Klasifikácia anorganických látok s príkladmi zlúčenín

Teraz analyzujme vyššie uvedenú klasifikačnú schému podrobnejšie.

Ako vidíme, v prvom rade sa všetky anorganické látky delia na jednoduché A komplexné:

Jednoduché látky Ide o látky, ktoré sú tvorené atómami len jedného chemického prvku. Jednoduchými látkami sú napríklad vodík H2, kyslík O2, železo Fe, uhlík C atď.

Medzi jednoduché látky patria kovy, nekovy A vzácne plyny:

Kovy tvorené chemickými prvkami umiestnenými pod bór-astatínovou diagonálou, ako aj všetkými prvkami umiestnenými v bočných skupinách.

Vzácne plyny tvorené chemickými prvkami skupiny VIIIA.

Nekovy sú tvorené chemickými prvkami umiestnenými nad bór-astatínovou diagonálou, s výnimkou všetkých prvkov vedľajších podskupín a vzácnych plynov nachádzajúcich sa v skupine VIIIA:

Názvy jednoduchých látok sa najčastejšie zhodujú s názvami chemických prvkov, z ktorých atómov sú tvorené. Pre mnohé chemické prvky je však fenomén alotropie rozšírený. Alotropia je jav, keď jeden chemický prvok je schopný vytvoriť niekoľko jednoduchých látok. Napríklad v prípade chemického prvku kyslík je možná existencia molekulárnych zlúčenín so vzorcami O2 a O3. Prvá látka sa zvyčajne nazýva kyslík rovnakým spôsobom ako chemický prvok, ktorého atómy sa tvoria, a druhá látka (O 3) sa zvyčajne nazýva ozón. Jednoduchá látka uhlík môže znamenať akúkoľvek jej alotropickú modifikáciu, napríklad diamant, grafit alebo fullerény. Jednoduchú látku fosfor môžeme chápať ako jej alotropné modifikácie, ako je biely fosfor, červený fosfor, čierny fosfor.

Komplexné látky

Komplexné látky sú látky tvorené atómami dvoch alebo viacerých chemických prvkov.

Napríklad komplexnými látkami sú amoniak NH 3, kyselina sírová H 2 SO 4, hasené vápno Ca (OH) 2 a nespočetné množstvo ďalších.

Medzi komplexnými anorganickými látkami existuje 5 hlavných tried, a to oxidy, zásady, amfotérne hydroxidy, kyseliny a soli:

Oxidy - zložité látky tvorené dvoma chemickými prvkami, z ktorých jedným je kyslík v oxidačnom stupni -2.

Všeobecný vzorec oxidov možno zapísať ako E x O y, kde E je symbol chemického prvku.

Nomenklatúra oxidov

Názov oxidu chemického prvku je založený na princípe:

Napríklad:

Fe203 - oxid železitý; CuO - oxid meďnatý; N 2 O 5 - oxid dusnatý (V)

Často môžete nájsť informáciu, že valencia prvku je uvedená v zátvorkách, ale nie je to tak. Takže napríklad oxidačný stav dusíka N205 je +5 a valencia, napodiv, je štyri.

Ak má chemický prvok v zlúčeninách jediný pozitívny oxidačný stav, oxidačný stav sa neuvádza. Napríklad:

Na20 - oxid sodný; H20 - oxid vodíka; ZnO - oxid zinočnatý.

Klasifikácia oxidov

Oxidy sa podľa ich schopnosti tvoriť soli pri interakcii s kyselinami alebo zásadami podľa toho delia na soľotvorné A nesolnotvorný.

Je málo oxidov, ktoré netvoria soli, všetky sú tvorené nekovmi v oxidačnom stave +1 a +2. Malo by sa pamätať na zoznam oxidov, ktoré netvoria soli: CO, SiO, N 2 O, NO.

Oxidy tvoriace soli sa zasa delia na základné, kyslý A amfotérny.

Zásadité oxidy Sú to oxidy, ktoré pri reakcii s kyselinami (alebo kyslými oxidmi) tvoria soli. Medzi zásadité oxidy patria oxidy kovov v oxidačnom stupni +1 a +2, s výnimkou oxidov BeO, ZnO, SnO, PbO.

Kyslé oxidy Sú to oxidy, ktoré pri reakcii so zásadami (alebo zásaditými oxidmi) tvoria soli. Kyslé oxidy sú takmer všetky oxidy nekovov s výnimkou nesólotvorného CO, NO, N 2 O, SiO, ako aj všetkých oxidov kovov vo vysokom oxidačnom stupni (+5, +6 a +7).

Amfotérne oxidy sa nazývajú oxidy, ktoré môžu reagovať s kyselinami aj zásadami a v dôsledku týchto reakcií tvoria soli. Takéto oxidy majú dvojitú acidobázickú povahu, to znamená, že môžu vykazovať vlastnosti kyslých aj zásaditých oxidov. Amfotérne oxidy zahŕňajú oxidy kovov v oxidačnom stupni +3, +4, ako aj oxidy BeO, ZnO, SnO a PbO ako výnimky.

Niektoré kovy môžu tvoriť všetky tri typy oxidov tvoriacich soli. Napríklad chróm tvorí zásaditý oxid CrO, amfotérny oxid Cr 2 O 3 a kyslý oxid CrO 3.

Ako vidíte, acidobázické vlastnosti oxidov kovov priamo závisia od stupňa oxidácie kovu v oxide: čím vyšší je stupeň oxidácie, tým výraznejšie sú kyslé vlastnosti.

Dôvody

Dôvody - zlúčeniny so vzorcom Me(OH) x, kde X najčastejšie sa rovná 1 alebo 2.

Výnimky: Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 a Pb(OH) 2 nie sú bázy, napriek oxidačnému stavu kovu +2. Tieto zlúčeniny sú amfotérne hydroxidy, ktoré budú podrobnejšie diskutované v tejto kapitole.

Klasifikácia báz

Bázy sa klasifikujú podľa počtu hydroxylových skupín v jednej štruktúrnej jednotke.

Bázy s jednou hydroxoskupinou, t.j. typ MeOH sa nazýva monokyselinové zásady, s dvoma hydroxyskupinami, t.j. typ Me(OH)2, resp. dikyselina atď.

Zásady sa tiež delia na rozpustné (zásady) a nerozpustné.

Alkálie zahŕňajú výlučne hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ako aj hydroxid tálitý TlOH.

Názvoslovie základov

Názov nadácie je založený na nasledujúcom princípe:

Napríklad:

Fe(OH)2 - hydroxid železitý,

Cu(OH)2 - hydroxid meďnatý.

V prípadoch, keď má kov v komplexných látkach konštantný oxidačný stav, nie je potrebné ho uvádzať. Napríklad:

NaOH - hydroxid sodný,

Ca(OH) 2 - hydroxid vápenatý atď.

Kyseliny

Kyseliny - komplexné látky, ktorých molekuly obsahujú atómy vodíka, ktoré možno nahradiť kovom.

Všeobecný vzorec kyselín možno napísať ako H x A, kde H sú atómy vodíka, ktoré môžu byť nahradené kovom, a A je kyslý zvyšok.

Napríklad kyseliny zahŕňajú zlúčeniny ako H2SO4, HCl, HNO3, HNO2 atď.

Klasifikácia kyselín

Podľa počtu atómov vodíka, ktoré je možné nahradiť kovom, sa kyseliny delia na:

- O zásadité kyseliny HF, HCl, HBr, HI, HN03;

- d zásadité kyseliny: H2S04, H2S03, H2C03;

- T rehobazické kyseliny: H3PO4, H3BO3.

Je potrebné poznamenať, že počet atómov vodíka v prípade organických kyselín najčastejšie neodráža ich zásaditosť. Napríklad kyselina octová so vzorcom CH3COOH napriek prítomnosti 4 atómov vodíka v molekule nie je tetra-, ale jednosýtna. Zásaditosť organických kyselín je určená počtom karboxylových skupín (-COOH) v molekule.

Tiež na základe prítomnosti kyslíka v molekulách sa kyseliny delia na bezkyslíkaté (HF, HCl, HBr atď.) a obsahujúce kyslík (H 2 SO 4, HNO 3, H 3 PO 4 atď.) . Kyslík obsahujúce kyseliny sa tiež nazývajú oxokyseliny.

Môžete si prečítať viac o klasifikácii kyselín.

Názvoslovie kyselín a zvyškov kyselín

Nasledujúci zoznam názvov a vzorcov kyselín a zvyškov kyselín sa musíte naučiť.

V niektorých prípadoch môže niekoľko nasledujúcich pravidiel uľahčiť zapamätanie.

Ako je možné vidieť z vyššie uvedenej tabuľky, konštrukcia systematických názvov bezkyslíkatých kyselín je nasledovná:

Napríklad:

HF - kyselina fluorovodíková;

HCl - kyselina chlorovodíková;

H2S je kyselina sulfidová.

Názvy kyslých zvyškov bezkyslíkatých kyselín sú založené na princípe:

Napríklad Cl - - chlorid, Br - - bromid.

Názvy kyselín obsahujúcich kyslík sa získajú pridaním rôznych prípon a koncoviek k názvu kyselinotvorného prvku. Napríklad, ak má kyselinotvorný prvok v kyseline obsahujúcej kyslík najvyšší oxidačný stav, potom sa názov takejto kyseliny vytvorí takto:

Napríklad kyselina sírová H 2 S + 6 O 4, kyselina chrómová H 2 Cr + 6 O 4.

Všetky kyseliny obsahujúce kyslík možno tiež klasifikovať ako kyslé hydroxidy, pretože obsahujú hydroxylové skupiny (OH). Napríklad to možno vidieť z nasledujúcich grafických vzorcov niektorých kyselín obsahujúcich kyslík:

Kyselina sírová sa teda môže inak nazývať hydroxid sírový (VI), kyselina dusičná - hydroxid dusíkatý (V), kyselina fosforečná - hydroxid fosforečný (V) atď. V tomto prípade číslo v zátvorke charakterizuje stupeň oxidácie kyselinotvorného prvku. Táto verzia názvov kyselín obsahujúcich kyslík sa môže mnohým zdať mimoriadne nezvyčajná, ale príležitostne možno takéto názvy nájsť v skutočných KIM jednotnej štátnej skúšky z chémie v úlohách klasifikácie anorganických látok.

Amfotérne hydroxidy

Amfotérne hydroxidy - hydroxidy kovov s dvojakým charakterom, t.j. schopné vykazovať vlastnosti kyselín aj vlastnosti zásad.

Hydroxidy kovov v oxidačnom stave +3 a +4 sú amfotérne (rovnako ako oxidy).

Tiež, ako výnimky, amfotérne hydroxidy zahŕňajú zlúčeniny Be(OH) 2, Zn(OH) 2, Sn(OH) 2 a Pb(OH) 2, napriek oxidačnému stavu kovu v nich +2.

Pre amfotérne hydroxidy troj- a štvormocných kovov je možná existencia orto- a metaforiem, ktoré sa navzájom líšia jednou molekulou vody. Napríklad hydroxid hlinitý môže existovať v orto forme Al(OH)3 alebo v meta forme AlO(OH) (metahydroxid).

Keďže, ako už bolo spomenuté, amfotérne hydroxidy vykazujú vlastnosti kyselín aj vlastnosti zásad, ich vzorec a názov možno písať aj inak: buď ako zásada, alebo ako kyselina. Napríklad:

Soli

Soli - sú to zložité látky, ktoré obsahujú katióny kovov a anióny zvyškov kyselín.

Napríklad soli zahŕňajú zlúčeniny ako KCl, Ca(N03)2, NaHC03 atď.

Vyššie uvedená definícia popisuje zloženie väčšiny solí, existujú však soli, ktoré pod ňu nespadajú. Napríklad namiesto katiónov kovov môže soľ obsahovať amónne katióny alebo ich organické deriváty. Tie. soli zahŕňajú zlúčeniny, ako je napríklad (NH4)2S04 (síran amónny), + Cl - (chlorid metylamónny) atď.

V rozpore s vyššie uvedenou definíciou solí je aj trieda takzvaných komplexných solí, o ktorej sa bude diskutovať na konci tejto témy.

Klasifikácia solí

Na druhej strane možno soli považovať za produkty nahradenia vodíkových katiónov H + v kyseline inými katiónmi, alebo za produkty nahradenia hydroxidových iónov v zásadách (alebo amfotérnych hydroxidoch) inými aniónmi.

Pri kompletnej výmene, tzv priemer alebo normálne soľ. Napríklad pri úplnom nahradení vodíkových katiónov v kyseline sírovej katiónmi sodnými vzniká priemerná (normálna) soľ Na 2 SO 4 a pri úplnom nahradení hydroxidových iónov v zásade Ca (OH) 2 kyslými zvyškami dusičnanových iónov. , vzniká priemerná (normálna) soľ Ca(NO3)2.

Soli získané neúplným nahradením vodíkových katiónov v dvojsýtnej (alebo viacerých) kyselinách katiónmi kovov sa nazývajú kyslé. Keď sú teda vodíkové katióny v kyseline sírovej neúplne nahradené katiónmi sodíka, vzniká kyslá soľ NaHS04.

Soli, ktoré vznikajú neúplnou náhradou hydroxidových iónov v dvojkyslých (alebo viacerých) zásadách, sa nazývajú zásady. O silné soli. Napríklad pri neúplnom nahradení hydroxidových iónov v zásade Ca(OH) 2 dusičnanovými iónmi vzniká zásada Očíra soľ Ca(OH)NO3.

Soli pozostávajúce z katiónov dvoch rôznych kovov a aniónov kyslých zvyškov iba jednej kyseliny sa nazývajú podvojné soli. Napríklad dvojité soli sú KNaCO 3, KMgCl 3 atď.

Ak je soľ tvorená jedným typom katiónov a dvoma typmi zvyškov kyselín, nazývame takéto soli zmiešané. Napríklad zmiešané soli sú zlúčeniny Ca(OCl)Cl, CuBrCl atď.

Existujú soli, ktoré nespadajú pod definíciu solí ako produkty nahradenia vodíkových katiónov v kyselinách katiónmi kovov alebo produkty nahradenia hydroxidových iónov v zásadách aniónmi kyslých zvyškov. Ide o komplexné soli. Napríklad komplexné soli sú tetrahydroxozinkat sodný a tetrahydroxoaluminát so vzorcami Na2 a Na. Komplexné soli možno najčastejšie rozpoznať okrem iného podľa prítomnosti hranatých zátvoriek vo vzorci. Musíte však pochopiť, že na to, aby bola látka klasifikovaná ako soľ, musí obsahovať niektoré katióny iné ako (alebo namiesto) H + a anióny musia obsahovať niektoré anióny iné ako (alebo namiesto) OH - . Napríklad zlúčenina H2 nepatrí do triedy komplexných solí, pretože pri disociácii z katiónov sú v roztoku prítomné iba vodíkové katióny H+. Na základe typu disociácie by táto látka mala byť skôr klasifikovaná ako komplexná kyselina bez kyslíka. Rovnako zlúčenina OH nepatrí medzi soli, pretože táto zlúčenina pozostáva z katiónov + a hydroxidových iónov OH -, t.j. treba to považovať za komplexný základ.

Nomenklatúra solí

Nomenklatúra stredných a kyslých solí

Názov stredných a kyslých solí je založený na princípe:

Ak je oxidačný stav kovu v komplexných látkach konštantný, potom to nie je uvedené.

Názvy zvyškov kyselín boli uvedené vyššie pri zvažovaní nomenklatúry kyselín.

Napríklad,

Na2S04 - síran sodný;

NaHS04 - hydrogénsíran sodný;

CaC03 - uhličitan vápenatý;

Ca(HCO 3) 2 - hydrogénuhličitan vápenatý atď.

Nomenklatúra zásaditých solí

Názvy hlavných solí sú založené na princípe:

Napríklad:

(CuOH)2C03 - hydroxykarbonát meďnatý;

Fe(OH) 2 NO 3 - dihydroxonitrát železitý.

Nomenklatúra komplexných solí

Názvoslovie komplexných zlúčenín je oveľa komplikovanejšie a na zloženie jednotnej štátnej skúšky nepotrebujete vedieť veľa o názvosloví komplexných solí.

Mali by ste vedieť pomenovať komplexné soli získané reakciou alkalických roztokov s amfotérnymi hydroxidmi. Napríklad:

*Rovnaké farby vo vzorci a názve označujú zodpovedajúce prvky vzorca a názvu.

Triviálne názvy anorganických látok

Triviálnymi názvami rozumieme názvy látok, ktoré nesúvisia, alebo len slabo súvisia s ich zložením a štruktúrou. Triviálne názvy sú spravidla určené buď historickými dôvodmi alebo fyzikálnymi alebo chemickými vlastnosťami týchto zlúčenín.

Zoznam triviálnych názvov anorganických látok, ktoré potrebujete vedieť:

Na 3	kryolit
Si02	kremeň, oxid kremičitý
FeS 2	pyrit, pyrit železa
CaS04.2H20	sadra
CaC2	karbid vápnika
Al4C3	karbid hliníka
KOH	žieravý draslík
NaOH	lúh sodný, lúh sodný
H202	peroxid vodíka
CuS04.5H20	síran meďnatý
NH4CI	amoniak
CaC03	krieda, mramor, vápenec
N2O	smiešny plyn
NIE 2	hnedý plyn
NaHC03	jedlá (pitná) sóda
Fe304	železná stupnica
NH3∙H20 (NH4OH)	amoniak
CO	oxid uhoľnatý
CO2	oxid uhličitý
SiC	karborundum (karbid kremíka)
PH 3	fosfín
NH 3	amoniak
KClO3	Bertholetova soľ (chlorečnan draselný)
(CuOH)2C03	malachit
CaO	nehasené vápno
Ca(OH)2	hasené vápno
priehľadný vodný roztok Ca(OH) 2	vápenná voda
suspenzia pevného Ca(OH)2 vo vodnom roztoku	vápenné mlieko
K2CO3	potaš
Na2C03	sóda
Na2C03.10H20	kryštálová sóda
MgO	magnézia

Chemické reakcie treba odlíšiť od jadrových reakcií. V dôsledku chemických reakcií sa celkový počet atómov každého chemického prvku a jeho izotopové zloženie nemení. Jadrové reakcie sú iná záležitosť - procesy premeny atómových jadier v dôsledku ich interakcie s inými jadrami alebo elementárnymi časticami, napríklad premena hliníka na horčík:

27 13 Al + 1 1 H = 24 12 Mg + 4 2 He

Klasifikácia chemických reakcií je mnohostranná, to znamená, že môže byť založená na rôznych charakteristikách. Ale ktorákoľvek z týchto charakteristík môže zahŕňať reakcie medzi anorganickými aj organickými látkami.

Uvažujme o klasifikácii chemických reakcií podľa rôznych kritérií.

I. Podľa počtu a zloženia reagujúcich látok

Reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny zloženia látok.

V anorganickej chémii takéto reakcie zahŕňajú procesy získavania alotropných modifikácií jedného chemického prvku, napríklad:

C (grafit) ↔ C (diamant)
S (orhombický) ↔ S (monoklinický)
P (biela) ↔ P (červená)
Sn (biely cín) ↔ Sn (sivý cín)
3O 2 (kyslík) ↔ 2O 3 (ozón)

V organickej chémii môže tento typ reakcie zahŕňať izomerizačné reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny nielen kvalitatívneho, ale aj kvantitatívneho zloženia molekúl látok, napríklad:

1. Izomerizácia alkánov.

Izomerizačná reakcia alkánov má veľký praktický význam, pretože uhľovodíky izoštruktúry majú nižšiu schopnosť detonácie.

2. Izomerizácia alkénov.

3. Izomerizácia alkínov (reakcia A.E. Favorského).

CH 3 - CH 2 - C= - CH ↔ CH 3 - C= - C- CH 3

etylacetylén dimetylacetylén

4. Izomerizácia halogénalkánov (A. E. Favorsky, 1907).

5. Izomerizácia kyanitu amónneho pri zahrievaní.

Močovinu prvýkrát syntetizoval F. Wöhler v roku 1828 izomerizáciou kyanátu amónneho pri zahrievaní.

Reakcie, ktoré sa vyskytujú pri zmene zloženia látky

Rozlišujú sa štyri typy takýchto reakcií: kombinácia, rozklad, substitúcia a výmena.

1. Zložené reakcie sú reakcie, pri ktorých z dvoch alebo viacerých látok vzniká jedna komplexná látka

V anorganickej chémii možno uvažovať o celej škále reakcií zlúčenín, napríklad na príklade reakcií na výrobu kyseliny sírovej zo síry:

1. Príprava oxidu sírového (IV):

S + O 2 = SO - z dvoch jednoduchých látok vzniká jedna zložená látka.

2. Príprava oxidu sírového (VI):

SO 2 + 0 2 → 2SO 3 - z jednoduchých a zložitých látok vzniká jedna zložitá látka.

3. Príprava kyseliny sírovej:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 - z dvoch zložitých látok vzniká jedna komplexná látka.

Príkladom zloženej reakcie, pri ktorej sa z viac ako dvoch východiskových látok vytvorí jedna komplexná látka, je konečná fáza výroby kyseliny dusičnej:

4N02 + 02 + 2H20 = 4HN03

V organickej chémii sa zložené reakcie bežne nazývajú „adičné reakcie“. Celú škálu takýchto reakcií možno zvážiť na príklade bloku reakcií charakterizujúcich vlastnosti nenasýtených látok, napríklad etylénu:

1. Hydrogenačná reakcia - pridanie vodíka:

CH2=CH2 + H2 -> H3-CH3

etén → etán

2. Hydratačná reakcia - pridanie vody.

3. Polymerizačná reakcia.

2. Rozkladné reakcie sú reakcie, pri ktorých z jednej komplexnej látky vzniká niekoľko nových látok.

V anorganickej chémii možno v bloku reakcií na výrobu kyslíka laboratórnymi metódami zvážiť celú škálu takýchto reakcií:

1. Rozklad oxidu ortutnatého - z jednej komplexnej látky vznikajú dva jednoduché.

2. Rozklad dusičnanu draselného - z jednej komplexnej látky vzniká jedna jednoduchá a jedna komplexná.

3. Rozklad manganistanu draselného - z jednej komplexnej látky vznikajú dve zložité a jedna jednoduchá látka, čiže tri nové látky.

V organickej chémii možno v bloku reakcií na výrobu etylénu v laboratóriu a priemysle uvažovať o rozkladných reakciách:

1. Reakcia dehydratácie (odstránenie vody) etanolu:

C2H5OH -> CH2=CH2 + H20

2. Dehydrogenačná reakcia (eliminácia vodíka) etánu:

CH3-CH3 -> CH2=CH2 + H2

alebo CH3-CH3 -> 2C + ZN2

3. Reakcia krakovania (štiepenia) propánu:

CH3-CH2-CH3 -> CH2=CH2+CH4

3. Substitučné reakcie sú reakcie, pri ktorých atómy jednoduchej látky nahradia atómy niektorého prvku v zložitej látke.

V anorganickej chémii je príkladom takýchto procesov blok reakcií charakterizujúcich vlastnosti, napríklad kovov:

1. Interakcia alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín s vodou:

2Na + 2H20 = 2NaOH + H2

2. Interakcia kovov s kyselinami v roztoku:

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

3. Interakcia kovov so soľami v roztoku:

Fe + CuSO4 = FeS04 + Cu

4. Metalotermia:

2Al + Cr 2 O 3 → Al 2 O 3 + 2Сr

Predmetom štúdia organickej chémie nie sú jednoduché látky, ale iba zlúčeniny. Preto ako príklad substitučnej reakcie uvádzame najcharakteristickejšiu vlastnosť nasýtených zlúčenín, najmä metánu, - schopnosť ich vodíkových atómov nahradiť atómami halogénu. Ďalším príkladom je bromácia aromatickej zlúčeniny (benzén, toluén, anilín).

C6H6 + Br2 -> C6H5Br + HBr

benzén → brómbenzén

Venujme pozornosť zvláštnosti substitučnej reakcie v organických látkach: v dôsledku takýchto reakcií nevzniká jednoduchá a zložitá látka, ako v anorganickej chémii, ale dve zložité látky.

V organickej chémii substitučné reakcie zahŕňajú aj niektoré reakcie medzi dvoma komplexnými látkami, napríklad nitráciu benzénu. Je to formálne výmenná reakcia. Skutočnosť, že ide o substitučnú reakciu, je zrejmá až pri zvážení jej mechanizmu.

4. Výmenné reakcie sú reakcie, pri ktorých si dve zložité látky vymieňajú svoje zložky

Tieto reakcie charakterizujú vlastnosti elektrolytov a v roztokoch prebiehajú podľa Bertholletovho pravidla, teda len vtedy, ak výsledkom je tvorba zrazeniny, plynu alebo mierne disociujúcej látky (napríklad H2O).

V anorganickej chémii to môže byť blok reakcií, ktoré charakterizujú napríklad vlastnosti alkálií:

1. Neutralizačná reakcia, ku ktorej dochádza pri tvorbe soli a vody.

2. Reakcia medzi zásadou a soľou, ku ktorej dochádza pri tvorbe plynu.

3. Reakcia medzi alkáliou a soľou, ktorá vedie k tvorbe zrazeniny:

CuS04 + 2KOH = Cu(OH)2 + K2S04

alebo v iónovej forme:

Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2

V organickej chémii môžeme uvažovať o bloku reakcií, ktoré charakterizujú napríklad vlastnosti kyseliny octovej:

1. Reakcia, ku ktorej dochádza pri tvorbe slabého elektrolytu - H 2 O:

CH3COOH + NaOH → Na(CH3COO) + H20

2. Reakcia, ku ktorej dochádza pri tvorbe plynu:

2CH 3 COOH + CaCO 3 → 2CH 3 COO + Ca 2+ + CO 2 + H 2 O

3. Reakcia, ku ktorej dochádza pri tvorbe zrazeniny:

2CH 3 COOH + K 2 SO 3 → 2 K (CH 3 COO) + H 2 SO 3

2CH3COOH + SiO → 2CH3COO + H2SiO3

II. Zmenou oxidačných stavov chemických prvkov tvoriacich látky

Na základe tejto funkcie sa rozlišujú nasledujúce reakcie:

1. Reakcie, ku ktorým dochádza pri zmene oxidačných stavov prvkov, alebo redoxné reakcie.

Patria sem mnohé reakcie vrátane všetkých substitučných reakcií, ako aj reakcie kombinácie a rozkladu, na ktorých sa podieľa aspoň jedna jednoduchá látka, napríklad:

1. Mg0 + H + 2S04 = Mg +2 S04 + H2

2. 2Mg0+002 = Mg+20-2

Komplexné redoxné reakcie sa skladajú pomocou metódy elektrónovej rovnováhy.

2KMn+704 + 16HCl - = 2KCl - + 2Mn +2Cl -2 + 5Cl02 + 8H20

V organickej chémii sú pozoruhodným príkladom redoxných reakcií vlastnosti aldehydov.

1. Redukujú sa na zodpovedajúce alkoholy:

Aldekydy sa oxidujú na zodpovedajúce kyseliny:

2. Reakcie, ktoré prebiehajú bez zmeny oxidačných stavov chemických prvkov.

Patria sem napríklad všetky iónomeničové reakcie, ako aj mnohé zložené reakcie, mnohé rozkladné reakcie, esterifikačné reakcie:

HCOOH + CHgOH = HCOOCH3 + H20

III. Tepelným efektom

Na základe tepelného účinku sa reakcie delia na exotermické a endotermické.

1. Pri uvoľnení energie dochádza k exotermickým reakciám.

Patria sem takmer všetky zložené reakcie. Vzácnou výnimkou je endotermická reakcia syntézy oxidu dusnatého (II) z dusíka a kyslíka a reakcia plynného vodíka s tuhým jódom.

Exotermické reakcie, ku ktorým dochádza pri uvoľňovaní svetla, sú klasifikované ako spaľovacie reakcie. Hydrogenácia etylénu je príkladom exotermickej reakcie. Beží pri izbovej teplote.

2. Pri absorpcii energie dochádza k endotermickým reakciám.

Je zrejmé, že tieto budú zahŕňať takmer všetky rozkladné reakcie, napríklad:

1. Pálenie vápenca

2. Butánové praskanie

Množstvo energie uvoľnenej alebo absorbovanej v dôsledku reakcie sa nazýva tepelný účinok reakcie a rovnica chemickej reakcie označujúca tento účinok sa nazýva termochemická rovnica:

H2(g) + C12(g) = 2HC1(g) + 92,3 kJ

N2 (g) + O2 (g) = 2NO (g) - 90,4 kJ

IV. Podľa stavu agregácie reagujúcich látok (fázové zloženie)

Podľa stavu agregácie reagujúcich látok sa rozlišujú:

1. Heterogénne reakcie - reakcie, pri ktorých sú reaktanty a reakčné produkty v rôznom stave agregácie (v rôznych fázach).

2. Homogénne reakcie - reakcie, pri ktorých sú reaktanty a reakčné produkty v rovnakom stave agregácie (v rovnakej fáze).

V. Účasťou katalyzátora

Na základe účasti katalyzátora sa rozlišujú:

1. Nekatalytické reakcie prebiehajúce bez účasti katalyzátora.

2. Katalytické reakcie prebiehajúce za účasti katalyzátora. Pretože všetky biochemické reakcie prebiehajúce v bunkách živých organizmov prebiehajú za účasti špeciálnych biologických katalyzátorov proteínovej povahy - enzýmov, sú všetky katalytické alebo presnejšie enzymatické. Treba poznamenať, že viac ako 70 % chemického priemyslu používa katalyzátory.

VI. Smerom k

Podľa smeru sa rozlišujú:

1. Nezvratné reakcie prebiehajú za daných podmienok iba jedným smerom. Patria sem všetky výmenné reakcie sprevádzané tvorbou zrazeniny, plynu alebo mierne disociujúcej látky (vody) a všetky spaľovacie reakcie.

2. Reverzibilné reakcie za týchto podmienok prebiehajú súčasne v dvoch opačných smeroch. Takýchto reakcií je v drvivej väčšine.

V organickej chémii sa znak reverzibility odráža v názvoch - antonymách procesov:

Hydrogenácia - dehydrogenácia,

Hydratácia - dehydratácia,

Polymerizácia - depolymerizácia.

Všetky reakcie esterifikácie (opačný proces, ako viete, sa nazýva hydrolýza) a hydrolýzy proteínov, esterov, sacharidov a polynukleotidov sú reverzibilné. Reverzibilita týchto procesov je základom najdôležitejšej vlastnosti živého organizmu - metabolizmu.

VII. Podľa mechanizmu prúdenia sa rozlišujú:

1. Medzi radikálmi a molekulami vznikajúcimi počas reakcie dochádza k radikálovým reakciám.

Ako už viete, pri všetkých reakciách sa staré chemické väzby prerušujú a vytvárajú sa nové chemické väzby. Spôsob prerušenia väzby v molekulách východiskovej látky určuje mechanizmus (cestu) reakcie. Ak je látka tvorená kovalentnou väzbou, potom môžu existovať dva spôsoby prerušenia tejto väzby: hemolytická a heterolytická. Napríklad pre molekuly Cl 2, CH 4 atď. sa realizuje hemolytické štiepenie väzieb, čo povedie k tvorbe častíc s nespárovanými elektrónmi, teda voľnými radikálmi.

Radikály sa najčastejšie tvoria pri prerušení väzieb, v ktorých sú zdieľané elektrónové páry zdieľané medzi atómami približne rovnako (nepolárna kovalentná väzba), ale mnoho polárnych väzieb sa môže rozbiť aj podobným spôsobom, najmä ak reakcia prebieha v v plynnej fáze a pod vplyvom svetla, ako napríklad v prípade vyššie diskutovaných procesov - interakcia C12 a CH4-. Radikály sú veľmi reaktívne, pretože majú tendenciu dokončiť svoju elektrónovú vrstvu odoberaním elektrónu z iného atómu alebo molekuly. Napríklad, keď sa radikál chlóru zrazí s molekulou vodíka, spôsobí prerušenie zdieľaného elektrónového páru viažuceho atómy vodíka a vytvorí kovalentnú väzbu s jedným z atómov vodíka. Druhý atóm vodíka, ktorý sa stal radikálom, tvorí spoločný elektrónový pár s nepárovým elektrónom atómu chlóru z kolabujúcej molekuly Cl2, čo vedie k vytvoreniu radikálu chlóru, ktorý napáda novú molekulu vodíka atď.

Reakcie, ktoré predstavujú reťazec po sebe nasledujúcich transformácií, sa nazývajú reťazové reakcie. Za rozvoj teórie reťazových reakcií dostali Nobelovu cenu dvaja vynikajúci chemici - náš krajan N. N. Semenov a Angličan S. A. Hinshelwood.
Substitučná reakcia medzi chlórom a metánom prebieha podobne:

Väčšina spaľovacích reakcií organických a anorganických látok, syntéza vody, amoniaku, polymerizácia etylénu, vinylchloridu atď., prebieha radikálovým mechanizmom.

2. Iónové reakcie prebiehajú medzi iónmi, ktoré sú už prítomné alebo vznikajú počas reakcie.

Typické iónové reakcie sú interakcie medzi elektrolytmi v roztoku. Ióny sa tvoria nielen pri disociácii elektrolytov v roztokoch, ale aj pri pôsobení elektrických výbojov, zahrievania alebo žiarenia. Napríklad γ-lúče premieňajú molekuly vody a metánu na molekulárne ióny.

Podľa iného iónového mechanizmu dochádza k reakciám adície halogenovodíkov, vodíka, halogénov na alkény, oxidácii a dehydratácii alkoholov, nahradeniu hydroxylu alkoholu halogénom; reakcie charakterizujúce vlastnosti aldehydov a kyselín. V tomto prípade ióny vznikajú heterolytickým štiepením polárnych kovalentných väzieb.

VIII. Podľa druhu energie

na spustenie reakcie sa rozlišujú:

1. Fotochemické reakcie. Sú iniciované svetelnou energiou. Okrem vyššie diskutovaných fotochemických procesov syntézy HCl alebo reakcie metánu s chlórom medzi ne patrí aj produkcia ozónu v troposfére ako sekundárnej látky znečisťujúcej atmosféru. Primárnu úlohu v tomto prípade zohráva oxid dusnatý (IV), ktorý vplyvom svetla vytvára kyslíkové radikály. Tieto radikály interagujú s molekulami kyslíka, čo vedie k vzniku ozónu.

K tvorbe ozónu dochádza, pokiaľ je dostatok svetla, pretože NO môže interagovať s molekulami kyslíka za vzniku rovnakého NO2. Hromadenie ozónu a iných sekundárnych látok znečisťujúcich ovzdušie môže viesť k fotochemickému smogu.

Tento typ reakcie zahŕňa aj najdôležitejší proces vyskytujúci sa v rastlinných bunkách - fotosyntézu, ktorej názov hovorí sám za seba.

2. Radiačné reakcie. Iniciuje ich vysokoenergetické žiarenie – röntgenové žiarenie, jadrové žiarenie (γ-lúče, a-častice – He 2+ a pod.). Pomocou radiačných reakcií sa uskutočňuje veľmi rýchla rádiopolymerizácia, rádiolýza (radiačný rozklad) atď.

Napríklad namiesto dvojstupňovej výroby fenolu z benzénu ho možno získať reakciou benzénu s vodou pod vplyvom žiarenia. V tomto prípade sa z molekúl vody tvoria radikály [OH] a [H], s ktorými benzén reaguje za vzniku fenolu:

C6H6 + 2[OH] -> C6H5OH + H20

Vulkanizáciu kaučuku je možné vykonávať bez síry pomocou rádioovulkanizácie a výsledná guma nebude o nič horšia ako tradičná guma.

3. Elektrochemické reakcie. Sú iniciované elektrickým prúdom. Okrem známych elektrolýznych reakcií uvedieme aj elektrosyntetické reakcie, napríklad reakcie na priemyselnú výrobu anorganických oxidačných činidiel.

4. Termochemické reakcie. Sú iniciované tepelnou energiou. Patria sem všetky endotermické reakcie a mnohé exotermické reakcie, ktorých iniciácia si vyžaduje počiatočný prísun tepla, teda iniciáciu procesu.

Vyššie diskutovaná klasifikácia chemických reakcií je znázornená v diagrame.

Klasifikácia chemických reakcií, rovnako ako všetky ostatné klasifikácie, je podmienená. Vedci sa dohodli na rozdelení reakcií do určitých typov podľa charakteristík, ktoré identifikovali. Ale väčšina chemických transformácií môže byť klasifikovaná do rôznych typov. Napríklad charakterizujme proces syntézy amoniaku.

Ide o zloženú reakciu, redoxnú, exotermickú, reverzibilnú, katalytickú, heterogénnu (presnejšie heterogénno-katalytickú), ktorá sa vyskytuje pri znížení tlaku v systéme. Pre úspešné zvládnutie procesu je potrebné vziať do úvahy všetky poskytnuté informácie. Konkrétna chemická reakcia je vždy multikvalitatívna a vyznačuje sa rôznymi charakteristikami.

A klasifikácia ocelí

- kvalita;

- chemické zloženie;

- účel;

- mikroštruktúra;

- silu.

Kvalita ocele

Podľa chemického zloženia

Uhlíkové ocele trvalé nečistoty

Tabuľka 1.3.

UHLÍKOVÁ OCEĽ

Legovanie prvkov aditíva alebo aditíva

Legované ocele nízka zliatina(do 2,5 % hmotn.), legované(od 2,5 do 10 % hmotn.) a vysoko legované "chróm"

Podľa účelovej ocele

Štrukturálne nízka-( alebo málo-) A stredný uhlík.

Inštrumentálnes vysokým obsahom uhlíka.

A (so špeciálnymi vlastnosťami - ).

A

A zvýšená tepelná odolnosť vysoká rýchlosť ocele

Bežná kvalita

Konštrukčné ocele,

Nástrojové ocele,

6) ložisko (guľôčkové ložisko) stať sa,

7) rýchlorezné ocele(vysokolegované, vysokokvalitné nástrojové ocele s vysokým obsahom volfrámu).

8) automatický, t.j.zvýšená (alebo vysoká) obrobiteľnosť, stať sa.

Analýza zloženia historicky vyvinutých skupín označovania ocelí ukazuje, že používané systémy označovania umožňujú zakódovať päť klasifikačných charakteristík, a to: kvalita, chemické zloženie, účel, stupeň dezoxidácie, a spôsob získavania polotovarov(automatické alebo v ojedinelých prípadoch zlievarenské). Vzťah medzi skupinami označovania a triedami ocele ilustruje spodná časť blokovej schémy na obr.

SYSTÉM OZNAČOVANIA SKUPÍN, PRAVIDLÁ ZNAČOVANIA A PRÍKLADY TRIED OCELE

CARBON	OBYČAJNÁ KVALITA
	Oceľová skupina	Garancia doručenia	ZNAČKY
A	chemickým zložením	St0	St1	St2	StZ	St4	St5	St6
B	podľa mechanických vlastností	BSt0	BSt1	BSt2	BStZ	BSt4	BSt5	BSt6
IN	podľa mechanických vlastností a chemického zloženia	VSTO	VSt1	VSt2	VStZ	VSt4	VSt5	VSt6
Koncentrácia uhlíka, hm. %	0,23	0,06-0,12	0,09-0,15	0,14-0,22	0,18-0,27	0,28-0,37	0,38-0,49
KVALITA VYSOKÁ KVALITA	ŠTRUKTURÁLNY	PRÍKLADY ZNAČIEK
Značka: dvojciferné číslo STOVINKY percent uhlíka + údaj o stupni deoxidácie	05 08kp 10 15 18kp 20A 25ps ZOA 35 40 45 50 55 ... 80 85 Poznámky: 1) absencia indikátora stupňa deoxidácie znamená „sp“; 2) „A“ na konci značky znamená, že oceľ je vysokej kvality
INSTRUMENTAL	ZNAČKY
Značka: symbol „U“ + číslo DESIATKY PERCENT uhlíka	U7 U7A U8 UVA U9 U9A U10 U10A U12 U12A
DOPEDOVANÝ	KVALITA VYSOKÁ KVALITA EXTRA VYSOKÁ KVALITA	ŠTRUKTURÁLNY	PRÍKLADY ZNAČIEK
Značka: dvojciferné číslo STOVINKY percent uhlíka + symbol legujúceho prvku + celé číslo z jeho percent	09G2 10HSND 18G2AFps 20Kh 40G 45KhN 65S2VA 110G13L Poznámky: 1) číslo „1“ nie je zahrnuté ako indikátor koncentrácie ≤ 1 % hmotn. legujúceho prvku; 2) trieda 110G13L je jednou z mála, v ktorej je počet stotín percenta uhlíka trojciferný
INSTRUMENTAL	PRÍKLADY ZNAČIEK
Značka: počet DESIATOK percent uhlíka + symbol legujúceho prvku+ celé číslo z jeho percent	ЗХ2Н2МФ 4ХВ2С 5ХНМ 7X3 9ХВГ X ХВ4 9Х4МЗФ2AGСТ-Ш Poznámky: 1) číslo „10“ sa nepoužíva ako indikátor „desatín“ hmotnostných percent uhlíka; 2) „-Ш“ na konci značky znamená, že oceľ je mimoriadne vysokej kvality, získaná napr. elektrotroska pretavovanie (ale nielen)

Uhlíkové konštrukčné ocele bežnej kvality

Špecifické ocele uvedenej skupiny označovania sa označujú pomocou kombinácie dvoch písmen "St" ktorý je kľúčový (systémotvorný) v posudzovanej skupine označovania. Druhy ocele tejto skupiny sú okamžite rozpoznateľné podľa tohto symbolu.

Za symbolom „St“ bez medzery nasleduje číslo označujúce číslo značky – od «0» predtým "6".

Zvýšenie čísla triedy zodpovedá zvýšeniu obsahu uhlíka v oceli, ale neudáva jeho špecifickú hodnotu. Prípustné limity koncentrácie uhlíka v oceliach každej triedy sú uvedené v tabuľke. 1.5. Obsah uhlíka v uhlíkové ocele bežnej kvality nepresahuje 0,5 % hmotn. Takéto ocele sú podľa štrukturálneho kritéria hypoeutektoidné, a teda štrukturálne.

Za číslom nasleduje jedna z troch kombinácií písmen: „kp“, „ps“, „sp“ - označujúce stupeň deoxidácie ocele.

Symbolu „St“ môže predchádzať veľké písmeno „A“, „B“ alebo „C“ alebo nemusí obsahovať žiadne symboly. Týmto spôsobom sa prenáša informácia o tom, či oceľ patrí do niektorej z tzv „doručovacie skupiny“: A, B alebo IN, – podľa toho, ktorý z normalizovaných oceľových ukazovateľov garantuje dodávateľ.

Oceľová skupina A prichádza so zárukou chemického zloženia alebo prípustných hodnôt koncentrácie uhlíka a nečistôt špecifikovaných spoločnosťou GOST. Písmeno „A“ často nie je zahrnuté v známkach a jeho absencia predvolená znamená záruku chemického zloženia. Spotrebiteľ ocele bez informácií o mechanických vlastnostiach ich môže formovať vhodným tepelným spracovaním, ktorého výber režimov vyžaduje znalosť chemického zloženia.

Oceľová skupina B prichádza so zárukou požadovaných mechanických vlastností. Spotrebiteľ ocele môže určiť jej optimálne použitie v konštrukciách na základe známych charakteristík mechanických vlastností bez predbežného tepelného spracovania.

Oceľová skupina IN prichádza so zárukou ako chemického zloženia, tak aj mechanických vlastností. Spotrebiteľ ho používa hlavne na vytváranie zváraných konštrukcií. Znalosť mechanických vlastností umožňuje predpovedať správanie zaťaženej konštrukcie v oblastiach vzdialených od zvarov a znalosť chemického zloženia umožňuje predpovedať a v prípade potreby korigovať mechanické vlastnosti samotných zvarov tepelným spracovaním. .

Príklady evidenčných známok uhlíková oceľ bežnej kvality vyzerať takto: VSt3ps, BSt6sp, St1kp .

Ocele na guľkové ložiská

Ložiskové ocele majú svoje vlastné označenia a tvoria špeciálnu skupinu podľa účelu, na ktorý sú určené. štrukturálne ocele, aj keď zložením a vlastnosťami sú blízke nástrojovým oceliam. Pojem „guličkové ložisko“ definuje ich úzku oblasť použitia – valivé ložiská (nielen guľkové, ale aj valčekové a ihlové). Na jeho označenie bola navrhnutá skratka „SHH“ - guľkové ložisko chróm, – za ktorým nasleduje číslo desatiny percenta priemerná koncentrácia chróm. Z predtým široko známych značiek ShKh6, ShKh9 a ShKh15 sa naďalej používa značka ShKh15. Rozdiel medzi oceľou na guľôčkové ložiská a podobnou nástrojovou oceľou je v prísnejších požiadavkách na počet nekovových inklúzií a rovnomerné rozloženie karbidov v mikroštruktúre.

Vylepšenie ocele ShKh15 zavedením dodatočných legujúcich prísad (kremík a mangán) sa jedinečne prejavilo v značení - šírení do špecifické systém neskorších pravidiel pre označovanie legujúcich prvkov v legovaných oceliach: ShKh15SG, ShKh20SG.

Rýchlorezné ocele

Rýchlorezné ocele sú špecificky označené počiatočným písmenom ruskej abecedy „P“, čo zodpovedá prvému zvuku v anglickom slove rýchly – rýchly, rýchly. Potom nasleduje celé percento volfrámu. Ako už bolo spomenuté, predtým najbežnejšou triedou rýchloreznej ocele bola P18.

Kvôli nedostatku a vysokej cene volfrámu došlo k prechodu na volfrámovo-molybdénovú oceľ R6M5 bez dusíka a R6AM5 s dusíkom. Podobne ako pri ložiskových oceliach došlo k zlúčeniu (akejsi „hybridizácii“) dvoch systémov označovania. Vývoj a vývoj nových rýchlorezných ocelí s kobaltom a vanádom obohatil arzenál „hybridných“ tried: R6AM5F3, R6M4K8, 11R3AM3F2 – a tiež viedol k vzniku rýchlorezných ocelí vo všeobecnosti bez obsahu volfrámu, ktoré sú označené ako v špecifickom systéme (R0M5F1, R0M2F3) a úplne novým spôsobom – 9Kh6M3F3AGST-Sh, 9Kh4M3F2AGST-Sh.

Klasifikácia liatiny

Liatiny sú zliatiny železa a uhlíka obsahujúce viac ako 2,14 hm.% C.

Liatiny sa tavia na spracovanie na oceľ (konverzia), na výrobu ferozliatin, ktoré pôsobia ako legujúce prísady, a tiež ako high-tech zliatiny na výrobu odliatkov (zlieváreň).

Uhlík môže byť v liatine prítomný vo forme dvoch vysoko uhlíkových fáz - cementitu (Fe 3 C) a grafitu a niekedy súčasne vo forme cementitu a grafitu. Liatina, v ktorej je prítomný iba cementit, dáva ľahký, lesklý lom a preto sa nazýva biely. Prítomnosť grafitu dáva zlomeninám liatiny sivú farbu. Nie každá liatina s grafitom však patrí do triedy tzv sivá liatina Medzi bielou a sivou liatinou je trieda polovičatý liatina

Polovičatý Liatiny sú liatiny, v ktorých štruktúre je napriek grafitizácii aspoň čiastočne zachovaný ledeburitový cementit, a preto je prítomný samotný ledeburit - eutektická konštrukčná zložka, ktorá má špecifickú formu.

TO sivá zahŕňajú liatiny, v ktorých sa ledeburitový cementit úplne rozpadol a ten už nie je prítomný v štruktúre. Šedá liatina pozostáva z grafitové inklúzie A kovová základňa. Tento kovový základ je perlitická (eutektoidná), feriticko-perlitická (hypoeutektoidná) alebo feritická (nízkouhlíková) oceľ. Uvedená postupnosť typov kovovej bázy sivej liatiny zodpovedá narastajúcemu stupňu rozkladu cementitu, ktorý je súčasťou perlitu.

Liatiny proti treniu

Príklady značiek: ASF-1, ASF-2, ASF-3.

Špeciálna zliatina odolná voči teplu, odolný proti korózii A tepluvzdorný liatiny:

PRÍKLADY TRIEDY ŠPECIÁLNYCH SIEVÝCH LIATIEN

Klasifikácia a označovanie

kov-keramické tvrdé zliatiny

Metalokeramické tvrdé zliatiny sú zliatiny vyrobené práškovou metalurgiou (kovová keramika) a pozostávajúce z karbidov žiaruvzdorných kovov: WC, TiC, TaC, spojených plastovým kovovým spojivom, najčastejšie kobaltom.

V súčasnosti sa v Rusku vyrábajú tvrdé zliatiny troch skupín: volfrám, titán-volfrám a titán-volfrám, – obsahujúci ako spojku kobalt.

Kvôli vysokej cene volfrámu boli vyvinuté tvrdé zliatiny, ktoré vôbec neobsahujú karbid volfrámu. Ako pevnú fázu obsahujú len karbid titánu alebo karbonitrid titánu– Ti (NC). Úlohu plastového väzu plní nikel-molybdénová matrica. Klasifikácia tvrdých zliatin je uvedená v blokovej schéme.

V súlade s piatimi triedami kovokeramických tvrdých zliatin tvoria existujúce pravidlá označovania päť skupín označovania.

volfrám ( niekedy tzv volfrám-kobalt) tvrdé zliatiny

Príklady: VK3, VK6, VK8, VK10.

Titánový volfrám ( niekedy tzv titán-volfrám-kobalt) tvrdé zliatiny

Príklady: T30K4, T15K6, T5K10, T5K12.

Titán tantal volfrám ( niekedy tzv titán-tantal-volfrám-kobalt) tvrdé zliatiny

Príklady: TT7K12, TT8K6, TT10K8, TT20K9.

Niekedy sa na konci značky pridávajú písmená alebo kombinácie písmen prostredníctvom pomlčky, ktorá charakterizuje disperziu karbidových častíc v prášku:

KLASIFIKÁCIA TVRDÝCH KERAMICKÝCH ZLIATIEN

Zahraničné analógy niektorých domácich druhov legovaných ocelí sú uvedené v tabuľke 1.1.

Tabuľka 1.1.

Zahraničné analógy mnohých domácich druhov legovaných ocelí

Rusko, GOST	Nemecko, DIN *	USA, ASTM*	Japonsko, LS *
15X	15Cr3		SCr415
40X	41Сг4		440 SСг
30 ХМ	25CrMo4		SСМ430, SСМ2
12ХГ3А	14NiCr10**	–	SNC815
20 ХГНМ	21NiCrMo2		SNСМ220
08X13	Х7Сr1З**	410S	SUS410S
20X13	20Сг13		SUS420J1
12X17	8Сг17	430 (51430 ***)	SUS430
12H18H9	Х12СгNi8 9		SUS302
08H18H10Т	Х10CrNiTi18 9	.321	SUS321
10Х13СУ	Х7CrA133**	405 ** (51405) ***	SUS405**
20Х25Н20С2	Х15CrNiSi25 20	30314,314	SСS18, SUH310**

* DIN (Deutsche Industrienorm), ASTM (Americká spoločnosť pre testovanie materiálov), JIS (Japonská priemyselná norma).

** Oceľ, podobného zloženia; *** Štandard SAE

Charakteristika klasifikačných znakov

A klasifikácia ocelí

Moderné klasifikačné charakteristiky ocelí zahŕňajú:

- kvalita;

- chemické zloženie;

- účel;

- metalurgické vlastnosti výroby;

- mikroštruktúra;

- tradičný spôsob posilňovania;

- tradičný spôsob získavania polotovarov alebo častí;

- silu.

Stručne popíšme každú z nich.

Kvalita ocele je určená predovšetkým obsahom škodlivých nečistôt – síry a fosforu – a je charakterizovaná 4 kategóriami (pozri tabuľku 1.2).

Podľa chemického zloženia Ocele sa bežne delia na uhlíkové (nelegované) ocele a legované ocele.

Uhlíkové ocele neobsahujú špeciálne zavedené legujúce prvky. Prvky obsiahnuté v uhlíkových oceliach, okrem uhlíkových, patria medzi tzv trvalé nečistoty. Ich koncentrácia musí byť v medziach určených príslušnými štátnymi normami (GOST). V tabuľke 1.3. sú uvedené priemerné limitné hodnoty koncentrácie niektorých prvkov, ktoré umožňujú klasifikovať tieto prvky skôr ako nečistoty než ako legujúce prvky. Špecifické limity pre obsah nečistôt v uhlíkových oceliach sú dané normami GOST.

Tabuľka 1.3.

OBMEDZTE KONCENTRÁCIE NIEKTORÝCH PRVKOV, KTORÉ ICH UMOŽŇUJÚ POVAŽOVAŤ ZA TRVALÉ NEČISTOTY

UHLÍKOVÁ OCEĽ

Legovanie prvkov, niekedy nazývané legovanie aditíva alebo aditíva, sa špeciálne zavádzajú do ocele na získanie požadovanej štruktúry a vlastností.

Legované ocele sa delia podľa celkovej koncentrácie legujúcich prvkov okrem uhlíka na nízka zliatina(do 2,5 % hmotn.), legované(od 2,5 do 10 % hmotn.) a vysoko legované(viac ako 10 % hmotn.) s obsahom železa v posledne menovanom aspoň 45 % hmotn. Zvyčajne zavedený legovací prvok dáva legovanej oceli zodpovedajúci názov: "chróm"– legovaný chrómom, „kremík“ – s kremíkom, „chróm-kremík“ – s chrómom a kremíkom súčasne atď.

Okrem toho sa zliatiny na báze železa rozlišujú aj vtedy, keď zloženie materiálu obsahuje menej ako 45 % železa, ale viac ako ktorýkoľvek iný legovací prvok.

Podľa účelovej ocele rozdelené na štrukturálne a inštrumentálne.

Štrukturálne do úvahy prichádzajú ocele používané na výrobu rôznych častí strojov, mechanizmov a konštrukcií v strojárstve, stavebníctve a výrobe nástrojov. Musia mať potrebnú pevnosť a húževnatosť av prípade potreby aj súbor špeciálnych vlastností (odolnosť proti korózii, paramagnetizmus atď.). Typické sú konštrukčné ocele nízka-( alebo málo-) A stredný uhlík. Tvrdosť nie je pre nich rozhodujúcou mechanickou charakteristikou.

Inštrumentálne sa nazývajú ocele používané na spracovanie materiálov rezaním alebo lisovaním, ako aj na výrobu meracích prístrojov. Musia mať vysokú tvrdosť, odolnosť proti opotrebeniu, pevnosť a množstvo ďalších špecifických vlastností, napríklad tepelnú odolnosť. Nevyhnutnou podmienkou pre získanie vysokej tvrdosti je zvýšený obsah uhlíka, preto nástrojové ocele, až na zriedkavé výnimky, vždy s vysokým obsahom uhlíka.

V rámci každej skupiny je podrobnejšie rozdelenie podľa účelu. Konštrukčné ocele sa delia na stavebníctvo, strojárstvo A oceľ pre špeciálne aplikácie(so špeciálnymi vlastnosťami - tepelne odolný, tepelne odolný, odolný voči korózii, nemagnetický).

Nástrojové ocele sa delia na ocele na rezné nástroje, zápustkové ocele A oceľ pre meracie prístroje.

Spoločnou úžitkovou vlastnosťou nástrojových ocelí je vysoká tvrdosť, ktorá zabezpečuje odolnosť nástroja voči deformácii a oderu jeho povrchu. Zároveň sú ocele pre rezné nástroje podrobené špecifickej požiadavke - udržiavať vysokú tvrdosť pri zvýšených teplotách (až 500...600ºС), ktoré sa vyvíjajú v reznej hrane pri vysokých rezných rýchlostiach. Špecifikovaná schopnosť ocele sa nazýva jej tepelná odolnosť (alebo červená odolnosť). Podľa špecifikovaného kritéria sa ocele na rezné nástroje delia na nie tepelne odolné, položiaruvzdorné, tepelne odolné A zvýšená tepelná odolnosť. Posledné dve skupiny sú v technológii známe ako vysoká rýchlosť ocele

Zápustkové ocele okrem vysokej tvrdosti vyžadujú vysokú húževnatosť, pretože zápustkový nástroj pracuje v podmienkach rázového zaťaženia. Okrem toho sa nástroj na lisovanie za tepla pri kontakte s vyhrievanými kovovými obrobkami môže počas dlhšej prevádzky zahriať. Ocele na lisovanie za tepla musia byť preto aj tepelne odolné.

Ocele na meracie nástroje okrem vysokej odolnosti proti opotrebeniu, zabezpečujúcej rozmerovú presnosť počas dlhej životnosti, musia zaručovať rozmerovú stálosť nástrojov bez ohľadu na prevádzkové teplotné podmienky. Inými slovami, musia mať veľmi malý koeficient tepelnej rozťažnosti.

Chemické vlastnosti látok sa prejavujú rôznymi chemickými reakciami.

Premeny látok sprevádzané zmenami v ich zložení a (alebo) štruktúre sa nazývajú chemické reakcie. Často sa vyskytuje nasledujúca definícia: chemická reakcia je proces premeny východiskových látok (činidiel) na konečné látky (produkty).

Chemické reakcie sa zapisujú pomocou chemických rovníc a diagramov obsahujúcich vzorce východiskových látok a reakčných produktov. V chemických rovniciach, na rozdiel od diagramov, je počet atómov každého prvku rovnaký na ľavej a pravej strane, čo odráža zákon zachovania hmotnosti.

Na ľavej strane rovnice sú napísané vzorce východiskových látok (činidiel), na pravej strane - látky získané v dôsledku chemickej reakcie (produkty reakcie, konečné látky). Rovnaké znamienko spájajúce ľavú a pravú stranu znamená, že celkový počet atómov látok zapojených do reakcie zostáva konštantný. To sa dosiahne umiestnením celočíselných stechiometrických koeficientov pred vzorce, ktoré ukazujú kvantitatívne vzťahy medzi reaktantmi a reakčnými produktmi.

Chemické rovnice môžu obsahovať ďalšie informácie o charakteristikách reakcie. Ak dôjde k chemickej reakcii pod vplyvom vonkajších vplyvov (teplota, tlak, žiarenie atď.), je to označené príslušným symbolom, zvyčajne nad (alebo „pod“) znakom rovnosti.

Obrovské množstvo chemických reakcií možno zoskupiť do niekoľkých typov reakcií, ktoré majú veľmi špecifické vlastnosti.

Ako klasifikačné charakteristiky je možné vybrať nasledovné:

1. Počet a zloženie východiskových látok a reakčných produktov.

2. Fyzikálny stav činidiel a reakčných produktov.

3. Počet fáz, v ktorých sa nachádzajú účastníci reakcie.

4. Charakter prenášaných častíc.

5. Možnosť reakcie v smere dopredu a dozadu.

6. Znak tepelného efektu rozdeľuje všetky reakcie na: exotermický reakcie prebiehajúce s exoefektom - uvoľnenie energie vo forme tepla (Q>0, ∆H<0):

C + 02 = C02 + Q

A endotermický reakcie prebiehajúce s endo efektom - absorpciou energie vo forme tepla (Q<0, ∆H >0):

N2 + 02 = 2NO - Q.

Takéto reakcie sa označujú ako termochemické.

Pozrime sa bližšie na každý typ reakcie.

Klasifikácia podľa počtu a zloženia činidiel a konečných látok

1. Reakcie zlúčenín

Keď zlúčenina reaguje z niekoľkých reagujúcich látok relatívne jednoduchého zloženia, získa sa jedna látka so zložitejším zložením:

Spravidla sú tieto reakcie sprevádzané uvoľňovaním tepla, t.j. vedú k tvorbe stabilnejších a menej energeticky bohatých zlúčenín.

Reakcie zlúčenín jednoduchých látok majú vždy redoxný charakter. Reakcie zlúčenín vyskytujúce sa medzi komplexnými látkami môžu prebiehať bez zmeny valencie:

CaC03 + CO2 + H20 = Ca(HCO3)2,

a tiež byť klasifikované ako redoxné:

2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.

2. Rozkladné reakcie

Rozkladné reakcie vedú k vzniku niekoľkých zlúčenín z jednej komplexnej látky:

A = B + C + D.

Produkty rozkladu komplexnej látky môžu byť jednoduché aj zložité látky.

Z rozkladných reakcií, ktoré prebiehajú bez zmeny valenčných stavov, je pozoruhodný rozklad kryštalických hydrátov, zásad, kyselín a solí kyselín obsahujúcich kyslík:

	t o
4HNO3	=	2H20 + 4N020 + 020.

2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2,
(NH4)2Cr207 = Cr203 + N2 + 4H20.

Redoxné rozkladné reakcie sú charakteristické najmä pre soli kyseliny dusičnej.

Rozkladné reakcie v organickej chémii sa nazývajú krakovanie:

C18H38 = C9H18 + C9H20,

alebo dehydrogenáciou

C4H10 = C4H6 + 2H2.

3. Substitučné reakcie

Pri substitučných reakciách obyčajne jednoduchá látka reaguje so zložitou látkou, pričom vzniká ďalšia jednoduchá látka a ďalšia zložitá látka:

A + BC = AB + C.

Tieto reakcie prevažne patria medzi redoxné reakcie:

2Al + Fe203 = 2Fe + Al203,

Zn + 2HCl = ZnСl2 + H2,

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2,

2K103 + 12 = 2K103 + Cl2.

Príkladov substitučných reakcií, ktoré nie sú sprevádzané zmenou valenčných stavov atómov, je extrémne málo. Je potrebné poznamenať reakciu oxidu kremičitého so soľami kyselín obsahujúcich kyslík, ktoré zodpovedajú plynným alebo prchavým anhydridom:

CaC03 + Si02 = CaSi03 + CO2,

Ca 3 (PO 4) 2 + 3SiO 2 \u003d 3 СаSiO 3 + P 2 O 5,

Niekedy sa tieto reakcie považujú za výmenné reakcie:

CH4 + Cl2 = CH3CI + HCl.

4. Výmenné reakcie

Výmenné reakcie sú reakcie medzi dvoma zlúčeninami, ktoré si navzájom vymieňajú svoje zložky:

AB + CD = AD + CB.

Ak sa počas substitučných reakcií vyskytujú redoxné procesy, potom vždy prebiehajú výmenné reakcie bez zmeny valenčného stavu atómov. Toto je najbežnejšia skupina reakcií medzi komplexnými látkami - oxidmi, zásadami, kyselinami a soľami:

ZnO + H2S04 = ZnS04 + H20,

AgN03 + KBr = AgBr + KNO3,

CrCl3 + ZNaON = Cr(OH)3 + ZNaCl.

Špeciálnym prípadom týchto výmenných reakcií je neutralizačné reakcie:

HCl + KOH = KCl + H20.

Typicky sa tieto reakcie riadia zákonmi chemickej rovnováhy a prebiehajú v smere, kde sa aspoň jedna z látok odstráni z reakčnej sféry vo forme plynnej, prchavej látky, zrazeniny alebo nízkodisociujúcej (pre roztoky) zlúčeniny:

NaHC03 + HCl = NaCl + H20 + CO2,

Ca(HC03)2 + Ca(OH)2 = 2CaC03↓ + 2H20,

CH3COONa + H3PO4 = CH3COOH + NaH2PO4.

5. Prenosové reakcie.

Pri prenosových reakciách sa atóm alebo skupina atómov presúva z jednej štruktúrnej jednotky do druhej:

AB + BC = A + B 2 C,

A2B + 2CB2 = DIA2 + DIA3.

Napríklad:

2AgCl + SnCl2 = 2Ag + SnCl4,

H20 + 2N02 = HN02 + HN03.

Klasifikácia reakcií podľa fázových charakteristík

V závislosti od stavu agregácie reagujúcich látok sa rozlišujú tieto reakcie:

1. Reakcie plynov

H2+Cl2		2HCl.

2. Reakcie v roztokoch

NaOH(roztok) + HCl(p-p) = NaCl(p-p) + H20(l)

3. Reakcie medzi pevnými látkami

	t o
CaO(tv) + SiO2 (tv)	=	CaSiO 3 (sol)

Klasifikácia reakcií podľa počtu fáz.

Fáza sa chápe ako súbor homogénnych častí systému s rovnakými fyzikálnymi a chemickými vlastnosťami, ktoré sú navzájom oddelené rozhraním.

Z tohto hľadiska možno celú škálu reakcií rozdeliť do dvoch tried:

1. Homogénne (jednofázové) reakcie. Patria sem reakcie prebiehajúce v plynnej fáze a množstvo reakcií vyskytujúcich sa v roztokoch.

2. Heterogénne (viacfázové) reakcie. Patria sem reakcie, v ktorých sú reaktanty a reakčné produkty v rôznych fázach. Napríklad:

reakcie plyn-kvapalina-fáza

C02 (g) + NaOH (p-p) = NaHC03 (p-p).

reakcie plyn-tuhá fáza

C02 (g) + CaO (tv) = CaC03 (tv).

reakcie kvapalina-tuhá fáza

Na2S04 (roztok) + BaCl3 (roztok) = BaS04 (tv) ↓ + 2NaCl (p-p).

reakcie kvapalina-plyn-tuhá fáza

Ca(HC03)2 (roztok) + H2S04 (roztok) = C02 (r) + H20 (1) + CaS04 (sol)↓.

Klasifikácia reakcií podľa typu prenášaných častíc

1. Protolytické reakcie.

TO protolytické reakcie zahŕňajú chemické procesy, ktorých podstatou je prenos protónu z jednej reagujúcej látky na druhú.

Táto klasifikácia je založená na protolytickej teórii kyselín a zásad, podľa ktorej je kyselina akákoľvek látka, ktorá daruje protón, a zásada je látka, ktorá môže prijať protón, napríklad:

Protolytické reakcie zahŕňajú neutralizačné a hydrolytické reakcie.

2. Redoxné reakcie.

Patria sem reakcie, pri ktorých si reagujúce látky vymieňajú elektróny, čím sa menia oxidačné stavy atómov prvkov tvoriacich reagujúce látky. Napríklad:

Zn + 2H + → Zn2 + + H2,

FeS2 + 8HN03 (konc) = Fe(N03)3 + 5NO + 2H2S04 + 2H20,

Prevažná väčšina chemických reakcií sú redoxné reakcie, zohrávajú mimoriadne dôležitú úlohu.

3. Reakcie výmeny ligandov.

Patria sem reakcie, počas ktorých dochádza k prenosu elektrónového páru s tvorbou kovalentnej väzby prostredníctvom mechanizmu donor-akceptor. Napríklad:

Cu(N03)2 + 4NH3 = (N03)2,

Fe + 5CO = ,

Al(OH)3 + NaOH = .

Charakteristickým znakom reakcií výmeny ligandov je, že k tvorbe nových zlúčenín, nazývaných komplexy, dochádza bez zmeny oxidačného stavu.

4. Reakcie atómovo-molekulárnej výmeny.

Tento typ reakcie zahŕňa mnoho substitučných reakcií študovaných v organickej chémii, ktoré prebiehajú prostredníctvom radikálového, elektrofilného alebo nukleofilného mechanizmu.

Reverzibilné a nevratné chemické reakcie

Reverzibilné chemické procesy sú tie, ktorých produkty sú schopné vzájomne reagovať za rovnakých podmienok, za ktorých boli získané, za vzniku východiskových látok.

Pre reverzibilné reakcie sa rovnica zvyčajne píše takto:

Dve opačne smerujúce šípky označujú, že za rovnakých podmienok prebiehajú súčasne reakcie vpred aj vzad, napríklad:

CH3COOH + C2H5OH CH3COOC2H5 + H20.

Nevratné chemické procesy sú také procesy, ktorých produkty nie sú schopné vzájomne reagovať za vzniku východiskových látok. Príklady nevratných reakcií zahŕňajú rozklad Bertholletovej soli pri zahrievaní:

2КlО 3 → 2Кl + ЗО 2,

alebo oxidácia glukózy vzdušným kyslíkom:

C6H1206 + 602 -> 6C02 + 6H20.