) (Fig. 13.1- b).
De plus, en raison de l'inertie chimique des métaux, il existe des métaux nobles. Il s'agit notamment de l'or, du ruthénium, du rhodium, du palladium, de l'osmium, de l'iridium et du platine. Selon la tradition, l'argent, légèrement plus réactif, est également classé parmi les métaux nobles, mais les métaux inertes comme le tantale, le niobium et quelques autres n'en font pas partie. Il existe d'autres classifications de métaux, par exemple, en métallurgie, tous les métaux sont divisés en noir et coloré, faisant référence aux métaux ferreux, au fer et à ses alliages.
Depuis substances complexes sont les plus importants, avant tout, oxydes(voir §2.5), mais comme leur classification prend en compte les propriétés acido-basiques de ces composés, rappelons d'abord ce que acides Et terrains.

Ainsi, on distingue les acides et les bases de la masse totale des composés selon deux caractéristiques : la composition et les propriétés chimiques.
Selon leur composition, les acides sont divisés en contenant de l'oxygène (oxoacides) Et sans oxygène(Fig. 13.2).

Il ne faut pas oublier que les acides contenant de l'oxygène, de par leur structure, sont hydroxydes.

Note. Traditionnellement, pour les acides sans oxygène, le mot « acide » est utilisé dans les cas où l'on parle d'une solution de la substance individuelle correspondante, par exemple : la substance HCl est appelée chlorure d'hydrogène, et sa solution aqueuse est appelée chlorhydrique ou chlorhydrique. acide.

Revenons maintenant aux oxydes. Nous avons attribué les oxydes au groupe acide ou principal par la façon dont ils réagissent avec l’eau (ou par le fait qu’ils soient fabriqués à partir d’acides ou de bases). Mais tous les oxydes ne réagissent pas avec l'eau, mais la plupart d'entre eux réagissent avec des acides ou des alcalis, il est donc préférable de classer les oxydes selon cette propriété.

Il existe plusieurs oxydes qui, dans des conditions normales, ne réagissent ni avec les acides ni avec les alcalis. De tels oxydes sont appelés non salifiant. Il s'agit par exemple de CO, SiO, N 2 O, NO, MnO 2. En revanche, les oxydes restants sont appelés formant du sel(Fig. 13.3).

Comme vous le savez, la plupart des acides et des bases sont hydroxydes. Sur la base de la capacité des hydroxydes à réagir à la fois avec les acides et les alcalis, ils (ainsi que parmi les oxydes) sont divisés en hydroxydes amphotères(Fig. 13.4).

Il ne nous reste plus qu'à définir sels. Le terme sel est utilisé depuis longtemps. À mesure que la science se développait, sa signification était constamment modifiée, élargie et clarifiée. Dans la compréhension moderne, le sel est un composé ionique, mais traditionnellement, les sels n'incluent pas les oxydes ioniques (comme on les appelle oxydes basiques), les hydroxydes ioniques (bases), ainsi que les hydrures ioniques, les carbures, les nitrures, etc. de manière simplifiée, nous pouvons dire : Quoi

Une autre définition plus précise des sels peut être donnée.

Lorsqu'on leur donne cette définition, les sels d'oxonium sont généralement classés à la fois en sels et en acides.
Les sels sont généralement divisés selon leur composition en aigre, moyenne Et basique(Fig. 13.5).

C'est-à-dire que les anions des sels d'acide comprennent des atomes d'hydrogène liés par des liaisons covalentes à d'autres atomes d'anions et capables d'être arrachés sous l'action de bases.

Les sels basiques ont généralement une composition très complexe et sont souvent insolubles dans l'eau. Un exemple typique de sel basique est le minéral malachite Cu 2 (OH) 2 CO 3 .

Comme vous pouvez le constater, les classes de substances chimiques les plus importantes se distinguent selon différents critères de classification. Mais quelle que soit la façon dont nous distinguons une classe de substances, toutes les substances de cette classe ont des propriétés chimiques communes.

Dans ce chapitre, vous vous familiariserez avec les propriétés chimiques les plus caractéristiques des substances représentant ces classes et avec les méthodes les plus importantes pour leur préparation.

MÉTAUX, NON-MÉTAUX, MÉTAUX AMPHOTÈRES, ACIDES, BASES, ACIDES OXO, ACIDES SANS OXYGÈNE, OXYDES BASIQUES, OXYDES D'ACIDE, OXYDES AMPHOTÈRES, HYDROXYDES AMPHOTÈRES, SELS, SELS D'ACIDE, SELS MOYENS, SEL BASIQUE
1.Où dans le système naturel des éléments se trouvent les éléments qui forment les métaux, et où se trouvent les éléments qui forment les non-métaux ?
2.Écrivez les formules de cinq métaux et de cinq non-métaux.
3. Composez les formules développées des composés suivants :
(H 3 O)Cl, (H 3 O) 2 SO 4, HCl, H 2 S, H 2 SO 4, H 3 PO 4, H 2 CO 3, Ba(OH) 2, RbOH.
4.Quels oxydes correspondent aux hydroxydes suivants :
H2SO4, Ca(OH)2, H3PO4, Al(OH)3, HNO3, LiOH ?
Quelle est la nature (acide ou basique) de chacun de ces oxydes ?
5. Trouvez des sels parmi les substances suivantes. Composez leurs formules structurelles.
KNO 2, Al 2 O 3, Al 2 S 3, HCN, CS 2, H 2 S, K 2, SiCl 4, CaSO 4, AlPO 4
6. Composez les formules développées des sels d'acide suivants :
NaHSO 4, KHSO 3, NaHCO 3, Ca(H 2 PO 4) 2, CaHPO 4.

13.2. Les métaux

Dans les cristaux métalliques et leurs fusions, les noyaux atomiques sont reliés par un seul nuage électronique de liaison métallique. Comme un atome individuel de l’élément qui forme un métal, un cristal métallique a la capacité de donner des électrons. La tendance d'un métal à céder des électrons dépend de sa structure et, surtout, de la taille des atomes : plus les noyaux atomiques sont grands (c'est-à-dire plus les rayons ioniques sont grands), plus le métal cède facilement des électrons.
Les métaux sont des substances simples, donc l'état d'oxydation de leurs atomes est de 0. Lorsqu'ils entrent en réaction, les métaux changent presque toujours l'état d'oxydation de leurs atomes. Les atomes métalliques, n'ayant pas tendance à accepter les électrons, ne peuvent que les donner ou les partager. L'électronégativité de ces atomes est faible, donc même lorsqu'ils forment des liaisons covalentes, les atomes métalliques acquièrent un état d'oxydation positif. Par conséquent, tous les métaux présentent, à un degré ou à un autre, propriétés réparatrices. Ils réagissent :
1)C non-métaux(mais pas tous et pas avec tout le monde) :
4Li + O 2 = 2Li 2 O,
3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 (lorsqu'il est chauffé),
Fe + S = FeS (lorsqu'il est chauffé).
Les métaux les plus actifs réagissent facilement avec les halogènes et l'oxygène, et seuls le lithium et le magnésium réagissent avec des molécules d'azote très puissantes.
Lorsqu'ils réagissent avec l'oxygène, la plupart des métaux forment des oxydes et les plus actifs forment des peroxydes (Na 2 O 2, BaO 2) et d'autres composés plus complexes.
2)C oxydes métaux moins actifs :
2Ca + MnO 2 = 2CaO + Mn (lorsqu'il est chauffé),
2Al + Fe 2 O 3 = Al 2 O 3 + 2Fe (avec préchauffage).
La possibilité que ces réactions se produisent est déterminée par la règle générale (les réactions redox se déroulent dans le sens de la formation d'agents oxydants et réducteurs plus faibles) et dépend non seulement de l'activité du métal (un métal plus actif, c'est-à-dire un métal qui cède plus facilement ses électrons, en réduit un moins actif), mais aussi sur l'énergie du réseau cristallin de l'oxyde (la réaction se déroule dans le sens de la formation d'un oxyde plus « fort »).
3)C solutions acides(§12.2) :
Mg + 2H 3 O = Mg 2B + H 2 + 2H 2 O, Fe + 2H 3 O = Fe 2 + H 2 + 2H 2 O,
Mg + H 2 SO 4p = MgSO 4p + H 2, Fe + 2HCl p = FeCl 2p + H 2.
Dans ce cas, la possibilité d'une réaction est facilement déterminée par une série de tensions (la réaction se produit si le métal de la série de tensions est à gauche de l'hydrogène).
4)C solutions salines(§12.2) :

Fe + Cu 2 = Fe 2 + Cu, Cu + 2Ag = Cu 2 +2Ag,
Fe + CuSO 4p = Cu + FeSO 4p, Cu + 2AgNO 3p = 2Ag + Cu(NO 3) 2p.
Un certain nombre de tensions sont également utilisées ici pour déterminer si une réaction peut se produire.
5) De plus, les métaux les plus actifs (alcalis et alcalino-terreux) réagissent avec l'eau (§ 11.4) :
2Na + 2H 2 O = 2Na + H 2 + 2OH, Ca + 2H 2 O = Ca 2 + H 2 + 2OH,
2Na + 2H 2 O = 2NaOH p + H 2, Ca + 2H 2 O = Ca(OH) 2p + H 2.
Dans la deuxième réaction, la formation d'un précipité de Ca(OH) 2 est possible.
La plupart des métaux dans l'industrie obtenir, réduisant leurs oxydes :
Fe 2 O 3 + 3CO = 2Fe + 3CO 2 (à haute température),
MnO 2 + 2C = Mn + 2CO (à haute température).
L’hydrogène est souvent utilisé à cet effet en laboratoire :

Les métaux les plus actifs, tant en industrie qu'en laboratoire, sont obtenus par électrolyse (§ 9.9).
En laboratoire, les métaux les moins actifs peuvent être réduits des solutions de leurs sels par des métaux plus actifs (pour les restrictions, voir § 12.2).

1.Pourquoi les métaux n’ont-ils pas tendance à présenter des propriétés oxydantes ?
2.Qu'est-ce qui détermine principalement l'activité chimique des métaux ?
3. Réaliser des transformations
a) Li Li 2 O LiOH LiCl ; b) NaClNaNa2O2;
c) FeO Fe FeS Fe 2 O 3; d) CuCl 2 Cu(OH) 2 CuO Cu CuBr 2.
4.Restaurez les côtés gauches des équations :
a) ... = H 2 O + Cu ;
b) ... = 3CO + 2Fe ;
c) ... = 2Cr + Al 2 O 3
. Propriétés chimiques des métaux.

13.3. Non-métaux

Contrairement aux métaux, les non-métaux diffèrent beaucoup les uns des autres par leurs propriétés, tant physiques que chimiques, et même par leur type de structure. Mais, sans compter les gaz rares, dans tous les non-métaux, la liaison entre les atomes est covalente.
Les atomes qui composent les non-métaux ont tendance à gagner des électrons, mais lorsqu’ils forment des substances simples, ils ne peuvent pas « satisfaire » cette tendance. Par conséquent, les non-métaux (à un degré ou à un autre) ont tendance à ajouter des électrons, c'est-à-dire qu'ils peuvent présenter propriétés oxydantes. L'activité oxydante des non-métaux dépend, d'une part, de la taille des atomes (plus les atomes sont petits, plus la substance est active), et d'autre part, de la force des liaisons covalentes dans une substance simple (plus la liaisons, moins la substance est active). Lors de la formation de composés ioniques, les atomes non métalliques ajoutent en fait des électrons « supplémentaires », et lors de la formation de composés avec des liaisons covalentes, ils ne déplacent que les paires d'électrons communes dans leur direction. Dans les deux cas, l’état d’oxydation diminue.
Les non-métaux peuvent s'oxyder :
1) les métaux(substances plus ou moins enclines à donner des électrons) :
3F 2 + 2Al = 2AlF 3,
O 2 + 2Mg = 2MgO (avec préchauffage),
S + Fe = FeS (lorsqu'il est chauffé),
2C + Ca = CaC 2 (une fois chauffé).
2) autres non-métaux(moins enclin à accepter les électrons) :
2F 2 + C = CF 4 (lorsqu'il est chauffé),
O 2 + S = SO 2 (avec préchauffage),
S + H 2 = H 2 S (lorsqu'il est chauffé),
3) beaucoup complexe substances :
4F 2 + CH 4 = CF 4 + 4HF,
3O 2 + 4NH 3 = 2N 2 + 6H 2 O (lorsqu'il est chauffé),
Cl 2 + 2HBr = Br 2 + 2HCl.
Ici, la possibilité qu'une réaction se produise est principalement déterminée par la force des liaisons dans les réactifs et les produits de réaction et peut être déterminée par calcul. g.
L'agent oxydant le plus puissant est le fluor. L'oxygène et le chlore ne lui sont pas très inférieurs (faites attention à leur position dans le système des éléments).
Dans une bien moindre mesure, le bore, le graphite (et le diamant), le silicium et d'autres substances simples formées par des éléments adjacents à la frontière entre métaux et non-métaux présentent des propriétés oxydantes. Les atomes de ces éléments sont moins susceptibles de gagner des électrons. Ce sont ces substances (notamment le graphite et l'hydrogène) qui sont capables de présenter propriétés réparatrices:
2C + MnO 2 = Mn + 2CO,
4H 2 + Fe 3 O 4 = 3Fe + 4H 2 O.
Vous étudierez les autres propriétés chimiques des non-métaux dans les sections suivantes à mesure que vous vous familiariserez avec la chimie des éléments individuels (comme ce fut le cas avec l'oxygène et l'hydrogène). Vous y apprendrez également comment obtenir ces substances.

1. Parmi les substances suivantes, lesquelles sont des non-métaux : Be, C, Ne, Pt, Si, Sn, Se, Cs, Sc, Ar, Ra ?
2. Donnez des exemples de non-métaux qui, dans des conditions normales, sont a) des gaz, b) des liquides, c) des solides.
3. Donnez des exemples de substances simples a) moléculaires et b) non moléculaires.
4. Donnez trois exemples de réactions chimiques dans lesquelles a) le chlore et b) l'hydrogène présentent des propriétés oxydantes.
5. Donnez trois exemples de réactions chimiques qui ne figurent pas dans le texte du paragraphe, dans lesquelles l'hydrogène présente des propriétés réductrices.
6. Effectuer des transformations :
a) P4P4O10H3PO4 ; b) H 2 NaH H 2 ; c) Cl 2 NaCl Cl 2 .
Propriétés chimiques des non-métaux.

13.4. Oxydes basiques

Vous savez déjà que tous les oxydes basiques sont des solides non moléculaires dotés de liaisons ioniques.
Les principaux oxydes comprennent :
a) les oxydes d'éléments alcalins et alcalino-terreux,
b) des oxydes de certains autres éléments qui forment des métaux dans des états d'oxydation inférieurs, par exemple : CrO, MnO, FeO, Ag 2 O, etc.

Ils contiennent des cations chargés une seule fois, des cations doublement chargés (très rarement des cations triplement chargés) et des ions oxydes. Le plus caractéristique Propriétés chimiques les oxydes basiques sont précisément dus à la présence en eux d'ions oxydes doublement chargés (particules de base très fortes). L'activité chimique des oxydes basiques dépend principalement de la force des liaisons ioniques dans leurs cristaux.
1) Tous les oxydes basiques réagissent avec des solutions d'acides forts (§ 12.5) :
Li 2 O + 2H 3 O = 2Li + 3H 2 O, NiO + 2H 3 O = Ni 2 + 3H 2 O,
Li 2 O + 2HCl p = 2LiCl p + H 2 O, NiO + H 2 SO 4p = NiSO 4p + H 2 O.
Dans le premier cas, en plus de la réaction avec les ions oxonium, une réaction avec l'eau se produit également, mais comme sa vitesse est beaucoup plus faible, elle peut être négligée, d'autant plus qu'au final on obtient toujours les mêmes produits.
La possibilité de réaction avec une solution d'un acide faible est déterminée à la fois par la force de l'acide (plus l'acide est fort, plus il est actif) et par la force de la liaison dans l'oxyde (plus la liaison est faible, plus elle est active). l'oxyde).
2) Les oxydes de métaux alcalins et alcalino-terreux réagissent avec l'eau (§ 11.4) :
Li 2 O + H 2 O = 2Li + 2OH BaO + H 2 O = Ba 2 + 2OH
Li 2 O + H 2 O = 2LiOH p, BaO + H 2 O = Ba(OH) 2p.
3) De plus, les oxydes basiques réagissent avec les oxydes acides :
BaO + CO 2 = BaCO 3,
FeO + SO 3 = FeSO 4,
Na 2 O + N 2 O 5 = 2NaNO 3.
En fonction de l'activité chimique de ces oxydes et d'autres, des réactions peuvent se produire à des températures ordinaires ou lorsqu'elles sont chauffées.
Quelle est la raison de telles réactions ? Considérons la réaction de formation de BaCO 3 à partir de BaO et de CO 2. La réaction se déroule spontanément et l'entropie dans cette réaction diminue (à partir de deux substances, solide et gazeuse, une substance cristalline se forme), la réaction est donc exothermique. Dans les réactions exothermiques, l'énergie des liaisons formées est supérieure à l'énergie des liaisons rompues ; par conséquent, l'énergie des liaisons dans BaCO 3 est supérieure à celle dans le BaO et le CO 2 d'origine. Il existe deux types de liaisons chimiques dans les matières premières et les produits de réaction : ioniques et covalentes. L'énergie de liaison ionique (énergie de réseau) dans BaO est légèrement supérieure à celle de BaCO 3 (la taille de l'ion carbonate est plus grande que celle de l'ion oxyde), par conséquent, l'énergie du système O 2 + CO 2 est supérieure à l'énergie de CO32.

+ Q

En d'autres termes, l'ion CO 3 2 est plus stable que l'ion O 2 et la molécule CO 2 pris séparément. Et la plus grande stabilité de l'ion carbonate (son énergie interne plus faible) est associée à la répartition des charges de cet ion (– 2 e) par trois atomes d'oxygène de l'ion carbonate au lieu d'un dans l'ion oxyde (voir aussi § 13.11).
4) De nombreux oxydes basiques peuvent être réduits en métal par un agent réducteur métallique ou non métallique plus actif :
MnO + Ca = Mn + CaO (lorsqu'il est chauffé),
FeO + H 2 = Fe + H 2 O (lorsqu'il est chauffé).
La possibilité que de telles réactions se produisent dépend non seulement de l'activité de l'agent réducteur, mais également de la force des liaisons dans l'oxyde initial et résultant.
Général méthode d'obtention Presque tous les oxydes basiques impliquent une oxydation du métal correspondant avec de l'oxygène. De cette manière, les oxydes de sodium, de potassium et certains autres métaux très actifs (dans ces conditions ils forment des peroxydes et des composés plus complexes), ainsi que l'or, l'argent, le platine et d'autres métaux très peu actifs (ces métaux ne réagissent pas avec oxygène) ne peut pas être obtenu. Les oxydes basiques peuvent être obtenus par décomposition thermique des hydroxydes correspondants, ainsi que de certains sels (par exemple les carbonates). Ainsi, l'oxyde de magnésium peut être obtenu de trois manières :
2Mg + O2 = 2MgO,
Mg(OH) 2 = MgO + H 2 O,
MgCO 3 = MgO + CO 2.

1. Composez des équations de réaction :
a) Li 2 O + CO 2 b) Na 2 O + N 2 O 5 c) CaO + SO 3
d) Ag 2 O + HNO 3 e) MnO + HCl f) MgO + H 2 SO 4
2. Composez des équations pour les réactions qui se produisent lors des transformations suivantes :
a) Mg MgO MgSO 4 b) Na 2 O Na 2 SO 3 NaCl
c) CoO Co CoCl 2 d) Fe Fe 3 O 4 FeO
3. Une portion de nickel pesant 8,85 g a été calcinée dans un courant d'oxygène pour obtenir de l'oxyde de nickel (II), puis traitée avec un excès d'acide chlorhydrique. Une solution de sulfure de sodium a été ajoutée à la solution résultante jusqu'à ce que la précipitation cesse. Déterminez la masse de ce sédiment.
Propriétés chimiques des oxydes basiques.

13.5. Oxydes acides

Tous les oxydes d'acide sont des substances avec une liaison covalente.
Les oxydes d'acide comprennent :
a) les oxydes d'éléments formant des non-métaux,
b) certains oxydes d'éléments qui forment des métaux, si les métaux contenus dans ces oxydes sont dans des états d'oxydation plus élevés, par exemple CrO 3, Mn 2 O 7.
Parmi les oxydes d'acide, il existe des substances qui sont des gaz à température ambiante (par exemple : CO 2, N 2 O 3, SO 2, SeO 2), des liquides (par exemple, Mn 2 O 7) et des solides (par exemple : B 2 O 3, SiO 2, N 2 O 5, P 4 O 6, P 4 O 10, SO 3, I 2 O 5, CrO 3). La plupart des oxydes d'acide sont des substances moléculaires (les exceptions sont B 2 O 3, SiO 2, SO 3 solide, CrO 3 et quelques autres ; il existe également des modifications non moléculaires de P 2 O 5). Mais les oxydes d’acide non moléculaires deviennent également moléculaires lors du passage à l’état gazeux.
Les éléments suivants sont caractéristiques des oxydes acides : Propriétés chimiques.
1) Tous les oxydes acides réagissent avec des bases fortes comme avec des solides :
CO 2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2 O
SiO 2 + 2KOH = K 2 SiO 3 + H 2 O (lorsqu'il est chauffé),
et avec des solutions alcalines (§ 12.8) :
SO 3 + 2OH = SO 4 2 + H 2 O, N 2 O 5 + 2OH = 2NO 3 + H 2 O,
SO 3 + 2NaOH р = Na 2 SO 4р + H 2 O, N 2 O 5 + 2KOH р = 2KNO 3р + H 2 O.
La raison des réactions avec les hydroxydes solides est la même qu'avec les oxydes (voir § 13.4).
Les oxydes acides les plus actifs (SO 3, CrO 3, N 2 O 5, Cl 2 O 7) peuvent également réagir avec des bases insolubles (faibles).
2) Les oxydes acides réagissent avec les oxydes basiques (§ 13.4) :
CO 2 + CaO = CaCO 3
P 4 O 10 + 6FeO = 2Fe 3 (PO 4) 2 (lorsqu'il est chauffé)
3) De nombreux oxydes acides réagissent avec l'eau (§11.4).
N 2 O 3 + H 2 O = 2HNO 2 SO 2 + H 2 O = H 2 SO 3 (une notation plus correcte pour la formule de l'acide sulfureux est SO 2 . H 2 O
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4
De nombreux oxydes d'acide peuvent être reçu par oxydation par l'oxygène (combustion sous oxygène ou dans l'air) des substances simples correspondantes (C gr, S 8, P 4, P cr, B, Se, mais pas N 2 et pas halogènes) :
C + O 2 = CO 2,
S 8 + 8O 2 = 8SO 2,
ou par décomposition des acides correspondants :
H 2 SO 4 = SO 3 + H 2 O (avec fort échauffement),
H 2 SiO 3 = SiO 2 + H 2 O (une fois séché à l'air),
H 2 CO 3 = CO 2 + H 2 O (à température ambiante en solution),
H 2 SO 3 = SO 2 + H 2 O (à température ambiante en solution).
L'instabilité des acides carbonique et sulfureux permet d'obtenir du CO 2 et du SO 2 par action d'acides forts sur les carbonates Na 2 CO 3 + 2HCl p = 2NaCl p + CO 2 + H 2 O
(la réaction se produit à la fois en solution et avec du Na 2 CO 3 solide), et des sulfites
K 2 SO 3tv + H 2 SO 4conc = K 2 SO 4 + SO 2 + H 2 O (s'il y a beaucoup d'eau, le dioxyde de soufre n'est pas libéré sous forme de gaz).

8e année

Type de cours. Acquérir de nouvelles connaissances.

Objectifs. Éducatif – expliquer l'essence des réactions métaboliques ; apprendre aux élèves à écrire des équations de réactions d’échange.

Du développement– développer la capacité de poser des problèmes simples, de formuler des hypothèses et de les tester expérimentalement, sur la base de connaissances en chimie ; améliorer les compétences nécessaires pour travailler avec des équipements et des réactifs de laboratoire, en documentant les résultats des expériences pédagogiques ; développer des capacités de contrôle de soi et mutuel adéquat.

Éducatif– poursuivre la formation de la vision scientifique du monde des étudiants ; cultiver une culture de la communication par le travail en binôme élève-élève, enseignant-élève ; cultiver des qualités de personnalité telles que l'observation, la curiosité, l'initiative et le désir de recherche indépendante.

Méthodes et techniques méthodologiques. Enquête frontale ; travail indépendant avec fiches, vérification mutuelle des résultats du travail indépendant en binôme, notation ; effectuer des travaux de laboratoire en binôme, en remplissant de manière indépendante un rapport sur les travaux de laboratoire ; travailler avec des aides visuelles (tableau périodique des éléments chimiques de D.I. Mendeleïev, tableau de solubilité des substances, fiches).

Matériel et réactifs. Un rétroprojecteur, une table pour rédiger un rapport pour le travail de laboratoire « Réactions d'échange », des fiches avec des tâches pour un travail indépendant sur le thème « Types de réactions chimiques », un support de laboratoire avec des tubes à essai, un cristalliseur, une lampe à alcool, un porte-tube à essai, allumettes; oxyde de cuivre(II), solutions d'hydroxydes de sodium et de potassium, acides chlorhydrique et sulfurique, chlorure de fer(III), phénolphtaléine.

PENDANT LES COURS

Actualisation des connaissances

Le cours commence par une conversation frontale sur la matière étudiée*. Au cours de la conversation, l'enseignant pose des questions. Pour chaque bonne réponse, un jeton est attribué. A la fin du cours, des notes sont attribuées en fonction du nombre de jetons collectés. Critères pour convertir le nombre de jetons en marque : sur « 5 », vous devez marquer 5 jetons, sur « 4 » – 4 jetons.

Professeur. Nous étudions le chapitre « Les changements qui se produisent dans les substances ». Ces changements peuvent être physiques ou chimiques. Quelle est la différence entre un phénomène chimique et un phénomène physique ?

Étudiant. À la suite d’un phénomène chimique, la composition d’une substance change, mais pas à la suite d’un phénomène physique.

Professeur. Quels signes peuvent être utilisés pour déterminer qu’une réaction chimique s’est produite ?(Chaque répondant ne doit nommer qu’un seul signe d’une réaction chimique.)

Étudiants. Changement de couleur, dégagement de gaz, précipitation ou dissolution de sédiments, apparition d'odeur, dégagement de lumière, dégagement de chaleur.

Professeur. Comment s’appelle une équation chimique ?

Étudiant. Une équation chimique est une représentation conventionnelle d'une réaction chimique utilisant des formules chimiques et des symboles mathématiques.

Professeur. Quels types de réactions chimiques connaissez-vous ?

Étudiant. On connaît trois types de réactions chimiques : combinaison, décomposition, substitution.

Professeur. Définir une réaction composée et donner un exemple d’une telle réaction chimique.

Étudiant. Une réaction composée est une réaction dans laquelle deux ou plusieurs substances simples ou complexes se combinent pour former une substance complexe. Par exemple, lorsque deux substances simples, l’oxygène et l’hydrogène, se combinent, la substance complexe eau se forme :

2H 2 + O 2 = 2H 2 O.

Professeur. Quelle réaction est appelée réaction de décomposition ? Donnez un exemple de réaction de décomposition.

Étudiant. Une réaction de décomposition est une réaction dans laquelle plusieurs substances simples ou complexes sont obtenues à partir d'une substance complexe. Par exemple, lorsque la substance complexe malachite se décompose, trois nouvelles substances complexes se forment : l'oxyde de cuivre (II), l'eau et le dioxyde de carbone :

(CuOH) 2 CO 3 2CuO + H 2 O + CO 2 .

Professeur. Quelle réaction est appelée réaction de substitution ? Donnez un exemple d'une telle réaction.

Étudiant. Une réaction de substitution est une réaction dans laquelle une substance simple remplace un type d’atome dans une substance complexe. Par exemple, si vous plongez un clou en fer dans une solution de sulfate de cuivre (II), le fer déplacera le cuivre de la solution saline :

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu.

Professeur. Vous avez bien appris la matière sur les types de réactions chimiques. Essayez d'appliquer vos connaissances théoriques dans la pratique. Déterminer les types de réactions chimiques dont les schémas sont donnés dans les fiches pour un travail indépendant. De plus, vous devez disposer les coefficients dans les équations de réaction.

Travail indépendant (7 à 8 min)

Exercice. Disposez les coefficients dans les équations de réaction et indiquez le type de chaque réaction.

Option 1

CO + O 2 CO 2, NaNO 3 NaNO 2 + O 2,

CuO + AlAl2O3 + Cu,

AgNO 3 + Cu Cu(NO 3) 2 + Ag,

HBr H 2 + Br 2, Ca + O 2 CaO.

Option 2

Fe + O 2 Fe 3 O 4, KClO 3 KCl + O 2,

Al + HCl AlCl 3 + H 2, Al + O 2 Al 2 O 3,

Fe + HCl FeCl 2 + H 2, KNO 3 KNO 2 + O 2.

Critères d'évaluation

Vous pouvez marquer un maximum de 6 points (0,5 point pour les coefficients correctement placés dans chaque équation et 0,5 point pour le type de réaction correctement indiqué).

À « 5 » – 6 à 5,5 points,

pour « 4 » – 5 à 4,5 points,

pour « 3 » – 4 à 3 points.

Après avoir terminé les devoirs, les étudiants assis au même pupitre échangent leurs travaux. Les travaux sont vérifiés mutuellement à l'aide d'un rétroprojecteur et des notes sont attribuées selon les critères ci-dessus.

Professeur. Les gars, levez la main, qui a fait le travail avec un « A ». Qui a fait ça avec un 4 ? Ainsi, pour résumer les travaux indépendants d'aujourd'hui, je peux dire que vous connaissez bien trois types de réactions chimiques : les réactions de combinaison, de décomposition et de substitution. Nous sommes confrontés à la tâche d'étudier un autre type de réactions chimiques - les réactions d'échange.

Apprendre du nouveau matériel

(en utilisant des jetons)

Professeur. En vous basant sur le nom du type de réaction, devinez quelle est l'essence de la réaction d'échange.

Étudiant. L'essence d'une telle réaction est que les substances échangent leurs composants.

Professeur. Quelles substances - simples ou complexes - peuvent échanger leurs éléments constitutifs ?

Étudiant. Les deux substances doivent être complexes.

Professeur. À quoi ressemble le schéma général d’une réaction d’échange ?

L'élève écrit au tableau le schéma général de la réaction d'échange :

AB + CD = AD + CB.

Les élèves reviennent au tableau récapitulatif (tableau 1) des types de réactions chimiques réalisées dans les deux leçons précédentes et, sous la direction de l'enseignant, remplissent la dernière ligne de ce tableau.

Tableau 1

Classification des réactions basée sur
quantité et composition des substances réactives

Type de réaction	Équations de réaction sous forme générale
Réaction composée	La combinaison de deux (plusieurs) substances simples en une seule substance complexe : A + B = AB. La combinaison de deux substances binaires en une substance complexe à trois éléments : AB + CB = DIA2
Réaction de décomposition	Décomposition d'une substance complexe en deux (plusieurs) substances simples : Décomposition d'une substance complexe à trois éléments en deux substances binaires : DIA 2 = AB + BC
Réaction de substitution	L'interaction d'une substance simple avec une substance complexe, à la suite de laquelle d'autres substances - simples et complexes - se forment : AB + C = A + CB
Réaction d'échange	L'interaction de deux substances complexes pour former deux autres substances complexes : AB + CD = AD + CB

Professeur. Une réaction d'échange est une réaction entre deux substances complexes qui échangent leurs éléments constitutifs.

Nous avons examiné l'essence de la réaction d'échange d'un point de vue théorique. Pour vérifier pratiquement si des réactions d'échange se produisent réellement entre des substances complexes, nous effectuerons des travaux en laboratoire. (Les étudiants reçoivent des cartes avec un tableau (tableau 2) pour rédiger un rapport sur le travail de laboratoire « Réactions d'échange ».) Le tableau contient une colonne qui donne une idée de ce qui doit être fait. Vous remplirez les deux autres colonnes après avoir terminé les expériences.

Tableau 2

Travaux de laboratoire « Réactions d'échange »

Expérience non.	Avancement des travaux (ce qui doit être fait)	Observations (ce que nous avons vu)	Équations de réactions chimiques, conclusions
1	Versez une solution d'hydroxyde de sodium dans un tube à essai, ajoutez une goutte de solution de phénolphtaléine, puis ajoutez une solution d'acide chlorhydrique		Une réaction chimique s'est produite : NaOH + HCl = NaCl + H 2 O.
2	Versez une solution d'hydroxyde de potassium dans un tube à essai, ajoutez une goutte de solution de phénolphtaléine, puis ajoutez une solution d'acide sulfurique	L'indicateur dans la solution alcaline est devenu cramoisi et lorsque de l'acide a été ajouté, il s'est décoloré	Une réaction chimique s'est produite : 2KOH + H 2 SO 4 = = K 2 SO 4 + 2H 2 O. Il s'agit d'une réaction d'échange, car l'alcali et l'acide échangent leurs éléments constitutifs
3	a) Ajouter goutte à goutte une solution de soude à une solution de chlorure de fer(III)	Un précipité brun est tombé	Une réaction chimique s'est produite : FeCl 3 + 3NaOH = = Fe(OH)3 + 3NaCl. Il s'agit d'une réaction d'échange, car le sel et l'alcali ont échangé leurs constituants
3	b) Ajouter une solution d'acide sulfurique au précipité obtenu	Le précipité brun s'est dissous	Une réaction chimique s'est produite : 2Fe(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = = Fe 2 (SO 4) 3 + 6H 2 O. Il s'agit d'une réaction d'échange, car la base insoluble et l'acide échangent leurs constituants
4	Versez la poudre d'oxyde de cuivre (II) dans un tube à essai, ajoutez de l'acide sulfurique et faites chauffer dans la flamme supérieure d'une lampe à alcool.	La poudre noire s'est dissoute pour former une solution bleue	Une réaction chimique s'est produite : CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O. Il s'agit d'une réaction d'échange, car l'oxyde et l'acide échangent leurs éléments constitutifs

Avant de commencer à réaliser des expériences, n'oubliez pas que vous devez travailler avec précaution avec des solutions d'acides et d'alcalis, car Ils sont dangereux. Travaillez avec des solutions selon le principe « ne pas renverser » et avec des solides - selon le principe « ne pas renverser ». Chauffez le tube à essai avec des substances dans la partie supérieure de la flamme d'une lampe à alcool, en chauffant d'abord tout le tube à essai, puis son fond.

Qui peut dire quelles sont les règles d’utilisation d’une lampe à alcool ?

Étudiant. Il faut d’abord vérifier le réservoir de la lampe à alcool, régler la mèche, puis l’allumer. Après chauffage, éteignez la flamme de la lampe à alcool avec le capuchon.

Les expériences n°1 et 2 sont en cours.

CONVERSATION FRONTALE

Professeur. Pourquoi avons-nous utilisé de la phénolphtaléine lors des expériences ?

Étudiant. La phénolphtaléine est utilisée pour que l'on puisse voir comment l'environnement de la solution passe d'alcalin à neutre. Les matières premières et les produits de réaction étant incolores, un changement de couleur de l'indicateur sera le signe d'une réaction chimique..

Professeur. Vérifiez l'exactitude de l'écriture des équations de réaction pour les première et deuxième expériences(il est proposé d'écrire les équations de réaction sur une bande codée). Ces réactions sont-elles des réactions d’échange ?

Étudiant. La réaction entre un alcali et un acide est une réaction d'échange dans laquelle deux substances complexes échangent leurs constituants.

Professeur. Pourquoi la réaction entre un alcali et un acide est-elle appelée réaction de neutralisation ?

Étudiant. Dans une réaction de neutralisation, un acide neutralise un alcali pour produire du sel et de l'eau.

Professeur. Nous avons étudié l'interaction entre l'alcali et l'acide. Cependant, les bases sont non seulement solubles, mais aussi insolubles. Une réaction se produira-t-elle entre une base insoluble et un acide ? Cette réaction sera-t-elle une réaction d’échange, mais aussi une réaction de neutralisation ? Quelqu'un peut-il résoudre ce problème ?

Étudiant. Il faut faire une expérience entre une base insoluble et un acide..

Professeur. Premièrement, en faisant réagir un sel de fer (III) avec un alcali de sodium, nous obtenons une base insoluble. Pour ce faire, nous réaliserons l’expérience 3a. Voyons ensuite si une base insoluble peut interagir avec un acide - expérience 3b.

(discussion des résultats expérimentaux)

Professeur. Par quels signes pouvez-vous déterminer que les réactions sont passées ?

Étudiant. Dans le premier cas, un précipité s'est formé ; dans le second cas, le précipité s'est dissous et une solution brune a été obtenue..

Professeur. Vérifier l'exactitude des équations de réaction écrites(il est proposé d'écrire les équations de réaction sur une bande codée). Ces réactions sont-elles liées à des réactions d'échange ?

Étudiant. Ces réactions appartiennent aux réactions d'échange, car ils impliquent des substances complexes qui échangent des composants.

Professeur. A noter que dans l'expérience 3a, un sel et un alcali entrent dans la réaction d'échange, et dans le cas de l'expérience 3b, une base insoluble et un acide. La réaction entre une base insoluble et un acide est-elle une réaction de neutralisation ?

Étudiant. Oui parce que À la suite de cette réaction, du sel et de l'eau se forment.

Professeur. Entre quelles substances se produit une réaction de neutralisation ?

Étudiant. La réaction de neutralisation se produit entre les acides et les bases, solubles et insolubles.

Professeur. La réaction de neutralisation est un cas particulier de réaction d'échange. Substances de quelles autres classes de composés peuvent entrer dans des réactions d'échange ?

Étudiant. Les oxydes basiques subissent également des réactions d'échange.

Professeur. Afin de résoudre ce problème, effectuons l'expérience 4. Pendant l'expérience, n'oubliez pas les règles de chauffage des substances.

CONVERSATION FRONTALE

(discussion des résultats expérimentaux)

Professeur. Quels signes indiquent que la réaction est passée ?

Étudiant. Le précipité s'est dissous, une solution bleue s'est formée.

Professeur. Comment avez-vous écrit l’équation de réaction ?(L’élève écrit l’équation de la réaction au tableau.) Ainsi, l'oxyde métallique et l'acide entrent dans une réaction d'échange.

Conversation de clôture

Professeur. Combien de types de réactions chimiques connaissez-vous maintenant ?

Étudiant. On connaît quatre types de réactions chimiques : les réactions de combinaison, de décomposition, de substitution et d'échange..

Professeur. Entre quelles classes de substances des réactions d’échange peuvent-elles se produire ?

Étudiant. Des réactions d'échange peuvent se produire entre des bases et des acides, des acides et des oxydes basiques, des sels et des alcalis..

Professeur. Quelle réaction est appelée réaction de neutralisation ?

Étudiant. Une réaction de neutralisation est une réaction d’échange entre une base et un acide, entraînant la formation de sel et d’eau..

Professeur. Deux sels solubles entrent également dans une réaction d'échange si un sel insoluble se forme. Par exemple:

AgNO 3 + NaCl = AgCl + NaNO 3,

BaCl 2 + MgSO 4 = BaSO 4 + MgCl 2.

L'enseignant attribue des notes en fonction du nombre de jetons collectés.

Devoirs. D'après le manuel d'O.S. Gabrielyan « Chemistry-8 » § 27, ex. 2b, 3a, p. 100.

* Voir n° 7 du 10/2006

Littérature

Gabrielyan O.S.. Chimie-8. M. : Outarde, 2002, 208 p. ; Gabrielyan O.S., Voskoboynikova N.P., Yashukova A.V. Manuel du professeur. 8e année. M. : Outarde, 2002, 416 p. ; Gabrielyan O.S., Smirnova T.V.. Nous étudions la chimie en 8e année. Guide méthodologique du manuel d'O.S. Gabrielyan « Chemistry-8 » pour les étudiants et les enseignants. M. : Blik et Co., 2001, 224 p. ; Kuznetsova N.E., Titova I.M., Gara N.N., Zhegin A.Yu.. Chimie. 8e année. M. : Ventana-Graf, 2003, 224 p.

Le contenu de l'article

MALACHITE– est un composé du cuivre, la composition de la malachite naturelle est simple : il s'agit du carbonate basique de cuivre (CuOH) 2 CO 3, ou CuCO 3 ·Cu(OH) 2. Ce composé est thermiquement instable et se décompose facilement lorsqu'il est chauffé, même pas très fortement. Si vous chauffez la malachite au-dessus de 200 o C, elle deviendra noire et se transformera en poudre noire d'oxyde de cuivre, et en même temps de la vapeur d'eau et du dioxyde de carbone seront libérés : (CuOH) 2 CO 3 ® 2CuO + CO 2 + H 2 O. Cependant, récupérer de la malachite est une tâche très difficile : cela n'a pas pu être fait avant plusieurs décennies, même après la synthèse réussie du diamant.

Il n'est pas facile d'obtenir même un composé de même composition que la malachite. Si vous fusionnez des solutions de sulfate de cuivre et de carbonate de sodium, vous obtiendrez un précipité bleu lâche et volumineux, très similaire à l'hydroxyde de cuivre Cu(OH) 2 ; Dans le même temps, du dioxyde de carbone sera libéré. Mais après environ une semaine, les sédiments bleus lâches deviendront très denses et prendront une couleur verte. Répéter l'expérience avec des solutions chaudes de réactifs entraînera le fait que les mêmes changements dans les sédiments se produiront en une heure.

La réaction des sels de cuivre avec les carbonates de métaux alcalins a été étudiée par de nombreux chimistes de différents pays, mais les résultats de l'analyse des précipités résultants variaient selon les différents chercheurs, parfois de manière significative. Si vous prenez trop de carbonate, aucun précipité ne se formera, mais vous obtiendrez une belle solution bleue contenant du cuivre sous forme d'anions complexes, par exemple 2–. Si vous prenez moins de carbonate, un volumineux précipité gélatineux de couleur bleu clair tombe, moussé de bulles de dioxyde de carbone. Les transformations ultérieures dépendent du rapport des réactifs. Avec un excès de CuSO 4, même faible, le précipité n'évolue pas dans le temps. Avec un excès de carbonate de sodium, au bout de 4 jours, le précipité bleu diminue fortement (6 fois) de volume et se transforme en cristaux verts, qui peuvent être filtrés, séchés et broyés en une poudre fine, dont la composition est proche de la malachite. Si vous augmentez la concentration de CuSO 4 de 0,067 à 1,073 mol/l (avec un léger excès de Na 2 CO 3), alors le temps de transition du précipité bleu aux cristaux verts diminue de 6 jours à 18 heures. Évidemment, dans la gelée bleue, au fil du temps, se forment des noyaux de la phase cristalline, qui se développent progressivement. Et les cristaux verts sont bien plus proches de la malachite que de la gelée informe.

Ainsi, pour obtenir un précipité d'une certaine composition correspondant à la malachite, il faut prélever un excès de 10% de Na 2 CO 3, une forte concentration de réactifs (environ 1 mol/l) et conserver le précipité bleu sous la solution. jusqu'à ce qu'il se transforme en cristaux verts. D’ailleurs, le mélange obtenu en ajoutant de la soude au sulfate de cuivre est utilisé depuis longtemps contre les insectes nuisibles en agriculture sous le nom de « mélange bourguignon ».

Les composés solubles du cuivre sont connus pour être toxiques. Le carbonate de cuivre basique est insoluble, mais dans l'estomac sous l'influence de l'acide chlorhydrique il se transforme facilement en chlorure soluble : (CuOH) 2 CO 3 + 2HCl ® 2CuCl 2 + CO 2 + H 2 O. La malachite est-elle dangereuse dans ce cas ? Il était autrefois considéré comme très dangereux de se piquer avec une épingle à cheveux ou une épingle à cheveux en cuivre dont la pointe devenait verte, indiquant la formation de sels de cuivre - principalement du carbonate basique sous l'influence du dioxyde de carbone, de l'oxygène et de l'humidité de l'air. En fait, la toxicité du carbonate de cuivre basique, y compris celui qui se forme sous forme de patine verte à la surface des produits en cuivre et en bronze, est quelque peu exagérée. Comme l'ont montré des études spéciales, la dose de carbonate de cuivre basique, mortelle pour la moitié des rats testés, est de 1,35 g pour 1 kg de poids pour les mâles et de 1,5 g pour les femelles. La dose unique maximale sûre est de 0,67 g pour 1 kg. Bien sûr, l'homme n'est pas un rat, mais la malachite n'est clairement pas du cyanure de potassium. Et il est difficile d’imaginer que quelqu’un puisse manger un demi-verre de malachite en poudre. Il en va de même pour l'acétate de cuivre basique (nom historique vert-de-gris), obtenu en traitant le carbonate basique avec de l'acide acétique et utilisé notamment comme pesticide. Beaucoup plus dangereux est un autre pesticide connu sous le nom de « vert de Paris », qui est un mélange d'acétate de cuivre basique et de son arséniate Cu(AsO 2) 2.

Les chimistes s'intéressent depuis longtemps à la question de savoir s'il existe du carbonate de cuivre basique, mais simple, CuCO 3. Dans le tableau de solubilité du sel, il y a un tiret à la place de CuCO 3, ce qui signifie l'une des deux choses suivantes : soit cette substance est complètement décomposée par l'eau, soit elle n'existe pas du tout. En effet, pendant tout un siècle, personne n'a réussi à obtenir cette substance, et tous les manuels ont écrit que le carbonate de cuivre n'existe pas. Cependant, en 1959, cette substance a été obtenue, mais dans des conditions particulières : à 150°C dans une atmosphère de dioxyde de carbone sous une pression de 60 à 80 atm.

Malachite comme minéral.

La malachite naturelle se forme toujours là où se trouvent des gisements de minerais de cuivre, si ces minerais se trouvent dans des roches carbonatées - calcaires, dolomites, etc. Il s'agit souvent de minerais sulfurés, dont les plus courants sont la chalcocite (un autre nom est chalcokite) Cu 2 S, chalcopyrite CuFeS 2, bornite Cu 5 FeS 4 ou 2Cu 2 S·CuS·FeS, covellite CuS. Lorsque le minerai de cuivre s'altère sous l'influence des eaux souterraines, dans lesquelles l'oxygène et le dioxyde de carbone sont dissous, le cuivre entre en solution. Cette solution, contenant des ions de cuivre, s'infiltre lentement à travers le calcaire poreux et réagit avec lui pour former le carbonate de cuivre basique, la malachite. Parfois, des gouttelettes de solution, s'évaporant dans les vides, forment des dépôts, quelque chose comme des stalactites et des stalagmites, non seulement de la calcite, mais de la malachite. Toutes les étapes de la formation de ce minéral sont clairement visibles sur les parois d'une immense carrière de minerai de cuivre jusqu'à 300-400 m de profondeur dans la province du Katanga (Zaïre). Le minerai de cuivre au fond de la carrière est très riche : il contient jusqu'à 60 % de cuivre (principalement sous forme de chalcocite). La chalcocite est un minéral d'argent foncé, mais dans la partie supérieure de la couche de minerai, tous ses cristaux sont devenus verts et les vides entre eux étaient remplis d'une masse verte solide - la malachite. C'était précisément dans les endroits où les eaux de surface pénétraient à travers des roches contenant beaucoup de carbonates. Lorsqu'ils ont rencontré de la chalcocite, ils ont oxydé le soufre et le cuivre sous forme de carbonate basique s'est déposé juste là, à côté du cristal de chalcocite détruit. S'il y avait un vide dans la roche à proximité, la malachite s'y détachait sous la forme de beaux dépôts.

Ainsi, pour la formation de la malachite, la proximité du minerai de calcaire et de cuivre est nécessaire. Est-il possible d’utiliser ce procédé pour obtenir artificiellement de la malachite dans des conditions naturelles ? Théoriquement, ce n’est pas impossible. Par exemple, il a été proposé d'utiliser cette technique : verser du calcaire bon marché dans d'anciens chantiers souterrains de minerai de cuivre. Le cuivre ne manquera pas non plus, car même avec la technologie minière la plus avancée, il est impossible d’éviter les pertes. Pour accélérer le processus, de l'eau doit être fournie à la production. Combien de temps un tel processus peut-il durer ? En règle générale, la formation naturelle des minéraux est un processus extrêmement lent et prend des milliers d’années. Mais parfois, les cristaux minéraux se développent rapidement. Par exemple, les cristaux de gypse, dans des conditions naturelles, peuvent croître à une vitesse allant jusqu'à 8 microns par jour, le quartz jusqu'à 300 microns (0,3 mm) et l'hématite, un minéral de fer (pierre de sang), peut croître de 5 cm en une journée. des études ont montré que la malachite peut croître à un rythme allant jusqu'à 10 microns par jour. A cette vitesse, dans des conditions favorables, une croûte de dix centimètres d'un magnifique joyau se développera en une trentaine d'années - ce n'est pas si long : même les plantations forestières sont conçues pour 50, voire 100 ans ou même plus.

Cependant, il existe des cas où les découvertes de malachite dans la nature ne plaisent à personne. Par exemple, à la suite de nombreuses années de traitement des sols des vignobles avec de la bouillie bordelaise, de véritables grains de malachite se forment parfois sous la couche arable. Cette malachite artificielle est obtenue de la même manière que la malachite naturelle : la bouillie bordelaise (un mélange de sulfate de cuivre et de lait de chaux) s'infiltre dans le sol et rencontre des dépôts calcaires en dessous. En conséquence, la teneur en cuivre du sol peut atteindre 0,05 %, et dans les cendres des feuilles de vigne - plus de 1 % !

La malachite se forme également sur les produits en cuivre et ses alliages - laiton, bronze. Ce processus se produit particulièrement rapidement dans les grandes villes, où l'air contient des oxydes de soufre et d'azote. Ces agents acides, associés à l'oxygène, au dioxyde de carbone et à l'humidité, favorisent la corrosion du cuivre et de ses alliages. Dans ce cas, la couleur du principal carbonate de cuivre formé en surface a une teinte terreuse.

La malachite dans la nature est souvent accompagnée du minéral bleu azurite - azur de cuivre. Il s'agit également de carbonate de cuivre basique, mais d'une composition différente - 2CuCO 3 ·Cu(OH) 2. L'azurite et la malachite se trouvent souvent ensemble ; leurs intercroissances en bandes sont appelées azuromalachite. L'azurite est moins stable et devient progressivement verte dans l'air humide, se transformant en malachite. Ainsi, la malachite n’est pas du tout rare dans la nature. Il couvre même des objets en bronze anciens trouvés lors de fouilles archéologiques. D’ailleurs, la malachite est souvent utilisée comme minerai de cuivre : elle contient près de 56 % de cuivre. Cependant, ces minuscules grains de malachite n’intéressent pas les chercheurs de pierres. On trouve très rarement des cristaux plus ou moins gros de ce minéral. En règle générale, les cristaux de malachite sont très minces - du centième au dixième de millimètre et jusqu'à 10 mm de longueur, et ce n'est qu'occasionnellement, dans des conditions favorables, que d'énormes dépôts de plusieurs tonnes d'une substance dense constituée d'une masse de apparemment collés ensemble des cristaux se forment. Ce sont ces gisements qui forment la malachite joaillière, ce qui est très rare. Ainsi, au Katanga, pour obtenir 1 kg de malachite de bijouterie, il faut traiter environ 100 tonnes de minerai.

Il y avait autrefois de très riches gisements de malachite dans l'Oural ; Malheureusement, ils sont actuellement pratiquement épuisés. La malachite de l'Oural a été découverte en 1635 et au 19ème siècle. Jusqu'à 80 tonnes de malachite d'une qualité inégalée y étaient extraites par an, et la malachite se présentait souvent sous la forme de blocs assez lourds. Le plus grand d'entre eux, pesant 250 tonnes, a été découvert en 1835 et un bloc pesant plus de 100 tonnes a été découvert en 1913. Des masses solides de malachite dense ont été utilisées pour la décoration et des grains individuels répartis dans la roche - ce qu'on appelle la terre de la malachite et de petites accumulations de malachite pure ont été utilisées pour produire une peinture verte de haute qualité, le « vert malachite » (cette peinture ne doit pas être confondue avec le « vert malachite », qui est un colorant organique, et la seule chose qu'elle a en commun avec la malachite est sa couleur). Avant la révolution à Ekaterinbourg et à Nijni Taguil, les toits de nombreuses demeures étaient peints avec de la malachite d'une belle couleur vert bleuâtre. La malachite a également attiré les fonderies de cuivre de l'Oural. Mais le cuivre était extrait uniquement d’un minéral qui n’intéressait ni les bijoutiers ni les artistes. Des morceaux solides de malachite dense n'étaient utilisés que pour la décoration.

Malachite comme décoration.

Quiconque a vu des produits à base de malachite conviendra que c'est l'une des plus belles pierres. Des reflets de différentes nuances allant du bleu au vert foncé, combinés à un motif bizarre, confèrent au minéral une identité unique. En fonction de l'angle d'incidence de la lumière, certaines zones peuvent paraître plus claires que d'autres, et lorsque l'échantillon est tourné, un « croisement » de lumière est observé - ce qu'on appelle le moiré ou teinte soyeuse. Selon la classification de l'académicien A.E. Fersman et du minéralogiste allemand M. Bauer, la malachite occupe la première catégorie la plus élevée parmi les pierres semi-précieuses, avec le cristal de roche, le lapis-lazuli, le jaspe et l'agate.

Le minéral tire son nom du grec malache – mauve ; Les feuilles de cette plante, comme la malachite, sont vert vif. Le terme « malachite » a été introduit en 1747 par le minéralogiste suédois J.G. Vallerius.

La malachite est connue depuis la préhistoire. Le plus ancien produit connu en malachite est un pendentif provenant d'un cimetière néolithique en Irak, vieux de plus de 10 500 ans. Les perles de malachite trouvées à proximité de l’ancienne Jéricho ont 9 mille ans. Dans l’Égypte ancienne, la malachite mélangée à de la graisse était utilisée à des fins cosmétiques et hygiéniques. Ils l'utilisaient pour peindre les paupières en vert : le cuivre est connu pour avoir des propriétés bactéricides. La malachite en poudre était utilisée pour fabriquer du verre coloré et des glaçures. La malachite était également utilisée à des fins décoratives dans la Chine ancienne.

En Russie, la malachite est connue depuis le XVIIe siècle, mais son utilisation généralisée comme pierre de joaillerie n'a commencé qu'à la fin du XVIIIe siècle, lorsque d'énormes monolithes de malachite ont été découverts dans la mine Gumeshevsky. Depuis lors, la malachite est devenue une pierre de parement cérémoniale décorant les intérieurs des palais. Du milieu du 19ème siècle. À ces fins, des dizaines de tonnes de malachite étaient importées chaque année de l'Oural. Les visiteurs de l'Ermitage peuvent admirer la salle de malachite, dont la décoration a nécessité deux tonnes de malachite ; Il y a aussi un immense vase en malachite. Des produits en malachite peuvent également être vus dans la salle Catherine du Grand Palais du Kremlin à Moscou. Mais les colonnes de l'autel de la cathédrale Saint-Isaac de Saint-Pétersbourg, hautes d'environ 10 m, peuvent être considérées comme le produit le plus remarquable en termes de beauté et de taille. Il semble aux non-initiés que le vase et les colonnes sont faits de d'énormes morceaux solides de malachite. En fait, ce n'est pas vrai. Les produits eux-mêmes sont fabriqués à partir de métal, de gypse et d'autres matériaux, et seul l'extérieur est recouvert de carreaux de malachite, découpés dans une pièce appropriée - une sorte de « contreplaqué de malachite ». Plus le morceau de malachite d'origine est grand, plus la taille des carreaux qui pourraient en être découpés est grande. Et pour économiser la pierre précieuse, les carreaux étaient très fins : leur épaisseur atteignait parfois 1 mm ! Mais ce n’était même pas le truc principal. Si vous posez simplement n'importe quelle surface avec de tels carreaux, rien de bon n'en sortira : après tout, la beauté de la malachite est déterminée en grande partie par son motif. Il fallait que le motif de chaque carreau soit une continuation du motif de la précédente.

Une méthode spéciale de coupe de la malachite a été perfectionnée par les maîtres malachites de l'Oural et de Peterhof, et elle est donc connue dans le monde entier sous le nom de « mosaïque russe ». Conformément à cette méthode, un morceau de malachite est scié perpendiculairement à la structure en couches du minéral, et les carreaux obtenus semblent « se déployer » en forme d'accordéon. Dans ce cas, le motif de chaque carreau suivant est une continuation du motif de la précédente. Avec un tel sciage, un morceau de minéral relativement petit peut être utilisé pour couvrir une grande surface avec un motif unique et continu. Ensuite, à l'aide d'un mastic spécial, les carreaux obtenus ont été collés sur le produit, et ce travail a également nécessité la plus grande habileté et l'art. Les artisans parvenaient parfois à « étirer » le motif de la malachite à travers un produit assez volumineux.

En 1851, la Russie participe à l’Exposition universelle de Londres. Parmi les autres expositions, il y avait bien sûr la « mosaïque russe ». Les Londoniens ont été particulièrement frappés par les portes du pavillon russe. L'un des journaux locaux a écrit à ce sujet : « Le passage d'une broche décorée de malachite comme une pierre précieuse à des portes colossales semblait incompréhensible : les gens refusaient de croire que ces portes étaient faites du même matériau auquel tout le monde était habitué. considérez un bijou. De nombreux bijoux sont également fabriqués à partir de malachite de l'Oural ( Boîte à malachites Bajova).

Malachite artificielle.

Le sort de tout grand gisement de malachite (et vous pouvez les compter sur une main dans le monde) est le même : d'abord, de gros morceaux y sont extraits, à partir desquels sont fabriqués des vases, des instruments d'écriture et des boîtes ; puis les tailles de ces pièces sont progressivement réduites, et elles sont principalement utilisées pour réaliser des inserts dans des pendentifs, broches, bagues, boucles d'oreilles et autres petits bijoux. En fin de compte, le gisement de malachite ornementale est complètement épuisé, comme cela s'est produit avec les gisements de l'Oural. Et bien que des gisements de malachite soient actuellement connus en Afrique (Zaïre, Zambie), en Australie (Queensland) et aux États-Unis (Tennessee, Arizona), la malachite qui y est extraite est inférieure en termes de couleur et de beauté à celle de l'Oural. Il n’est pas surprenant que des efforts considérables aient été consacrés à l’obtention de malachite artificielle. Mais s'il est relativement facile de synthétiser du carbonate de cuivre basique, il est très difficile d'obtenir de la vraie malachite - après tout, le précipité obtenu dans un tube à essai ou un réacteur, correspondant en composition à la malachite, et une belle pierre précieuse ne diffèrent pas moins les uns des autres. qu'un morceau de craie indescriptible provenant d'un morceau de marbre blanc comme neige

Il semblait qu'il n'y aurait pas de gros problèmes ici : les chercheurs avaient déjà réalisé des réalisations telles que la synthèse du diamant, de l'émeraude, de l'améthyste et de nombreux autres pierres et minéraux précieux. Cependant, de nombreuses tentatives pour obtenir un beau minéral, et pas seulement une poudre verte, n'ont abouti à rien, et la malachite de bijouterie et ornementale est restée longtemps l'une des rares pierres précieuses naturelles dont la production était considérée comme presque impossible.

En principe, il existe plusieurs manières d’obtenir des minéraux artificiels. L’une d’elles est la création de matériaux composites par frittage de poudres minérales naturelles en présence d’un liant inerte sous haute pression. Dans ce cas, de nombreux processus se produisent, les principaux étant le compactage et la recristallisation de la substance. Cette méthode s'est répandue aux USA pour obtenir des turquoise. De la jadéite, du lapis-lazuli et d'autres pierres semi-précieuses ont également été obtenues. Dans notre pays, les composites étaient obtenus en cimentant de petits fragments de malachite naturelle d'une taille allant de 2 à 5 mm à l'aide de durcisseurs organiques (comme des résines époxy) avec l'ajout de colorants de la couleur appropriée et d'une fine poudre du même minéral comme charge. La masse de travail, composée des composants indiqués dans un certain pourcentage, a été soumise à une compression à des pressions allant jusqu'à 1 GPa (10 000 atm) tout en chauffant simultanément au-dessus de 100 ° C. À la suite de divers processus physiques et chimiques, tous les composants ont été fermement cimenté en une masse solide et bien polie. En un cycle de travail, on obtient ainsi quatre plaques d'un côté de 50 mm et d'une épaisseur de 7 mm. Certes, elles sont assez faciles à distinguer de la malachite naturelle.

Une autre méthode possible est la synthèse hydrothermale, c'est-à-dire obtenir des composés inorganiques cristallins dans des conditions simulant les processus de formation de minéraux dans les entrailles de la terre. Il est basé sur la capacité de l'eau à dissoudre à des températures élevées (jusqu'à 500°C) et des pressions jusqu'à 3000 atm des substances pratiquement insolubles dans des conditions normales - oxydes, silicates, sulfures. Chaque année, des centaines de tonnes de rubis et de saphirs sont obtenues grâce à cette méthode, et le quartz et ses variétés, par exemple l'améthyste, sont synthétisés avec succès. C'est ainsi qu'on obtenait la malachite, presque la même que la naturelle. Dans ce cas, la cristallisation est réalisée dans des conditions plus douces - à partir de solutions légèrement alcalines à une température d'environ 180°C et à pression atmosphérique.

La difficulté d'obtenir de la malachite était que pour ce minéral, l'essentiel n'est pas la pureté chimique et la transparence, ce qui est important pour des pierres telles que le diamant ou l'émeraude, mais ses nuances de couleur et sa texture - un motif unique sur la surface d'un échantillon poli. Ces propriétés de la pierre sont déterminées par la taille, la forme et l’orientation mutuelle des cristaux individuels qui la composent. Un « bourgeon » de malachite est formé d’une série de couches concentriques de différentes épaisseurs – de fractions de millimètre à 1,5 cm dans différentes nuances de vert. Chaque couche est constituée de nombreuses fibres radiales (« aiguilles »), étroitement adjacentes les unes aux autres et parfois impossibles à distinguer à l'œil nu. L'intensité de la couleur dépend de l'épaisseur des fibres. Par exemple, la malachite à cristaux fins est sensiblement plus légère que la malachite à cristaux grossiers, donc l'apparence de la malachite, à la fois naturelle et artificielle, dépend du taux de nucléation de nouveaux centres de cristallisation au cours de sa formation. Il est très difficile de réglementer de tels processus ; C'est pourquoi ce minéral n'a pas pu être synthétisé pendant longtemps.

Trois groupes de chercheurs russes ont réussi à obtenir de la malachite artificielle, qui n'est pas inférieure à la malachite naturelle - à l'Institut de recherche pour la synthèse des matières premières minérales (ville d'Alexandrov, région de Vladimir), à l'Institut de minéralogie expérimentale de l'Académie russe de Sciences (Tchernogolovka, région de Moscou) et à l'Université d'État de Saint-Pétersbourg. Ainsi, plusieurs méthodes de synthèse de la malachite ont été développées, permettant d'obtenir dans des conditions artificielles presque toutes les variétés texturales caractéristiques de la pierre naturelle - rubanées, plissées, réniformes. Il n'était possible de distinguer la malachite artificielle de la malachite naturelle que par des méthodes d'analyse chimique : la malachite artificielle ne contenait pas d'impuretés de zinc, de fer, de calcium, de phosphore, caractéristiques de la pierre naturelle. Le développement de méthodes de production artificielle de malachite est considéré comme l’une des réalisations les plus importantes dans le domaine de la synthèse d’analogues naturels de pierres précieuses et ornementales. Ainsi, dans le musée de l'institut mentionné à Alexandrov, il y a un grand vase en malachite synthétisée ici. L'institut a appris non seulement à synthétiser la malachite, mais même à programmer son motif : satiné, turquoise, en forme d'étoile, peluche... Dans toutes ses propriétés, la malachite synthétique peut remplacer la pierre naturelle dans la bijouterie et la taille des pierres. Il peut être utilisé pour revêtir des détails architecturaux à l’intérieur et à l’extérieur des bâtiments.

De la malachite artificielle présentant un magnifique motif en couches minces est également produite au Canada et dans plusieurs autres pays.

Ilya Leenson

Le but de la leçon : poursuivre la formation du concept de substance, initier les étudiants aux substances complexes, aux méthodes de preuve de leur complexité - analyse et synthèse.

Pendant les cours

1. Enquête frontale.

Quelles substances sont classées comme simples : a) le diamant, b) l'eau, c) le sel de table ?

En quels deux groupes les substances simples sont-elles divisées s'il existe une frontière claire entre elles ?

Quelles propriétés et structures ont les métaux et les non-métaux ?

Comment exprimer la composition d'une substance simple (moléculaire et non moléculaire) ?

Formalités administratives.

Composez des formules chimiques de substances moléculaires simples, dont les modèles sont présentés dans le manuel.

Écrivez les formules des substances simples formées par les éléments de la troisième période.

Ces exercices revêtent une importance particulière, car ils permettent de relier la structure interne d'une substance à son modèle iconique (formule).

2. Discussion du nouveau matériel.

Des questions:

Discussion de la composition élémentaire des substances à l'aide d'exemples connus ;
Preuve expérimentale de la complexité de la matière - synthèse d'une substance complexe ;
Analyse de substances ;
Discussion sur les structures de substances complexes.

Nous démontrons un certain nombre de substances simples et complexes : oxyde de cuivre, graphite, quartz (ou sable de rivière), carbonate de cuivre basique (malachite), soufre, hydrogène, dioxyde de carbone, eau. Laquelle de ces substances est constituée d’un seul élément, et laquelle de deux ou plusieurs ? Les élèves peuvent nommer le soufre et l’hydrogène comme étant constitués d’un seul élément, et l’eau, sur la base de leur expérience antérieure, comme étant constituée de deux éléments. En même temps, ils peuvent expliquer comment prouver que l’eau est composée de deux éléments. Nous concluons qu'il est impossible de reconnaître les substances simples et complexes par leur apparence. Nous devons les explorer.

Comment appelle-t-on ces substances constituées d’un seul élément ?

Comment appelle-t-on les substances composées de deux éléments ou plus ?

En règle générale, les enfants répondent avec précision – substances complexes. Formulons la définition. Les étudiants doivent être impliqués dans cela.

Comment mener une expérience pour prouver si une substance est complexe ou simple ? La substance doit être décomposée.

Par quels signes reconnaît-on qu’une substance est complexe ? Si de nouvelles substances en sont obtenues, alors c'est complexe.

Ici, il est nécessaire d'expliquer que la détermination de la composition d'une substance par décomposition est appelée analyse, et que la décomposition est souvent effectuée par chauffage. Il est très utile que les élèves réalisent eux-mêmes les expériences. Des dispositifs de décomposition (un tube à essai avec un tube de sortie de gaz monté sur un support) doivent être préparés sur les tables des étudiants. On verse de la malachite (sur certaines tables) et du permanganate de potassium (sur d'autres) dans un tube à essai. J'indique aux élèves les noms des substances qui ne doivent pas être mémorisées, même s'ils s'en souviennent déjà dès les premiers cours. Les étudiants ont pour mission de prouver que ces substances sont complexes.

Avant les expériences, je présente aux gars les règles du travail avec une lampe à alcool. Les étudiants du groupe étudiant la malachite doivent placer un verre d’eau de chaux sous le tube de sortie de gaz. Un autre groupe étudiant le permanganate de potassium est un verre d'eau propre.

Combien de nouvelles substances les étudiants ont-ils reçus ?

Lorsque la malachite se décompose, trois substances sont clairement visibles : du gaz, des gouttelettes d'eau (sur les parois du tube à essai) et une substance noire restant dans le tube à essai. Le dioxyde de carbone est testé par la turbidité de l'eau de chaux. L’enseignant rapporte que la substance noire restant dans l’éprouvette est de l’oxyde de cuivre.

Lors de la décomposition du permanganate de potassium, les observations sont compliquées par le masquage de l'oxyde noir résultant et presque la même couleur de manganate, qui diffèrent peu extérieurement du permanganate de potassium pris. Les élèves nomment deux substances à la suite de l'expérience : un gaz et un solide noir.

Les élèves testent le gaz libéré dans un verre vide en apportant un éclat fumant qui s'illumine vivement.

J'examine moi-même la deuxième substance isolée. Pour ce faire, je dissout la substance résultant de la décomposition et la substance de départ – le permanganate de potassium – dans deux verres d’eau. Le permanganate de potassium donne une couleur pourpre et la substance, à la suite de la décomposition, donne une couleur verte.

Les élèves voient la différence entre les deux substances et concluent que la décomposition du permanganate de potassium produit deux substances différentes. Sur la base de la recherche en groupe, les élèves remplissent le tableau.

J'amène les étudiants à une conclusion générale : les substances qui se décomposent en deux ou plusieurs nouveaux éléments sont constituées de plusieurs éléments et appartiennent à des substances complexes, et celles qui ne peuvent pas être décomposées sont constituées d'un seul élément et appartiennent à des substances simples.

Je passe ensuite au concept de synthèse. Je démontre une expérience : je chauffe de la limaille de fer avec de la poudre de soufre. Quelle substance est formée en conséquence - stable ou complexe ? De quels éléments est-il composé ? Les étudiants répondent : fait de soufre et de fer. Cela signifie que nous concluons qu'avec l'aide de la synthèse, des substances complexes peuvent être obtenues à partir de substances simples. Sur la base de l'expérience, les étudiants donnent la notion de synthèse.

3. Consolidation.

Pour renforcer cela, je montre une affiche avec des dessins des structures de substances complexes et simples. Où les étudiants isolent des substances complexes. Ensuite, les élèves répondent à la question : que sont les substances complexes et donnent des exemples. Sur la base du matériau étudié, nous concluons : les substances complexes ont des structures moléculaires (dioxyde de carbone) et non moléculaires (oxyde de manganèse).

Devoirs: pp. 4-6, exercice 4.