अध्याय 2 अम्ल क्षार और लवण

                        अध्याय 2

      अम्ल क्षार और लवण

केवल डाउनलोड कर सकते है 

अध्याय 3 धातु और गैर - धातु

अध्याय 3
धातु और गैर - धातु

धातु:

. जो तत्व कठोर होते हैं, उन्हें शीशों में पीटा जा सकता है, तारों में खींचा जाता है और वे ऊष्मा के सुचालक होते हैं और बिजली आमतौर पर धातु की होती है। उदाहरण के लिए: लोहा, तांबा, सोना आदि।
. प्रकृति में अधिकांश धातुएं संयुक्त अवस्था में खनिज के रूप में होती हैं और वे प्रतिक्रियाशील होती हैं।
.  पृथ्वी की पपड़ी में सोना, चाँदी, प्लेटिनम जैसी कुछ ही अप्राप्य धातुएँ मुफ्त धातुओं के रूप में पाई जाती हैं।

.   जिन खनिजों से धातुएँ लाभप्रद रूप से निकाली जा सकती हैं उन्हें अयस्कों कहा जाता है। उदाहरण के लिए: कैल्शियम चूना पत्थर (कैल्शियम कार्बोनेट) या लौह अयस्क हेमेटाइट में होता है।

गैर धातु:

.  तत्व भंगुर, नीरस हैं उन्हें चादरों में नहीं पीटा जा सकता है या तारों में खींचा नहीं जा सकता है और वे ऊष्मा के खराब संवाहक हैं और बिजली आमतौर पर गैर-धातु होती है। उदाहरण के लिए: ऑक्सीजन और नाइट्रोजन हवा में मुक्त अवस्था में और पृथ्वी की पपड़ी में संयुक्त अवस्था में होते हैं। सल्फर पृथ्वी की पपड़ी में दोनों स्वतंत्र और संयुक्त अवस्था में होता है।

.  नोबल गैसों, हीलियम, नियोन, आर्गन, क्रिप्टन, क्सीनन केवल फ्री स्टेट में होते हैं।

धातुओं के भौतिक गुण:

. धातु कमरे के तापमान पर ठोस होते हैं, पारे को छोड़कर, जो कमरे के तापमान पर तरल होता है।
. वे आम तौर पर कठोर और मजबूत होते हैं लेकिन सोडियम और पोटेशियम नरम ठोस होते हैं और चाकू से काटे जा सकते हैं।
. वे गर्मी और बिजली के अच्छे संवाहक हैं। कॉपर सोने और एल्यूमीनियम के बाद बिजली का सबसे अच्छा कंडक्टर है।
. धातु जैसे सोना, चांदी और तांबा सभी में चमक होती है, अर्थात वे प्रकाश को चमकने और प्रतिबिंबित करने की क्षमता रखते हैं। इसलिए वे लंपट हैं।
. किस धातु को शीट में पीटा जा सकता है, इसके गुण को मॉलबिलिटी कहा जाता है। हम खाना पैक करने के लिए एल्यूमीनियम पन्नी का उपयोग करते हैं।
. वह संपत्ति जिसके द्वारा धातुओं को तारों में खींचा जा सकता है, लचीलापन कहलाती है। तांबा, चांदी और एल्यूमीनियम जैसी धातुओं को तारों में खींचा जा सकता है।
. धातुएँ सोनोरस हैं। वे ध्वनि पैदा करते हैं जब मारा जाता है।
सोडियम, पोटेशियम और पारा के अपवादों के साथ अधिकांश धातुओं में उच्च पिघलने और क्वथनांक होता है।
. धातुओं में उच्च घनत्व होता है।

. अधिकांश धातुओं में उच्च तन्यता ताकत होती है।


अधातुओं के भौतिक गुण:

.गैर-धातुएं गैसों या कमरे के तापमान पर ठोस हैं, सिवाय ब्रोमीन जो कमरे के तापमान पर तरल है।
.गैर-धातुओं में आयोडीन और ग्रेफाइट को छोड़कर चमक नहीं होती है।
.वे गर्मी और बिजली के बुरे संवाहक हैं।
.गैर-धातुएं भंगुर होती हैं, वे न तो निंदनीय हैं और न ही तन्य होती हैं।
.वे आमतौर पर कम घनत्व वाले होते हैं।
.गैर-धातुओं में कम गलनांक और क्वथनांक होता है।

.अधातुएँ गैर-पुत्रकारक होती हैं।

उपधातु :

जिन तत्वों में धातुओं और गैर-धातुओं के गुण होते हैं, उन्हें मेटलॉयड कहा जाता है।
उदाहरण के लिए: बोरान, सिलिकॉन, जर्मेनियम, टेल्यूरियम, आर्सेनिक और एंटीमनी मेटलॉयड हैं।

धातु के रासायनिक गुण

. ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया:

लगभग सभी धातु ऑक्सीजन के साथ मिलकर धातु आक्साइड बनाते हैं।
धातु + ऑक्सीजन → धातु ऑक्साइड
उदा। 2Cu + O2 → 2CuO

धातु ऑक्साइड प्रकृति में बुनियादी हैं। कुछ धातु ऑक्साइड, जैसे कि एल्यूमीनियम ऑक्साइड, जिंक ऑक्साइड, आदि, जो दोनों अम्लों के साथ-साथ लवण और पानी पैदा करने के लिए आधार के साथ प्रतिक्रिया करते हैं, एम्फ़ोटेरिक ऑक्साइड के रूप में जाना जाता है।

उदा। Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O

Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O

अधिकांश धातु ऑक्साइड पानी में अघुलनशील होते हैं, लेकिन कुछ सोडियम और पोटेशियम ऑक्साइड जैसे क्षार बनाते हैं।

पोटेशियम और सोडियम जैसी धातुएं ऑक्सीजन के साथ इतनी तीव्रता से प्रतिक्रिया करती हैं कि अगर वे खुले में रखी जाएं तो आग पकड़ लेती हैं। इसलिए उनकी रक्षा के लिए उन्हें मिट्टी के तेल में डुबो कर रखा जाता है।

उदा। Na2O (s) + H2O (l) → 2NaOH (aq)

Anodising: एल्यूमीनियम की एक मोटी ऑक्साइड परत बनाने की प्रक्रिया जो इसे आगे जंग के लिए प्रतिरोधी बनाती है।

. पानी के साथ प्रतिक्रिया:

सभी धातुएं पानी से प्रतिक्रिया नहीं करती हैं। जो प्रतिक्रिया करते हैं वे धातु ऑक्साइड और हाइड्रोजन गैस बनाते हैं। धातु के आक्साइड जो पानी में घुलनशील होते हैं, धातु हाइड्रॉक्साइड का निर्माण करते हैं।

धातु + जल → धातु ऑक्साइड + हाइड्रोजन

धातु ऑक्साइड + जल → धातु हाइड्रॉक्साइड

सोडियम और पोटेशियम जैसी धातुएं ठंडे पानी के साथ सख्ती से प्रतिक्रिया करती हैं; मैग्नीशियम जैसी धातुएं गर्म पानी के साथ प्रतिक्रिया करती हैं। लोहा, जस्ता भाप के साथ प्रतिक्रिया करता है जबकि सीसा, चांदी और सोना पानी के साथ प्रतिक्रिया नहीं करते हैं।

2K (s) + 2H2O (l) → 2KOH (aq) + H2 (g) + ऊष्मा ऊर्जा

Ca (s) + 2H2O (l) → Ca (OH) 2 (aq) + H2 (g)

3Fe (s) + 4H2O (g) → Fe3O4 (s) + 4H2 (g)

. पतला एसिड के साथ प्रतिक्रिया:

ज्यादातर धातुएं नमक और हाइड्रोजन गैस देने के लिए एसिड के साथ प्रतिक्रिया करती हैं।

धातु + पतला अम्ल → नमक + हाइड्रोजन

जब कोई धातु नाइट्रिक एसिड के साथ प्रतिक्रिया करता है तो हाइड्रोजन गैस विकसित नहीं होती है। यह एक मजबूत ऑक्सीकरण एजेंट है और पानी के लिए हाइड्रोजन का ऑक्सीकरण करता है और स्वयं नाइट्रोजन ऑक्साइड (एन 2 ओ, एनओ, एनओ 2) में से किसी के लिए कम हो जाता है।

लेकिन मैग्नीशियम (Mg) और मैंगनीज (Mn) बहुत तनु के साथ प्रतिक्रिया करते हैं

HNO3 H2 गैस को विकसित करने के लिए।

. अम्लराज:

केंद्रित हाइड्रोक्लोरिक एसिड और 3: 1 के अनुपात में केंद्रित नाइट्रिक एसिड का ताजा तैयार मिश्रण।
एक अत्यधिक संक्षारक, धूआं तरल और कुछ अभिकर्मकों में से एक है जो सोने और प्लैटिनम को भंग करने में सक्षम है।
धातुओं की प्रतिक्रियाशीलता / प्रतिक्रियाशीलता श्रृंखला





. धातु लवण के साथ धातुओं की प्रतिक्रिया:

प्रतिक्रियाशील धातुएँ अपने यौगिकों से घोल या पिघले हुए रूप में कम प्रतिक्रियाशील धातुओं को विस्थापित कर सकती हैं।

. धातु और गैर-धातु कैसे प्रतिक्रिया करते हैं:

किसी धातु से गैर-धातु तक इलेक्ट्रॉनों के हस्तांतरण से बनने वाले यौगिकों को आयनिक या विद्युत यौगिकों के रूप में जाना जाता है।

. आयनिक यौगिक के गुण:

1.  शारीरिक प्रकृति: आकर्षण के मजबूत अंतर-आयनिक बल के कारण ठोस और कठोर; आम तौर पर भंगुर।

2.  पिघलने और उबलते बिंदु: मजबूत अंतर-आयनिक आकर्षण को तोड़ने के लिए एक उच्च बल के बाद से उच्च पिघलने और क्वथनांक।

3.  घुलनशीलता: आम तौर पर पानी में घुलनशील लेकिन सॉल्वैंट्स जैसे केरोसीन, पेट्रोल आदि में अघुलनशील।

4.   बिजली का प्रवाह:

• चार्ज कणों (आयनों) की भागीदारी के कारण समाधान के माध्यम से बिजली का संचालन करता है।

• चूंकि ठोस संरचना में आयनों की गति संभव नहीं है, कठोर संरचना के कारण, बिजली का संचालन नहीं करते हैं।

• पिघले हुए राज्य में यह आंदोलन गर्मी के कारण दूर हो जाता है और इस प्रकार बिजली का संचालन करता है।

. धातुओं की घटना:

• खनिज: वे तत्व या यौगिक, जो पृथ्वी की पपड़ी में स्वाभाविक रूप से पाए जाते हैं।

• अयस्क: खनिज जिसमें धातु का उच्च प्रतिशत होता है जिसे उससे लाभपूर्वक निकाला जा सकता है।

• हर अयस्क एक खनिज है लेकिन हर खनिज एक अयस्क नहीं है।

.अयस्क से धातु प्राप्त करना:

• धातुओं को उनकी प्रतिक्रियाशीलता के आधार पर प्राप्त करने के लिए विभिन्न तकनीकों का उपयोग किया जाता है।

1. अयस्क का संवर्धन:

• पृथ्वी से खनन किए गए अयस्क में बड़ी मात्रा में अशुद्धियाँ जैसे रेत, मिट्टी आदि होती हैं, जिन्हें गैंग्यू कहा जाता है।

• गैंग्यू और अयस्क के भौतिक या रासायनिक गुणों के बीच अंतर के आधार पर धातु की निकासी से पहले, गैंग्यू को हटाने के लिए विभिन्न प्रक्रियाओं का उपयोग किया जाता है।

1. धातु निकालना:

2. गतिविधि श्रृंखला में धातुओं का निष्कर्षण कम:

• ये धातु आम तौर पर बहुत अप्राप्य हैं।

• इनमें से ऑक्साइड को केवल गर्म करके धातुओं को कम किया जा सकता है।

उदा। 2HgS (s) + 3O2 (g) + हीट → 2HgO (s) + 2SO2 (g)

1.गतिविधि श्रृंखला के बीच में धातुओं का निष्कर्षण:

• अपने सल्फाइड और कार्बोनेट की तुलना में ऑक्साइड से धातु प्राप्त करना आसान है।

• रोस्टिंग अतिरिक्त हवा की उपस्थिति में दृढ़ता से गर्म करके सल्फाइड अयस्कों को ऑक्साइड में बदलने की एक प्रक्रिया है।

• कैल्सिनेशन कार्बोनेट अयस्कों को सीमित वायु में दृढ़ता से गर्म करके ऑक्साइड में बदलने की एक प्रक्रिया है।

• भूनना

2ZnS (s) + 3O2 (g) → 2ZnO (s) + 2SO2 (g)

.पकाना

ZnCO3 (s) → ZnO (s) + CO2 (g)

• तब विस्थापन प्रतिक्रियाओं का उपयोग करके उनकी अभिक्रियाओं के आधार पर उपयुक्त ऑक्साइड जैसे कोक, एल्यूमीनियम आदि का उपयोग करके धातु के आक्साइड को संबंधित धातुओं में घटाया जाता है।

• ये विस्थापन प्रतिक्रियाएं अत्यधिक एक्सोथर्मिक हैं; इसलिए पिघली हुई अवस्था में धातुओं का उत्पादन किया जाता है।

• थर्मिट प्रतिक्रिया: एल्यूमीनियम के साथ लोहे के ऑक्साइड की प्रतिक्रिया रेलवे पटरियों या टूटी मशीन भागों में शामिल होने के लिए उपयोग की जाती है।

Fe2O3 (s) + 2Al (s) → 2Fe (l) + Al2O3 (s) + हीट



चित्र 2: अयस्कों से धातुओं के निष्कर्षण में शामिल कदम।

. गतिविधि श्रृंखला में उच्च धातुओं का निष्कर्षण:

• चूंकि ये बहुत प्रतिक्रियाशील धातु हैं और इस प्रकार विस्थापन प्रतिक्रियाओं द्वारा प्राप्त नहीं किया जा सकता है। ये धातुएँ इलेक्ट्रोलाइटिक शोधन द्वारा प्राप्त की जाती हैं।

• वे आम तौर पर अपने पिघले हुए क्लोराइड के इलेक्ट्रोलिसिस द्वारा प्राप्त किए जाते हैं। धातुएं कैथोड (नकारात्मक चार्ज) पर जमा होती हैं, जबकि क्लोरीन को एनोड में मुक्त किया जाता है।

At cathode Na+ + e– → Na   

At anode 2Cl– → Cl2 + 2e–

• एल्यूमीनियम एल्यूमीनियम ऑक्साइड की इलेक्ट्रोलाइटिक कमी द्वारा प्राप्त किया जाता है।

चित्र 3: गतिविधि श्रृंखला और संबंधित धातु विज्ञान।

1.  इलेक्ट्रोलाइटिक शोधन:

• विभिन्न कमी प्रक्रियाओं द्वारा प्राप्त धातुओं में अशुद्धियाँ होती हैं। अशुद्ध धातुओं को परिष्कृत करने के लिए सबसे व्यापक रूप से उपयोग की जाने वाली विधि इलेक्ट्रोलाइटिक शोधन है।

• उपकरण सेटअप:

एनोड में - इंप्योर मेटल

कैथोड में - शुद्ध धातु

इलेक्ट्रोलाइट - धातु नमक का समाधान

• एनोड में: एनोड से शुद्ध धातु इलेक्ट्रोलाइट में घुल जाती है।

• कैथोड में: इलेक्ट्रोलाइट से शुद्ध धातु की एक बराबर मात्रा कैथोड में जमा की जाती है।

• घुलनशील अशुद्धियां समाधान में जाती हैं; अघुलनशील अशुद्धियों को एनोड के तल पर बसाया जाता है जिसे एनोड कीचड़ कहा जाता है।

.जंग:

• वायु में मौजूद गैसों, नमी या एसिड की क्रिया द्वारा धातु का भोजन।

• लोहे का संक्षारण:

चित्र 4: उन परिस्थितियों की जांच करना जिनके तहत लोहे की जंग होती है।

ट्यूब ए में, हवा और पानी दोनों मौजूद हैं। ट्यूब बी में, पानी में भंग कोई हवा नहीं है। ट्यूब सी में, हवा शुष्क है।

. लोहे के क्षरण की रोकथाम:

1 पेंटिंग

2 तेल लगाना

3 गैल्वनीकरण: जस्ता की पतली परत के साथ कोटिंग करके स्टील और लोहे को जंग लगने से बचाने की प्रक्रिया।

4 क्रोमियम चढ़ाना / टिन चढ़ाना

5 मिश्रधातु: किसी धातु के गुणों में सुधार करना।

• मिश्र धातु एक धातु और दो या अधिक अन्य धातुओं या गैर-धातुओं का एक सजातीय मिश्रण है।

इसमें ताकत, संक्षारण और कम विद्युत चालकता और गलनांक जैसे धातुओं की तुलना में बेहतर गुण होते हैं।

यह प्राथमिक धातु को पहले पिघलाकर और फिर निश्चित अनुपात में अन्य को घोलकर और फिर कमरे के तापमान को ठंडा करके तैयार किया जाता है।

. कुछ सामान्य मिश्र:

1 स्टेनलेस स्टील - फे, नी और सीआर के मिश्र धातु

2 पीतल - सीयू और जेडएन के मिश्र धातु

3 कांस्य - सीयू और एसएन के मिश्र धातु

4 मिलाप - Pb और Sn के मिश्र धातु

5 अमलगम - पारा युक्त कोई भी मिश्र धातु

सोने के 6 मिश्र धातु - सोना और चांदी / तांबा होता है

अध्याय 1 रासायनिक प्रतिक्रिया और समीकरण

अध्याय 1
रासायनिक प्रतिक्रिया और समीकरण

रासायनिक प्रतिक्रिया - रासायनिक पदार्थ का किसी अन्य रासायनिक पदार्थ में परिवर्तन को रासायनिक प्रतिक्रिया के रूप में जाना जाता है। उदाहरण के लिए: लोहे को जंग लगना, कोयले को जलाना, मोमबत्ती जलाना, कागज जलाना, दूध को पनीर या घी में डालना, भोजन का पाचन आदि।

एक्सोथर्मिक रिएक्शन - एक रासायनिक प्रतिक्रिया जो गर्मी ऊर्जा के विकास के साथ होती है, एक्सोथर्मिक प्रतिक्रिया के रूप में जानी जाती है।

एंडोथर्मिक प्रतिक्रियाएं - एक रासायनिक प्रतिक्रिया जो गर्मी ऊर्जा के अवशोषण के साथ होती है उसे एक्सोथर्मिक प्रतिक्रिया के रूप में जाना जाता है।

लोहे में जंग लगना
मैग्नीशियम ऑक्साइड बनाने के लिए हवा में मैग्नीशियम को जलाया जाता है। इस रासायनिक प्रतिक्रिया को इस रूप में दर्शाया जा सकता है


.  हम गैस के विकास या तापमान में परिवर्तन से राज्य, रंग में परिवर्तन का निरीक्षण करके या रासायनिक प्रतिक्रिया को देख या पहचान सकते हैं।
.  हम गैस के विकास या तापमान में परिवर्तन से राज्य, रंग में परिवर्तन का निरीक्षण करके या रासायनिक प्रतिक्रिया को देख या पहचान सकते हैं।

एक रासायनिक समीकरण को संतुलित करना -
किसी भी रासायनिक समीकरण को संतुलित करने के लिए, हमें इन चरणों का पालन करना होगा:




(1) एक तालिका में अभिकारकों और उत्पादों में मौजूद तत्वों के परमाणुओं की संख्या लिखें; जैसा यहाँ दिखाया गया है।



(2) समस्या पर हमला।

उपरोक्त समीकरण में, लोहे और ऑक्सीजन के तत्वों की संख्या दो तरफ नहीं के बराबर है।
पहले ऑक्सीजन लेते हैं।

(3) उस पक्ष पर हमला करें जहाँ उस विशेष तत्व के परमाणुओं की संख्या कम है।

उपरोक्त समीकरण में, LHS पर ऑक्सीजन परमाणु की संख्या न्यूनतम है।

(4) इस प्रकार समीकरण को संतुलित करने के लिए, हमें LHS पर ऑक्सीजन को 4 से गुणा करना होगा।



(5) अब पुन: अभिकारकों और उत्पादों में मौजूद प्रत्येक तत्व के परमाणुओं की संख्या की जाँच करें।

आप देख सकते हैं कि एलएचएस पर हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या 8 हो जाती है; जो कि आरएचएस पर इससे अधिक है। इसे संतुलित करने के लिए, किसी को आरएचएस पर हाइड्रोजन को 4 से गुणा करना होगा।



(6) उसके बाद दोनों ओर ऑक्सीजन और हाइड्रोजन परमाणुओं की संख्या बराबर हो जाती है। लोहे की संख्या एलएचएस पर एक है, जबकि आरएचएस पर यह तीन है। इसे संतुलित करने के लिए, LHS पर लोहे को 3 से गुणा करें।



7. अब प्रत्येक तत्व के परमाणुओं की संख्या दोनों तरफ बराबर हो जाती है। इस प्रकार, यह समीकरण एक संतुलित समीकरण बन जाता है।



संतुलन के बाद, उपरोक्त समीकरण को निम्नानुसार लिखा जा सकता है।



Q.1 दिए गए समीकरणों को संतुलित करें।


प्रतिक्रिया के प्रकार

I. संयोजन अभिक्रिया: - वह अभिक्रिया जिसमें दो या दो से अधिक पदार्थ मिलकर एक नया एकल पदार्थ बनाते हैं।
जैसे


अपघटन अभिक्रिया - अभिक्रियाएँ जिसमें एक यौगिक दो या दो से अधिक यौगिकों या तत्व में विघटित होता है, विघटन प्रतिक्रिया कहलाता है। अपघटन प्रतिक्रिया संयोजन प्रतिक्रिया के ठीक विपरीत है।

जब कैल्शियम कार्बोनेट को गर्म किया जाता है, तो यह कैल्शियम ऑक्साइड और कार्बन डाइऑक्साइड में विघटित हो जाता है



विस्थापन प्रतिक्रिया - प्रतिक्रियाएँ जिसमें परमाणु या आयन एक यौगिक से दूसरे यौगिक में नए यौगिक बनाते हैं, विस्थापन प्रतिक्रिया के रूप में जाना जाता है। विस्थापन प्रतिक्रिया को प्रतिस्थापन प्रतिक्रिया या एकल विस्थापन / प्रतिस्थापन प्रतिक्रिया के रूप में भी जाना जाता है।

जब जस्ता हाइड्रोक्लोरिक एसिड के साथ प्रतिक्रिया करता है, तो यह हाइड्रोजन गैस और जस्ता क्लोराइड देता है।



डबल विस्थापन प्रतिक्रिया - प्रतिक्रिया जिसमें दो यौगिकों के बीच आयनों का आदान-प्रदान होता है, नए यौगिकों का निर्माण होता है, जिसे डबल विस्थापन प्रतिक्रिया कहा जाता है।

जब बेरियम क्लोराइड का घोल सोडियम सल्फेट के घोल के साथ प्रतिक्रिया करता है, तो सोडियम क्लोराइड के साथ बेरियम सल्फेट का सफेद वेग बनता है।



ऑक्सीकरण: ऑक्सीकरण ऑक्सीजन का लाभ या हाइड्रोजन का नुकसान है |



न्यूनीकरण: हाइड्रोजन या धातु तत्व को जोड़ना या एक यौगिक से ऑक्सीजन या गैर-धातु तत्व को हटाने को कमी कहा जाता है। जो यौगिक या तत्व घटता चला जाता है उसे कम करना कहते हैं।

ऑक्सीकरण के प्रभाव -

1. श्वसन ऑक्सीकरण प्रतिक्रिया है जिसमें भोजन ऊर्जा उत्पन्न करने के लिए ऑक्सीकरण होता है।

2. जंग लगने से लोहे का ऑक्सीकरण हो जाता है; जिससे लंबे समय में लोहे का क्षरण होता है।

3. अधिकांश धातुएं वायुमंडलीय ऑक्सीजन के साथ प्रतिक्रिया करती हैं और यह धातु के लेख पर एक परत के गठन की ओर जाता है। कालान्तर में धातु गल जाती है।

4. लोहे के लेख को चित्रित करके लोहे के जंग को रोका जा सकता है। लोहे के लेख पर जस्ता की एक परत लगाने से भी इसे रोका जा सकता है। इस प्रक्रिया को गैल्वनीकरण के रूप में जाना जाता है।

5. हवा के संपर्क में आने पर तला हुआ भोजन ऑक्सीकृत हो जाता है। इससे भोजन का स्वाद बिगड़ जाता है और भोजन उपभोग के लिए अयोग्य हो जाता है। ऑक्सीकरण के कारण तले हुए भोजन के खराब होने को रैन्शिडिटी कहा जाता है। तले हुए भोजन को अक्सर एयरटाइट पैकेट में पैक किया जाता है ताकि रुकावट को रोका जा सके।

6. हम ऑक्सीकरण के कारण विभिन्न प्रकार के ईंधन का उपयोग करने में सक्षम हैं। ईंधन का ऑक्सीकरण ऊर्जा उत्पादन में मदद करता है।

CLASS 10 Chapter 3 Metals and Non-Metals

 CHAPTER 3
METALS And NON - METALS

Metals:

• The elements which are hard, shiny can be beaten into sheets, drawn into wires and are good conductor of heat and electricity are generally metals. For example: iron, copper, gold etc.
• In nature most metals occur in the combined state as minerals and they are reactive.
• Only a few unreactive metals like gold, silver, platinum are found as free metals in the earth’s crust.
• Minerals from which metals can be profitably extracted are called ores. For example: calcium occurs in limestone (calcium carbonate) or iron in the ore hematite.

Non-metals:

• The elements which are brittle, dull cannot be beaten into sheets or drawn into wires and are poor conductors of heat and electricity are generally non-metals. For example: oxygen and nitrogen occur in free state in air and in combined state in earth’s crust. Sulphur occurs both in free and the combined state in earth’s crust.
• The noble gases, helium, neon, argon, krypton, xenon occurs only in Free State.

• Physical properties of Metals:

  • Metals are solids at room temperature, except mercury, which is liquid at room temperature.
  • They are generally hard and strong but sodium and potassium are soft solids and can be cut with a knife.
  • They are good conductor of heat and electricity. Copper is the best conductor of electricity followed by gold and aluminium.
  • Metals such as gold, silver and copper all have lustre, that is they have an ability to shine and reflect light. Therefore they are lustrous.
  • The property by virtue of which metal can be beaten into sheets is called malleability. We use aluminium foil to pack food.
  • The property by which metals can be drawn into wires is called ductility. Metals like copper, silver and aluminium can be drawn into wires.
  • Metals are sonorous. They produce sound when struck.
  • With the exceptions of sodium, potassium and mercury most of the metals have high melting and boiling point.
  • Metals have high densities.
  • Most metals have high tensile strength.

Physical properties of Non-metals:

• Non-metals are gases or solid at room temperature, except bromine which is liquid at room temperature.
• Non-metals do not have lustre except iodine and graphite.
• They are bad conductor of heat and electricity.
• Non-metals are brittle that is they are neither malleable nor ductile.
• They usually have low densities.
• Non-metals have low melting point and boiling point.
• Non-metals are non-sonorous.

• Metalloids:

  The elements which possess the properties of metals and non-metals are called metalloids.
  For example: boron, silicon, germanium, tellurium, arsenic and antimony are metalloids.  

• Chemical properties of Metals

  1. Reaction with oxygen:
  • Almost all metals combine with oxygen to form metal oxides.
  Metal + Oxygen → Metal oxide
  For e.g. 2Cu + O2 → 2CuO
  • Metal oxides are basic in nature. Some metal oxides, such as aluminium oxide, zinc oxide, etc., which react with both acids as well as bases to produce salts and water are known as amphoteric oxides.
  For e.g. Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
• Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O
  • Most metal oxides are insoluble in water but some dissolve to form alkalis like sodium and potassium oxides.
  • Metals such as potassium and sodium react so vigorously with oxygen that they catch fire if kept in the open. So to protect them they are kept immersed in kerosene oil.
  For e.g. Na2O(s) + H2O(l) → 2NaOH(aq)
  • Anodising: Process of forming a thick oxide layer of aluminium that makes it resistant to further corrosion.
  1. Reaction with water:
  • All metals do not react with water. Those which react form metal oxide and hydrogen gas. Metal oxides that are soluble in water further form metal hydroxide.
  Metal + Water → Metal oxide + Hydrogen
  Metal oxide + Water → Metal hydroxide
  • Metals like sodium & potassium react with cold water vigorously; metals like magnesium react with hot water. Iron, zinc reacts with steam while lead, silver and gold do not react with water at all.
  2K(s) + 2H2O(l) → 2KOH(aq) + H2(g) + heat energy
  Ca(s) + 2H2O(l) → Ca(OH)2(aq) + H2(g)
  3Fe(s) + 4H2O(g) → Fe3O4(s) + 4H2(g)
• 1. Reaction with Dilute Acid:
  • Most metals react with acids to give a salt and hydrogen gas.
  Metal + Dilute acid → Salt + Hydrogen
  • Hydrogen gas is not evolved when a metal reacts with nitric acid. It’s a strong oxidizing agent and oxidizes hydrogen produced to water and itself gets reduced to any of the nitrogen oxides (N2O, NO, NO2).
  But magnesium (Mg) and manganese (Mn) react with very dilute
  HNO3 to evolve H2 gas.
  • Aquaregia:
  • Freshly prepared mixture of concentrated hydrochloric acid and concentrated nitric acid in the ratio of 3:1.
  • Is a highly corrosive, fuming liquid and one of the few reagents able to dissolve gold and platinum.
  • Reactivity of metals / Reactivity Series:
  • 
  • Reaction of metals with metal salts:
  • Reactive metals can displace less reactive metals from their compounds in solution or molten form.
  How do metals and non-metals react:
  • The compounds formed by the transfer of electrons from a metal to a non-metal are known as ionic or electrovalent compounds.
  • Properties of ionic compound:
  1. Physical Nature: Solid and hard due to strong inter-ionic force of attraction; generally brittle.
  2. Melting and boiling points: High melting and boiling points since a considerable force is required to break the strong inter-ionic attraction.
  3. Solubility: Generally soluble in water but insoluble in solvents such as kerosene, petrol, etc.
  4. Conduction of electricity:
  • Conducts electricity through solution due to involvement of charged particles (ions).
  • As movement of ions is not possible in solid state, due to rigid structure, do not conduct electricity.
  • In molten state this movement is overcome due to heat and thus conducts electricity.
  • Occurrence of Metals:
    • Mineral: The elements or compounds, which occur naturally in the earth’s crust.
    • Ore: Mineral that contains high percentage of metal that can be extracted profitably from it.
    • Every ore is a mineral but every mineral is not an ore.
    Obtaining metal from ore:
    • Different techniques are to be used for obtaining the metals on the basis of their reactivity.
    1. Enrichment of ore:
    • Ores mined from earth contain large amount of impurities such as sand, soil, etc. called gangue.
    • Prior to the extraction of metal, based on the differences between the physical or chemical properties of gangue and the ore, different processes are used to remove gangue.
    1. Extraction of Metal:
    2. Extraction of metals low in the Activity Series:
    • These metals are generally very unreactive.
    • Oxides of these can be reduced to metals by heating alone.
    For e.g. 2HgS(s) + 3O2 (g) + Heat → 2HgO(s) + 2SO2 (g)
    1. Extraction of Metals in the middle of the Activity Series:
    • It’s easy to obtain a metal from its oxide compared to its sulphide and carbonate.
    • Roasting is a process of converting sulphide ores into oxides by heating strongly in the presence of excess air.
    • Calcination is a process of converting carbonate ores into oxides by heating strongly in limited air.
    • Roasting
    2ZnS(s) + 3O2 (g) → 2ZnO(s) + 2SO2 (g)
  • Calcination
    ZnCO3 (s) →ZnO(s) + CO2 (g)
    • Metal oxides are then reduced to corresponding metals using suitable reducing reagents such as coke, aluminum, etc. on basis of their reactivities using displacement reactions.
    • These displacement reactions are highly exothermic; hence metals are produced in molten state.
    • Thermit reaction: Reaction of iron oxide with aluminium used to join railway tracks or cracked machine parts.
    Fe2O3(s) + 2Al(s) → 2Fe(l) + Al2O3(s) + Heat
    
    Figure 2: Steps involved in extraction of metals from ores.
    1. Extraction of metals high in the Activity Series:
    • Since these are very reactive metals and thus cannot be obtained by displacement reactions. These metals are obtained by electrolytic refining.
    • They are generally obtained by electrolysis of their molten chlorides. Metals are deposited at cathode (negatively charged), while chlorine is liberated at anode.
    At cathode Na+ + e– → Na
    At anode 2Cl– → Cl2 + 2e–
    • Aluminium is obtained by electrolytic reduction of aluminium oxide.
    
  • Figure 3: Activity Series and related metallurgy.
    1. Electrolytic Refining:
    • Metals obtained by various reduction processes contain impurities. The most widely used method for refining impure metals is electrolytic refining.
    • Apparatus setup:
    At Anode – Impure Metal
    At Cathode – Pure Metal
    Electrolyte – Solution of the metal salt
    • At Anode: Pure metal from anode dissolve into electrolyte.
    At Cathode: An equivalent amount of pure metal from electrolyte is deposited at cathode.
    • Soluble impurities go into solution; insoluble impurities settle at the bottom of anode called as anode mud.
    Corrosion:
    • The eating up of metal by the action of gases, moisture or acids present in air.
    • Corrosion of Iron:
    
    Figure 4 : Investigating the conditions under which iron rusts.
    In tube A, both air and water are present. In tube B, there is no air dissolved in the water. In tube C, the air is dry.
    • Prevention of corrosion of Iron:
    1. Painting
    2. Applying grease
    3. Galvanisation : Process of protecting steel and iron from rusting by coating them with thin layer of zinc.
    4. Chromium plating/ tin plating
    5. Alloying: Improve the properties of a metal.
    • Alloy is a homogeneous mixture of a metal and two or more other metals or non-metals.
    It has better properties than metals like in case of strength, corrosion and lower electrical conductivity& melting points.
    It is prepared by melting primary metal first and then dissolving other in definite proportion and then cooling to room temperature.
    • Some common alloys:
    1. Stainless Steel – Alloy of Fe, Ni and Cr
    2. Brass – Alloy of Cu and Zn
    3. Bronze – Alloy of Cu and Sn
    4. Solder – Alloy of Pb and Sn
    5. Amalgam – Any alloy containing mercury
    6. Alloy of Gold – Contains gold and silver/copper.

Acid Bases and Salts

💥CHAPTER-2

Acid Bases and Salts

Acids, Bases and Salts

Acids - Acids are compounds which give hydrogen ion in water solution. For example, Hydrochloric acid (HCl), Sulphuric acid(H2SO4), Nitric acid(HNO3).

Bases - Bases are compounds which give hydroxide ion in water solution. For example, Sodium hydroxide(NaOH), Potassium hydroxide(KOH), Calcium hydroxide( Ca(OH)2).

Salts - Salts are compounds obtained by replacement of H from acid by a metal. For example, Sodium chloride (NaCl), Copper sulphate (CuSO4), Potassium nitrate (KNO3).

General properties of Acids:

 • Tastes sour

 • Reacts with metals such as zinc, magnesium etc. liberating hydrogen gas.

• Changes the colour of litmus from blue to red. 

• Conducts electricity. 

General properties of Bases

 • Have a soapy feel,

 • May also burn the skin

 • Common examples are soaps & detergents.

 • Commonly found bases in laboratories and in our daily life are: Caustic soda, NaOH; Caustic potash, KOH; Milk of magnesia, Mg(OH)2; Liquor ammonia, NH3; Washing powder, Tooth paste

Strong and Weak -

• Strong acids ionize fully in water to produce large number of H+ ions. For example, Hydrochloric acid (HCl), Sulphuric acid(H2SO4), Nitric acid(HNO3), hydrobromic acid(HBr).

• Weak acids ionize partially in water to produce small number of H+ ions. For example, carbonic acid(H2CO3), phosphoric acid(H3PO4), sulphurous acid(H2SO3), acetic acid(CH3COOH).
• Strong bases ionize fully in water to produce large number of OH- ions. For example, sodium hydroxide (NaOH), potassium hydroxide (KOH), lithium hydroxide (LiOH), calcium hydroxide (Ca(OH)2).
• Weak bases ionize partially in water to produce small number of OH- ions. For example magnesium hydroxide (Mg(OH)2), ammonium hydroxide (NH4OH).

Concentrated and Dilute -

A concentrated solution is a solution in which large amount of solute is dissolved in less amount of water (solvent).

A dilute solution is a solution in which small amount of solute is dissolved in large amount of water (solvent).

Diluting Acids and Bases -

• If concentrated acid (or base) is mixed with water, concentration of hydronium ions () decreases. So the acid or base becomes dilute.
• The phenomena of changing concentrated acid / base into dilute acid / base (respectively) is an exothermic reaction.

• Always add concentrated acid/base to water; not water to concentrated acid/base.
• When concentrated acid is added to water, heat is released gradually. This heat is absorbed by large amount of water to increase its temperature.
• When water is added to concentrated acid, heat is released suddenly. This heat vaporizes small amount of water to steam. This steam is splits out with drops of concentrated acid which can damage our body. So always add concentrated acid to water, not water to concentrated acid.
• Same is true with base also.

INDICATORS :

• Indicators are substances which indicate the acidic or basic nature of the solution by their colour change. These are the substances which change their color/smell in different types of substances.

TYPES OF INDICATORS

• 

• Universal Indicator: A universal indicator is a mixture of indicators which shows a gradual but well-marked series of color changes over a very wide range of change in concentration of H+ ion.
  Hydronium Ions: They are formed by reaction of H+ (from acid) and H2O. It is because H+ is unstable..
  
  pH scale : A scale for measuring hydrogen ion concentration in a solution. The pH of a solution is defined as the negative logarithm of hydrogen ion concentration in moles per liter.
  pH =-log [H+]
  pH =-log [H3O+]
  where [H+] or [H3O+] represents concentrations of hydrogen ions in solution.
  The pH of a neutral solution is 7
       The pH of a acidic solution is  < 7
       The pH of a basic  solution is  > 7
  
  
• 
• 
  

Substances	pH value
Saliva (before meal)	7.4
Saliva (after meal)	5.8
Lemon juice	2.5
Colourless aerated drink	6
Carrot juice	6
Coffee	5
Tomato juice	4.1
Tap water	6.8
1 M NaOH Conc.	14
1M HCl Conc.	0

pH of Salts :

• 
  
  1.  Strong Acid + Strong Base → Neutral Salt : pH = 7
  2.  Salt of strong acid + Weak base → Acidic salt : pH < 7
  3. Salt of strong base + Weak acid → Basic salt : pH > 7
  
  

Some Important Compounds and their uses

• Common Name	Chemical name	Chemical formula	Uses
  Washing soda	Sodium carbonate decahydrate	Na2CO3.10H2O	Manufacture of borax, caustic soda, softening of hard water
  Baking soda	Sodium hydrogen carbonate	NaHCO3	Used as antacid, ingredient of baking powder
  Bleaching powder	Calcium oxychloride	CaOCl2	Bleaching clothes, used as oxidizing agent, disinfecting water, manufacture of chloroform
  Plaster of  Paris	Calcium sulphate hemihydrate	CaSO4 .1/2H2O	Plastering fractured bones, making toys ,decorative materials ,statues

  

• Neutralization Reaction -

  An acid neutralizes a base when they react with each other and respective salt and water are formed.
  
  Since in the reaction between acid and base both neutralize each other, hence it is also known as neutralization reaction.
  Example:
  • Sodium chloride and water are formed when hydrochloric acid reacts with sodium hydroxide (a strong base).
  
  • In similar way, calcium chloride is formed along with water when hydrochloric acid reacts with calcium hydroxide (a base).
  
  • Sodium sulphate and water are formed when sulphuric acid reacts with sodium hydroxide (a base).
  
  • In similar way, when nitric acid reacts with sodium hydroxide, sodium nitrate and water are formed.
  
  Note: The most important thing in whole process is that H+ and OH- ions combine to form H2O.
• Reaction of acids with metal Oxides -
  Metal oxide is a chemical compound that contains oxygen and one metal in its chemical formula. For example, copper oxide (CuO), sodium oxide (Na2O), magnesium oxide (MgO).
  Acids give water along with respective salt when they react with a metal oxide.
  Metal + acid Respective salt + Water
  Example :
  • Water and sodium chloride are formed when hydrochloric acid reacts with sodium oxide.
  Na2O + 2HCl (aq) 2NaCl + H2O
  • Water and magnesium chloride are formed when hydrochloric acid reacts with magnesium oxide.
  MgO + 2HCl MgCl2 + H2O
  • Water and copper sulphate are formed when copper oxide reacts with sulphuric acid.
  CuO + H2SO4 (aq) CuSO4 + H2O
  • Water and copper chloride are formed when copper oxide reacts with hydrochloric acid.
  CuO + 2HCl (aq) CuCl2 + H2O
• Reaction of bases with non - metal Oxides -
  Non - metal oxide is a chemical compound that contains oxygen and one non - metal in its chemical formula. For example, carbon dioxide (CO 2), sulphur dioxide (SO 2).
  When a base reacts with non-metal oxide both neutralize each other resulting respective salt and water are produced.
  Base + non – metal oxide Respective salt + water
  Example :
  • Sodium hydroxide gives sodium carbonate and water when it reacts with carbon dioxide.
  
  • Calcium hydroxide gives calcium carbonate and water when it reacts with carbon dioxide.
  
  Note :
  • When an acid reacts with a metal oxide, both neutralize each other. In this reaction, respective salt and water are formed as we saw in neutralization reaction. So it can be said that metal oxide are basic in nature.
  • Similarly when a base reacts with a non – metal oxide, both neutralize each other. In this reaction, respective salt and water are formed. So it can be said that non - metal oxide are acidic in nature.
  • Reaction of acids with metal -
    Acids give hydrogen gas along with respective salt when they react with a metal.
    
    Example:
    • Hydrogen gas and zinc chloride are formed when hydrochloric acid reacts with zinc metal.
    
    • Hydrogen gas and sodium chloride are formed when hydrochloric acid reacts with sodium metal.
    
    • Hydrogen gas and iron chloride are formed when hydrochloric acid reacts with iron.
    
    • Hydrogen gas and zinc sulphate are formed when zinc metal reacts with sulphuric acid
    
    Note: Acid is not stored in metallic containers as acids and metals can easily react.
  • Reaction of Base with Metals -
    When base reacts with metal, it produces salt and hydrogen gas.
    
    Example:
    • Sodium hydroxide gives hydrogen gas and sodium zincate when reacts with zinc metal.
    
    • Sodium aluminate and hydrogen gas are formed when sodium hydroxide reacts with aluminium metal.
    
    Note : Not all metals do this type of reaction.
  • Making Other Chemical from Common Salt -
    Sodium Hydroxide -
    • Sodium hydroxide is a strong base. It is also known as caustic soda or Iye.
    • It is obtained by the electrolytic decomposition of solution of sodium chloride (brine).
    • In the process of electrolytic decomposition of brine (aqueous solution of sodium chloride), brine decomposes to form sodium hydroxide.
    • In this process, chlorine is obtained at anode and hydrogen gas is obtained at cathode as byproducts. This whole process is known as Chlor-Alkali process.
    
    Use of products after the electrolysis of brine:
    Hydrogen gas is used as fuel, margarine, in making of ammonia for fertilizer, etc.
    Chlorine gas is used in water treatment, manufacturing of PVC, disinfectants, CFC, pesticides. It is also used in manufacturing of bleaching powder and hydrochloric acid.
    Sodium hydroxide is used in de-greasing of metals, manufacturing of paper, soap, detergents, artificial fibres, bleach, etc.
    Bleaching Powder (CaOCl 2) -
    Bleaching powder is also known as chloride of lime. It is a solid and yellowish white in colour. Bleaching powder can be easily identified by the strong smell of chlorine.
    When calcium hydroxide (slaked lime) reacts with chlorine, it gives calcium oxychloride (bleaching powder) and water is formed.
    
    Water solution of bleaching powder is basic in nature.
    The term bleach means removal of colour. Bleaching powder is often used as bleaching agent. It works because of oxidation. Chlorine in the bleaching powder is responsible for bleaching effect.
    Use of bleaching powder:
    • Bleaching powder is used as disinfectant to clean water, moss remover, weed killers, etc.
    • Bleaching powder is used for bleaching of cotton in textile industry, bleaching of wood pulp in paper industry.
    • Bleaching powder is used as oxidizing agent in many industries, such as textiles industry, paper industry, etc.
    Baking Soda (NaHCO 3) -
    Baking soda is another important product which can be obtained using byproducts of chlor-alkali process. The chemical name of baking soda is sodium hydrogen carbonate (NaHCO 3) or sodium bicarbonate. Bread soda, cooking soda, bicarbonate of soda, sodium bicarb, bicarb of soda or simply bicarb, etc. are some other names of baking soda.
    Baking soda is obtained by the reaction of brine with carbon dioxide and ammonia. This is known as Solvay process.
    
    In this process, calcium carbonate is used as the source of CO2 and the resultant calcium oxide is used to recover ammonia from ammonium chloride.
    Properties of sodium bicarbonate:
    • Sodium bicarbonate is white crystalline solid, but it appears as fine powder
    • Sodium hydrogen carbonate is amphoteric in nature
    • Sodium hydrogen carbonate is sparingly soluble in water
    • Thermal decomposition of sodium hydrogen carbonate (baking soda)
    • When baking soda is heated, it decomposes into sodium carbonate, carbon dioxide and water
    
    Sodium carbonate formed after thermal decomposition of sodium hydrogen carbonate; decomposes into sodium oxide and carbon dioxide on further heating.
    
    This reaction is known as dehydration reaction.
    Use of Baking Soda:
    • Baking soda is used in making of baking powder, which is used in cooking as it produces carbon dioxide which makes the batter soft and spongy.
    • Baking soda is used as antacid.
    • Baking soda is used in toothpaste which makes the teeth white and plaque free.
    • Baking soda is used in cleansing of ornaments made of sliver.
    • Since, sodium hydrogen carbonate gives carbon dioxide and sodium oxide on strong heating, thus it is used as fire extinguisher.
    Baking powder -
    Baking powder produces carbon dioxide on heating, so it is used in cooking to make the batter spongy. Although baking soda also produces carbon dioxide on heating, but it is not used in cooking because on heating; baking soda produces sodium carbonate along with carbon dioxide. The sodium carbonate; thus produced; makes the taste bitter.
    
    Baking powder is the mixture of baking soda and a mild edible acid. Generally, tartaric acid is mixed with baking soda to make baking powder.
    
    When baking powder (mixture of baking soda and an edible acid) is heated, the sodium carbonate formed because of heating of baking soda neutralizes after reacting with tartaric acid and sodium tartarate salt is formed. The smell of sodium tartarate is pleasant and taste is good. This makes the cake or any other food tasty.
    Washing Soda (Sodium carbonate) -
    Sodium carbonate is manufactured by the thermal decomposition of sodium hydrogen carbonate obtained by Solvay process.
    
    The sodium carbonate obtained in this process is dry. It is called soda ash or anhydrous sodium carbonate. Washing soda is obtained by rehydration of anhydrous sodium carbonate.
    
    Since there are 10 water molecules in washing soda, hence it is known as Sodium bicarbonate decahydrate.
    Sodium carbonate is a crystalline solid and it is soluble in water when most of the carbonates are insoluble in water.
    Use of sodium carbonate:
    • It is used in cleaning of cloths; especially in rural areas.
    • In making of detergent cake and powder.
    • In removing permanent hardness of water.
    • It is used in glass and paper industries.
    Base & Alkali - Alkalis are water soluble bases.
    Bases in which complete dissociation of hydroxide ion takes place are called strong base. In alkali; complete dissociation of hydroxide ions takes place so they are considered as strong base.
    But it is not perfectly well defined that which substance is consider in category of Alkali and which is not.