Книга
← К списку книгЗагрузка разделов…
активнаАктивные записи участвуют в каталоге и синках. Неактивная книга скрыта, но не удалена из базы.
Книга
ПРЕДИСЛОВИЕ
Вниманию читателей предлагается новое, существенно переработанное издание пособия «Вся химия в 50 таблицах», предыдущее издание которых было встречено учащимися и учителями с определенным интересом. В предлагаемых таблицах сделана попытка в краткой наглядной форме изложить основные сведения, входящие в школьный курс химии. По нашему мнению, таблицы могут быть использованы, во-первых, учащимися при повторении материала по химии при подготовке к зачетным занятиям, контрольным работам, тестированию, а также к экзаменам. Во-вторых, многие таблицы, как нам представляется, можно использовать как раздаточный материал при изучении химии на уроке. Наконец, в-треть- их, использование таблиц может быть полезно абитуриентам при подготовке к вступительному экзамену по химии.
Разумеется, пользование таблицами возможно только наряду с использованием школьных учебников по химии, а никак не вместо них. Фактически в данном пособии сделана попытка разработать краткий конспект школьного курса химии, а, как известно, конспект ни при каких условиях не может заменить самого конспектируемого материала.
В настоящее время на отдельные вопросы, отнесенные действующей программой к базовому школьному курсу, существуют разные точки зрения. К тому же имеется довольно много учебников по химии разных авторов, подчас придерживающихся заметно различающих
ся точек зрения по отдельным вопросам школьного курса химии. Поэтому при подготовке таблиц была сделана попытка в этих случаях дать такое изложение соответствующего вопроса, которое представляется нам наиболее корректным и понятным учащемуся. Именно по этой причине в отдельных случаях может наблюдаться расхождение между тем, как изложен соответствующий материал в том или ином учебном пособии и в данных таблицах.
Однако, разумеется, ни в коем случае нельзя считать, что данная в таблицах трактовка — это истина в последней инстанции. Вполне возможно, что и иное изложение тех или иных вопросов вполне допустимо. В этом случае читателю предстоит самому проанализировать необходимые аргументы в пользу той или иной точки зрения и решить, какая из них представляется ему наиболее правильной.
В заключительной части таблиц кратко изложены простейшие, наиболее доступные учащемуся и широко применяемые на практике способы решения некоторых наиболее типичных расчетных задач, относящихся к школьному курсу химии. При выборе этих способов авторы опирались как на свой опыт многолетнего преподавания химии, так и на практику решения подобных задач в повседневной жизни. Конечно, предлагаемые способы — не единственно возможные, тем более, что речь здесь идет о решении довольно простых задач.
Мы будем признательны читателям за за- мечения по тексту предлагаемых таблиц.
А.Ю.СТАХЕЕВ
С.С.БЕРДОНОСОВ
ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ
(составная часть простых и сложных тел)
«Вся сущность теоретического учения в химии лежит в отвлеченном понятии об элементах. Найти их свойства, определить причины их различия и сходства, а потом, на основании этого, предугадать свойства образуемых ими тел — вот путь, по которому идет эта наука.»
Д. И. Менделеев Химический элемент: вид атомов, характеризующийся определенным зарядом ядра.
ЯВЛЕНИЯ ФИЗИЧЕСКИЕИ ХИМИЧЕСКИЕ
Физические без изменения состава и строения веществ
Нагревание утюга
Испарение сухого льда (СО 2)
Химические изменяются состав и строение веществ
2О3 = ЗО2
2Cu + О2 = 2СиО2 СаСО3 = СаО + СО2
Химический элемент
формы существования
при смешении
механическая смесь
химическое соединение
образуется новое веществообразуется новое вещество
образуется новое вещество
образуется новое вещество
вещества сохраняютхимическуюиндивидуальность
Простые вещества \ атомы химически связаны ' с атомами того же эломеша
H2> o2, o3, P„ графит и т.д.
Одиночныеаюмы
HMfl 'tlliw I J пй
He, No,Ar «и?ЛиМ<»М1Ы
Сложные вещества атомы химически связаны с атомами других элементов
co2, NH4CI и др
• IPMIIMp.liypHX
H, O, Cl
Hg + S
(темная масса)
Н2 + С,2
=2L»HgS
(красное вещество)
2HCI
Существование химического элемент н форме нескольких простых веществ называется аллотропией
При составлении механической смеси веществ их можно брать в любых количественных соотношениях. Чтобы получить химическое соединение, не оставив в избытке какое-либо исходное вещество, их надо брать в строго определенных стехиометрических соотношениях, определяемых уравнением химической ре-
С — алмаз, графит, фуллерены и др.О — О2, О3 и др.S — моноклинная, ромбическая и др. Р — белый, красный, черныйС — алмаз, графит, фуллерены и др.О — О2, О3 и др.S — моноклинная, ромбическая и др. Р — белый, красный, черный
С — алмаз, графит, фуллерены и др.
О — О2, О3 и др.
S — моноклинная, ромбическая и др. Р — белый, красный, черный
С — алмаз, графит, фуллерены и др.
О — О2, О3 и др.
S — моноклинная, ромбическая и др. Р — белый, красный, черный
акции, а в конечном счете — составом исходных и конечных веществ.
Свойства веществ, составивших механическую смесь — сохраняются, вступивших в химическую реакцию — не сохраняются.
Составные части смеси могут быть разделены на основании их физических свойств, для разложения химического соединения необходимо проведение химической реакции.
При механическом смешении не наблюдается выделения или поглощения теплоты. При химических реакциях теплота, как правило, выделяется или погло
щается .
СТРОЕНИЕ АТОМА
открытия конца XIX — начала XX в привели к ВЫВОДУ: атом делим, состоит из ядра Ф и электронов ё
ЭЛЕКТРОНЫ
1853 г. — М. Фарадей — электролиз растворов и расплавов солей — ВЫВОД: ионы переносят строго определенные порции заряда
1903 г. — Дж. Томсон — предложил модель строения атома, согласно которой электроны располагаются внутри сферы, имеющей положительный заряд («пудинговая модель»)
1910 г. — Р. Милликен — измерил заряд электрона
1,601 • 10"1е Кл, m = 1/1840 у.е., 9,11 • 10 м г
ЯДРО
1911 Г. —Э. Резерфорд— Прохождение а- частиц (ядер гелия) через золотую фольгу. Пути большинства а-частиц оказались прямолинейными, только примерно 1 из 105 испытывала сильное отклонение. Резерфорд предположил, что в центре атома находится очень маленькое по размеру положительно заряженное ядро.
Au Ядро Не — тяжелая частица, не , взаимодействует с электронами. *4--* Существование маленького ‘‘ тяжелого ядра.
- — 1 -— -► Размер атома = 10 ’° м
Размер ядра = 10'15 м
ПЛАНЕТАРНАЯ МОДЕЛЬ АТОМА
В центре — Ф - ядро, вокруг вращаются электроны, в целом атом электронейтрален.
НО — электрон, двигаясь с ускорением (центростремительная сила), должен излучать и терять энергию
1913 г. - Н. Бордополнил планетарную модельтеорией квантов Планка —энергия может поглощаться и испускатьсятолько порциями;Н. Бор объяснил линейчатый (дискретный)спектр атома водородаСовременное состояние:1913 г. - Н. Бордополнил планетарную модельтеорией квантов Планка —энергия может поглощаться и испускатьсятолько порциями;Н. Бор объяснил линейчатый (дискретный)спектр атома водородаСовременное состояние:Постулаты Бора:
1913 г. - Н. Бордополнил планетарную модельтеорией квантов Планка —энергия может поглощаться и испускатьсятолько порциями;
Н. Бор объяснил линейчатый (дискретный)спектр атома водорода
Современное состояние:
1913 г. - Н. Бордополнил планетарную модельтеорией квантов Планка —энергия может поглощаться и испускатьсятолько порциями;
Н. Бор объяснил линейчатый (дискретный)спектр атома водорода
Современное состояние:
Электрон движется вокруг ядра по строго определенным (стационарным) орбитам и при движении по ним не излучает энергию
Энергия излучается и поглощается при переходе электрона с орбиты на орбиту
ДЕ = hv = £2 - Е, I
(924 г. — Л. де Бройль — двойственная природа (дуализм) лекгрона, — электрон — волна и частица одновременно.
Электрон — волна «размазан» в пространстве, представляет собой как бы блако. Для отражения этой особенности поведения электрона в атоме ведено понятие электронной орбитали.
Согласно современным представлениям: электроны формируют электронные слои (называемые также оболочками или уровнями), характеризующиеся главным квантовым числом л.
Уровень расщепляется на подуровни, характеризующиеся орбитальным или азимутальным квантовым числом / = О, 1,... л-1. Т.е. для л = 3 / = 0, 1, 2
Каждый подуровень с квантовым числом / содержит 2/+1 орбиталей, характеризующихся магнитным квантовым числом т; т = I, /—1, ...0 ... -/+1, -/. Значение / определяет форму орбиталей, т — ориентацию в пространстве 01234
•$ Р d f g
п = 1, / = 0 уровень содержит одну 5-орбиталь
л = 2, / = 0, 1 уровень содержит одну 2s и три Зр орбитали (всего 4 орбитали), л = 3, / = 0, 1, 2 уровень — одна 3s, три Зр и пять 3d орбитали (всего 9 орбиталей). КРОМЕ ТОГО, электрон имеет спин —4-е квантовое число (s= ±1/2)
АЕ
СШ2р
□ 2s □ 1s
п = 3п = 4п = 3п = 4п = 1 п = 2
п = 3п = 4
п = 3п = 4
ЯДРОБыло установлено, что ядра состоят из протонов ,р и нейтроновоп,р + оп — ядерные силы Нуклид — вид атомов с определенными числами протонов и нейтронов ( ^и, ^к, 164с и др.) Изотопы — нуклиды одного элемента C^CI, ^Cl) Изотопы одного элемента химически неразделимы.Радиоактивный распад:2264222ee Ra =2 Не +ee Rn (а-распад)38 Sr = Р~ +39 Y ф~-распад) ! если ядро атома испускает а- частицу, то образуется элемент, расположенный на 2 клетки левее, если испускается Р'- частица — на 1 клетку правее.ЯДРОБыло установлено, что ядра состоят из протонов ,р и нейтроновоп,р + оп — ядерные силы Нуклид — вид атомов с определенными числами протонов и нейтронов ( ^и, ^к, 164с и др.) Изотопы — нуклиды одного элемента C^CI, ^Cl) Изотопы одного элемента химически неразделимы.Радиоактивный распад:2264222ee Ra =2 Не +ee Rn (а-распад)38 Sr = Р~ +39 Y ф~-распад) ! если ядро атома испускает а- частицу, то образуется элемент, расположенный на 2 клетки левее, если испускается Р'- частица — на 1 клетку правее.а ра рЯдерные реакции ^2и + *Н = ^Np + 2> кратко 238 (J (d^nf6 NpЯдерные реакции ^2и + *Н = ^Np + 2> кратко 238 (J (d^nf6 NpЗаполнение орбиталей: 1 Очередность заполнения — принцип наименьшей энергии. 2 Принцип Паули — в одном атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями п, I, т и s. 3. Правило Хунда — в пределах подуровня электроны располагаются так, что их суммарный спин максимален.
ЯДРО
Было установлено, что ядра состоят из протонов ,р и нейтроновоп
,р + оп — ядерные силы Нуклид — вид атомов с определенными числами протонов и нейтронов ( ^и, ^к, 164с и др.) Изотопы — нуклиды одного элемента C^CI, ^Cl) Изотопы одного элемента химически неразделимы.
Радиоактивный распад:
2264222
ee Ra =2 Не +ee Rn (а-распад)
38 Sr = Р~ +39 Y ф~-распад) ! если ядро атома испускает а- частицу, то образуется элемент, расположенный на 2 клетки левее, если испускается Р'- частица — на 1 клетку правее.
ЯДРО
Было установлено, что ядра состоят из протонов ,р и нейтроновоп
,р + оп — ядерные силы Нуклид — вид атомов с определенными числами протонов и нейтронов ( ^и, ^к, 164с и др.) Изотопы — нуклиды одного элемента C^CI, ^Cl) Изотопы одного элемента химически неразделимы.
Радиоактивный распад:
2264222
ee Ra =2 Не +ee Rn (а-распад)
38 Sr = Р~ +39 Y ф~-распад) ! если ядро атома испускает а- частицу, то образуется элемент, расположенный на 2 клетки левее, если испускается Р'- частица — на 1 клетку правее.
а р
а р
Ядерные реакции ^2и + *Н = ^Np + 2> кратко 238 (J (d^nf6 Np
Ядерные реакции ^2и + *Н = ^Np + 2> кратко 238 (J (d^nf6 Np
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ
Д. И. Менделеев положил в основу классификации атомный весД. И. Менделеев положил в основу классификации атомный весUBeВСN0FNaMgAlSiPSaКCa79111214161923242728313235.53940UBeВСN0FNaMgAlSiPSaКCa79111214161923242728313235.53940периодпериодиBeВсNоFNaMgAISIРSCIКСаЭ2ОЭОЭ2О3э<^2Эг06ЭОзЭзОуиBeВсNоFNaMgAISIРSCIКСаЭ2ОЭОЭ2О3э<^2Эг06ЭОзЭзОугруппагруппа
Д. И. Менделеев положил в основу классификации атомный вес
Д. И. Менделеев положил в основу классификации атомный вес
U
Be
В
С
N
0
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
a
К
Ca
7
9
11
12
14
16
19
23
24
27
28
31
32
35.5
39
40
U
Be
В
С
N
0
F
Na
Mg
Al
Si
P
S
a
К
Ca
7
9
11
12
14
16
19
23
24
27
28
31
32
35.5
39
40
период
период
и
Be
В
с
N
о
F
Na
Mg
AI
SI
Р
S
CI
К
Са
Э2О
ЭО
Э2О3
э<
^2
Эг06
ЭОз
ЭзОу
и
Be
В
с
N
о
F
Na
Mg
AI
SI
Р
S
CI
К
Са
Э2О
ЭО
Э2О3
э<
^2
Эг06
ЭОз
ЭзОу
группа
группа
Попытки упорядочить, классифицировать элементы в соответствии с их свойствами
Й. Дёберейнер (1816-1823) — выделил триады сходных элементов
Л. Мейер (1864) — объединил элементы со сходными свойствами в группы
Дж. Ньюлендс (1866) — отметил повторяемость свойств через 7 элементов на 8-ой (правило «октав»)
«Свойства элементов, а следовательно и образованных ими простых и сложных тел, находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов»
ЧЧД. И. Менделеев, 1869
Ч
Ч
При составлении таблицы Д.И. Менделеев (в отличие от предшественников):
Сравнил между собой не только сходные элементы, но и несходные естественные группы элементов;
Изменил атомные веса 20 элементов (Ве2О3 -> ВеО => 13.5 -> 9)
При определении положения — руководствовался в первую очередь химическими свойствами I <-> Те; Со <-> Ni;
Ряд элементов не был открыт — оставил пустые клетки (под Si — экасилиций (Ge) и др.)
Г. Мозли (1913 г.) —заряды ядер атомов последовательно возрастают на 1 и э-:’.■-=/ номер элемента соответствует значению заряда его ядра.
Современная трактовка: Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от значения заряда ядер атомов (равного атомному номеру элемента в периодической таблице элементов).
Заряд ядра определяет число электронов в нейтральном атоме и число запсп-е—= ■ электронных оболочек в невозбужденном атоме, а также их заселенность (химические се:й:“ =
Зависимость характеристик элементов от их
положения в периодической таблице
переход к следующему периоду -»переход к следующему периоду -»В МАЛОМ ПЕРИОДЕ: заполнение одного электронного уровня
переход к следующему периоду -»
переход к следующему периоду -»
LiBe ВСNОF
ОООоооо
0.155 нм радиус нейтрального атома 0.064 нм
В периоде наблюдается увеличение заряда ядра, увеличение притяжения ек ядру, увеличение электроотрицательности — способности атома оттягивать
переход к другому электронному уровню, расположенному дальше от ядра, поэтому — уменьшение притяжения внешнего
к себе электроны -» переход от металлических свойств к неметаллическим Тенденция образования устойчивой внешней электронной оболочки (оболочки инертного газа) элементы начала периодаэлементы конца периода
Iz ~I -
легко отдают е, образуют преимущ. .легко принимают е, образуя Ф-ионы ковалентные связи образуя Ф-ионы
В roynneNa О
увеличение числа электронных уровней (слоев) в невозбужденном атоме;
увеличение размера атома;
уменьшение притяжения внешнего электрона к ядру;
уменьшение способности присоединять электрон;
усиление металлических свойств
Атомный номер элемента = заряду ядра 2. Номер периода = числу уровней (обычно) 3. Номер группы = max. полож. степень окисления (обычно)
Металлические свойства возрастают сверху вниз и справа налево
Металлические свойства проявляют элементы с малым числом валентных электронов на внешнем уровне (оболочке)
Периодичность изменения свойств объясняется определенной повторяемостью в заполнении электронных уровней (оболочек)^
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Взаимодействие атомов, приводящее к образованиюустойчивой многоатомной системы
/перераспределение и (или)Л
Обобществление электроновдвнешних, валентных), повышение
электронной плотности между атомами, притягивающей ядра.
1. Энергия связи — энергия, затрачиваемая на ее разрушение (обычно сотни кДж/моль)Q+ + q
2. Длина связи г — расстояние между ядрами связываемых атомов (обычно 0.1-0.3 нм)(■)(•) ц = q х г
3. Дипольный момент ц — при различии электроотрицательности атомов — мера полярности связиг
V /"Электроотрицательность — численная характеристика способности атомов в соединениях U — 1.0, F — 4.0
смещать к себе электроны других атомовRb — 0.8, I — 2.5
Правило октета: при образовании химической связи атомы 1-го — 3-го периодов стремятся к созданию устойчивой 8-
ИОННАЯ СВЯЗЬ Na • + -Cl: -> Na+ I,II VI,VII [Ne]
(октет) или 2-х (дублет) -электронной оболочки инертного газа
ередачаэлектронов
№
ю,
направленность связи — формы орбиталей Различные типы перекрывания е-облаков
при плавлении, растворении в воде хорошо проводят электрический ток
твердые вещества I силы притяжения высокие Тплавления Г Me”W ионами
■ :Cl:~ [Аг]
Na| :CI: -> Na+ + СГ
ВАЛЕНТНОСТЬ
1853 г. — Франкланд. Способность атома присоединять или замещать определенное число других атомов при образовании молекулы
ЭЛЕКТРОВАЛЕНТНОСТЬ — способность атома, образующего ионную связь, отдавать или принимать определенное число электронов КОВАЛЕНТНОСТЬ — способность образовывать общие электронные пары
Для характеристики перераспределения электронов при образовании связи.
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ — условный заряд атома, вычисленный по определенным правилам:
1. Степень окисления (СО) атома в простом веществе равна О (Н2, Р4, Sg и др.)
При соединении атомов с различными электроотрицательностями—полярная
:С1- + :С1- -♦ :С1:С1: (CI-CI)
HNH>90" —> 107"
:N ■ + :N • -» :N :M: (NsN)
2s 2р
Часто наблюдается гибридизация $-, р- и d- орбиталей
отталкивание
л-свяэь
КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ
Алгебраическая сумма СО атомов в молекулах (СО2, СН4) равна 0, в ионе (SO4‘
Степень окисления F в его соединениях всегда равна -1
а-связь
обобществление электронов
обобществление электронной пары одного атома
ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙМЕХАНИЗМдонор — имеет неподеленную е-пару
Н
H-N
Н н-оС»
Н ашИПйВ — свободную орбиталь (Н "Э
Н
I Н—N! +Н+ I
Н
Н
-о'» +Н
? , МПО4 ) — его заряду
СО атомов щелочных и щелочноземельных металлов в соединениях всегда равна +1 и +2
СО Н в соединениях +1 (см. также п. 7)
СО О в соединениях -2 (см. также п. 7)
Всегда предпочтение отдается правилу с меньшим номером, поэтому K+1Н 1; Hj102 ' И ДГ
СО может быть отрицательной, положительной, равной 0 (Fe(CO)s и др.), дробной (K2S5 u q)
Н
м I нн
О'
Н
Все связи эквивалентны.
Заряд распределен по всем атомам
ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ
Связь Э’...Н...Э”, где Э’ и Э" — атомы элементов с большими значениями электроотрицательности, чем ЭО Н. Все три атома Э’, Э" и Н расположены
на прямой, например F—Н—О, О—Н—N.
обобществление лектронов между
всеми атомами кристалла
МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ электропроводность, теплопроводность, ковкость металлов.
Модель «электронного газа», который удерживает вместе атомные положительно заряженные остовы.
Современная модель — электроны расположены не на отдельных энергетических уровнях, а в «энергетической зоне», и легко в этой зоне перемещаются
ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИИ
Явление, при котором одни вещества превращаются в другие, называютХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИЕЙВозможные типы классификаций реакций
По числу исходных и
По изменению степени окисления атомов
образующихся веществ
Без изменения степени окисления
С изменением степени окисления (окислительно-восстановительные)
СОЕДИНЕНИЯ
А + В + С -> D несколько веществпродукт более
более простого составасложного состава
СаО + Н2О = Са(ОН)2
РЬО + SiO2 = PbSiO3 СаСО3 + Н2О + СО2 = Са(НСО3)2
С2Н4 +Н?О = С?Н5ОН
Н2 + Cl2 = 2HCI PbS + 4О3 = PbSO4 + 4О2 4Fe(OH)2 + 2Н2О + О2 = 4Fe(OH)3
РАЗЛОЖЕНИЯ
А -> В + С + D более сложное несколько веществ более простого состава
Разложение кристаллогидратов, кислот, оснований (хе щелочей!), солей кислородсодержащих кислот и др.
Cu(OH)2 = СиО + Н2О СзСОд = СаО 4" СО2 NH4CI = NH3 + HCI
4HNO3 = 2Н2О + 4NO2 + О2 диспропорционирование 4КСЮ3 = ЗКС1О4 + KCI
ЗАМЕЩЕНИЯ
А + ВС -> АВ + С простое сложное сложное простое
С изменением степени 1 окисления
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Си 2KBr + Cl2 = 2KCI + Br2
ОБМЕНА
АВ + CD -» АС + BD Наиболее распространены реакции между сложными веществами, протекающие без изменения степени окисления и сопровождающиеся удалением продукта (продуктов) реакции в виде газа, осадка или образованием малодиссоциирующе- го соединения.
AgNO3 + KBr = AgBr 4- + KNO3 Нейтрализации
NaOH + HCI = NaCI + Н2О / малодиссоц^**
Гидролиза
CH3COONa + Н20^=гСН3С0ОН + NaOH малодиссоц.
Без изменения степени
1।окисления
Необходимо отметить: существует много реакций, которые трудно отнести к одному определенному типу:
NH3 + СО2 + Н2О + NaCI = NH4Cl + NaHCO3i; ЗО24=^2О3
Возможны и другие классификации: по тепловому эффекту, Скорости, механизму (ионные, радикальные, цепные, каталитические и некаталитические), как обратимые и необратимые и т.д.
ПО ТЕПЛОВОМУ ЭФФЕКТ^
В ходе химических реакций происходит разрыв одних связей и образование других
Если сумма энергий разрушенных связей < суммы энергий вновь образованных — > избыток энергии выделяется в виде теплоты, света, работы расширяющихся газов.
4AI + ЗОг -> 2А!2Оз + Q N2 + 02j=r2NO - Q
— теплота выделяется, реакция экзотермическая
— теплота поглощается, реакция эндотермическая
тепловой эффект реакции Q
Термохимические уравнения — с указанием теплового эффекта
Простые вещества в стандартном состоянии(1 атм., 25 °C. А. В, С. D), ДОобр = О
2Н2 + О2 = 2Н2О(ж) + 572 кДж
Термохимические расчеты основаны на законе
Гесса: '
тепловой эффект химической реакции зависит от состояний исходных веществ и продуктов реакций, но не зависит от промежуточных стадий процесса
тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот *~~ образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот образования исходных веществ
прод ^обр
тепловой эффект
Q = LviQn^
КХ ^V|KXo6p
EviO"
АВ + CD
Закон сохранения энергии
Q — Запас энергии в продуктах минус запас энергии в реагентах
г.каз № 2263г.каз № 2263и глубиной протеканияи глубиной протекания
г.каз № 2263
г.каз № 2263
и глубиной протекания
и глубиной протекания
Сущность химической реакции состоит в получении новых веществ.
п в перегруппировке атомов исходных веществ в продукты реакции
JL Количественно химическая реакция может быть охарактеризована Vскоростью протекания
Скорость протекания (химическая кинетика)
Глубина протекания (химическая термодинамика)
3 _ АпеАСреаг+АС продуктVAt V = constAtAt3 _ АпеАСреаг+АС продуктVAt V = constAtAtсмесьсмесь^р^рН2 + l2 = 2HIН2 + l2 = 2HIобробр2HI = Н2 + 122HI = Н2 + 12
3 _ Апе
АСреаг
+АС продукт
VAt V = const
At
At
3 _ Апе
АСреаг
+АС продукт
VAt V = const
At
At
смесь
смесь
^р
^р
Н2 + l2 = 2HI
Н2 + l2 = 2HI
обр
обр
2HI = Н2 + 12
2HI = Н2 + 12
Скорость гомогенной химической реакции определяется количеством вещества (числом молей Ап), превращенного в объеме (V) за промежуток времени (At):
Чем определяется скорость?
Реакция происходит при столкновении молекул реагирующих веществ, поэтому скорость определяется Ф числом столкновений и ® их энергией
Ф Концентрация (число молекул в единице объема). Чем выше концентрация, тем чаще происходят столкновения.
О = [А] • [В] для А + В -> С
6 = к[А] • [В] где к — константа скорости (к = О, если, например, [А] = [В] = 1)
Если в реакции в отдельном столкновении, т.е. элементарном акте, участвуют п молекул А и
m — В, т.е. nA + тВ С, то
Многие химические реакции не удается довести до концаН2 + l2 => 350°С => 80%Н1 + 10%Н2 + 10%12 <= 350’С <= HI
ЧИСТЫЙ
Реакции, протекающие одновременно в двух противоположныхнаправлениях, называют обратимыми
<0
А = к • [А]" • [В]
Закон действующих масс (К.М.Гульдберг и П.Вааге, 1864 г)
n, m — порядки реакции — часто не равны стехиометрическим коэффициентам. Причина — сложный механизм реакций.
® Температура (мера кинетической энергии молекул). Чтобы реакция прошла, необходимо разрушить связи в исходной молекуле. Для этого требуется энергия (энергия активации). Молекулы должны столкнуться с определенной энергией.
Так как доля молекул, обладающих необходимой энергией, быстро увеличивается с ростом температуры, скорость реакции резко возрастает с ростом температуры.
Приближенное правило Вант-Гоффа: скорость возрастает в 2-4 раза при нагревании на 10°С.
^акт
При равновесии: А = ^Химическое равновесие имеет динамический характерДля реакции: mA + пВ-;=грС + qD
константа равновесия К
= JCFW К “ [A]m[B]n
При данной температуре К имеет постоянное значение, характеризует равновесный состав смеси
Способы смешения химического равновесия
Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказывать внешнее воздействие (изменить т, Р, концентрацию), то равновесие в системе смещается в том направлении, при котором эффект воздействия уменьшается.
ЗНг+N2^=t2NH3+Q |<Т
Уравнение Аррениуса:
к = const • е rt
R — газовая постоянная, Т — температура, К
® Катализатор — изменение механизма реакции
-♦ уменьшение энергии активации -♦ увеличение скорости. Ингибитор — уменьшение скорости реакции.
Катализатор не влияет на положение равновесия (константуравновесия), а только ускоряет его достижение
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов
Условно считают, что окисление — это отдача атомом, ионом, молекулой электронов, а восстановление — присоединение к ним электронов. При окислении степень окисления атома возрастает, при восстановлении уменьшается.
Окисление одних атомов (А) в данной реакции: А -п ё = Ап+ (А — восстановитель) всегда сопровождается
восстановлением других атомов (Э) в данной реакции: Э +пе = Э"- (Э — окислитель)
ВОССТАНОВЛЕНИЕпонижение степени окисления
... -3-2-1012 3...
повышение степени окисленияОКИСЛЕНИЕповышение степени окисленияОКИСЛЕНИЕ
повышение степени окисления
ОКИСЛЕНИЕ
повышение степени окисления
ОКИСЛЕНИЕ
Для того, чтобы определить направление протекания и продукты реакции, необходимо установить:
2525т.о., наибольшая окислительная активность КМпО 4 — в кислой среде (обычно используют разбавл. Н 2ЗО4)т.о., наибольшая окислительная активность КМпО 4 — в кислой среде (обычно используют разбавл. Н 2ЗО4)4AI + 30 2 = 4^3+ 6О"24AI + 30 2 = 4^3+ 6О"2
2
5
2
5
т.о., наибольшая окислительная активность КМпО 4 — в кислой среде (обычно используют разбавл. Н 2ЗО4)
т.о., наибольшая окислительная активность КМпО 4 — в кислой среде (обычно используют разбавл. Н 2ЗО4)
4AI + 30 2 = 4^3+ 6О"2
4AI + 30 2 = 4^3+ 6О"2
Окислители:
Простые вещества, образованные атомами элементов-неметаллов VI—VII групп (F2, О3, О2, Cl2, Вг2 и др.)
Многие многозарядные ионы металлов: Fe3+ + ё = Fe2+; Cu2+ + ё = Cu+
Ионы, содержащие атомы элементов в высоких степенях окисления:
МпО/ (Мп VII), Cr2O72" (Cr VI)
Ионы и молекулы, содержащие атомы неметаллов в высших степенях окисления:
+5+5
HNO3, КСЮ3 и др.
Кислоты (за счет ионов Н+)
Пероксиды, надпероксиды, озониды
Н2О2, КД, КО3
Для составления уравнений окислительно
Метод электронно-ионного баланса (в водных растворах)
Найти окислитель и восстановитель.
Определить, какие ионы существуют в растворе
Записать схемы полуреакций окисления и восстановления
Сбалансировать число атомов в каждой части, добавляя Н + или Н2О — в кислой среде
ОН - или Н 2О — в щелочной
Уравнять число электронов (зарядов)
Суммировать полуреакции в полное электронноионное уравнение (электроны сокращаются!)
Найти коэффициенты
КМпО4 + MCI -> KCI + МпС12 + С12 + Н2О
МпО4~ + 8Н+ + 5е~= Мп2+ + 4Н2О (восстановление)
2СГ - 2е"= Cl2(окисление)
2МпО4" + 10СГ + 1бН+ = ЗМп2* + 5С12 + 8Н2О
2КМпО4 + 16HCI = 2KCI + 2МпС12 + 5С!2 + 8Н2О
Восстановители:
Атомы металлов НН групп и др. (Na, Са, Al, Fe...)
Отрицательно заряженные ионы неметаллов S2", СГ и др.
Многие сравнительно малозарядные ионы металлов (Fe2+, Мп2+ и др.)
Ионы и молекулы, содержащие атомы в промежуточных степенях окисления:
+4+4+3
so2, so32*, Н3РО3 и др.
н2, СО, СН„, NH3, С
Гидриды металлов НН групп (СаН2, LiH и др.)
восстановительных реакций используют: Метод электронного баланса , (газ + газ, газ + тв., тв. + тв.)
Найти окислитель и восстановитель
Записать схемы полуреакций окисления и восстановления 3. Сбалансировать заряды и электроны
Суммировать полуреакции в полное электронное уравнение (электроны должны сократиться)
Найти коэффициенты
А! + О ,А!,О,
О+3 22 3
4 А! - Зе = А! (окисление)
3О2° +46 = 20^ (восстановление)
Сг2О3 — темно-зеленый; СгО 3 — темно-красный 2КСгО2 + 3Br2 + 8К0Н -> 2К2СгО4 + бКВг + 4Н2О K2Cr2O7 + 14HCI -> 2CrCI3 + ЗС12Т + 2KCI + 7Н2О
истинные растворыистинные растворыколлоидные растворы jколлоидные растворы jУстойчивость определяется размером распределенных частицУстойчивость определяется размером распределенных частиц
истинные растворы
истинные растворы
коллоидные растворы j
коллоидные растворы j
Устойчивость определяется размером распределенных частиц
Устойчивость определяется размером распределенных частиц
РАСТВОРЫ
Гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух и более компонентов
Растворитель — количественно преобладает и находится в том же агрегатном состоянии, что и образующийся раствор
суспензии (твердые в жидком)эмульсии (жидкие в жидком)
Количественная характеристика
Качественная характеристика
т, (масса растворенного вещества) Массовая доля W = —
т2 (общая масса раствора) обычно выражают в процентах
Если количество растворенного вещества п отнесено к общему объему раствора V, то говорят о молярной концентрации С п растворенного веществач
С = (моль/дм , моль/л)
^раствора
Разбавленные: относительно малое содержание растворенного вещества.
Концентрированные: относительно высокое содержание растворенного вещества. Например, 95-98% масс. H2SO4
Растворение, растворимость
подобное растворяется в подобном
избыток
твердое вещество
растворение
^^ вещество в растворе
кристаллизации
над твердым веществом
Равновесие: насыщенный раствор. Отсутствие равновесия — ненасыщенный раствор (концентрация ниже насыщенного), или пересыщенный раствор — выше насыщенного.
Концентрация насыщенного раствора — мера растворимости вещества, его способности растворяться в данном растворителе.
Если теплота в результате растворения:-'Если теплота в результате растворения:-''выделяется, то с увеличением температуры растворимость уменьшается. Например, растворение в воде О2.
Если теплота в результате растворения:-'
Если теплота в результате растворения:-'
поглощается, то с увеличением температуры растворимость
увеличивается. Например, растворение в воде КО, КМО3 и др.
Для газов — закон Генри — с увеличением давления растворимость газа увеличивается.
РастворениеРастворениеПреимущественно химический процесс Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4
Растворение
Растворение
2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2Т
нельзя физически выделить исходное вещество
Преимущественно физический процесс NaO + Н2О
12 + бензол
можно выделить физически растворенное вещество
твердое вещество + молекулы растворитерятвердое вещество + молекулы растворитеряа-а-а-а н2о н20 н оА-А-А-А Н20 Н2О н2ОА-А-^ Н2О Н2°а-а-а-а н2о н20 н оА-А-А-А Н20 Н2О н2ОА-А-^ Н2О Н2°сольватация(гидратация)сольватация(гидратация)А*пН2О сольваты (гидраты)[А1(Н2О)б]3+[Си(Н2О)4]2+А*пН2О сольваты (гидраты)[А1(Н2О)б]3+[Си(Н2О)4]2+А-А-А-АА-А-А-АДО1 < О -А-А-А-Д.ДО1 < О -А-А-А-Д.2*2*кристаллогидраты CuSO4•5Н2О Na2S04-10H20кристаллогидраты CuSO4•5Н2О Na2S04-10H20иногда настолько прочны, что могут быть выделены из раствора в кристаллическом состояниииногда настолько прочны, что могут быть выделены из раствора в кристаллическом состоянииТепловые эффектыТепловые эффектыразрыв связейэнергия *поглощаетсяразрыв связейэнергия *поглощаетсясольватация л л л л л (гидратация) А А А А А 1образование новых связейсольватация л л л л л (гидратация) А А А А А 1образование новых связейобщий тепловой эффект11общий тепловой эффект11А*пН2О да2>оэнергиявыделяетсяА*пН2О да2>оэнергиявыделяетсяда = да2 - да1да = да2 - да1
твердое вещество + молекулы растворитеря
твердое вещество + молекулы растворитеря
а-а-а-а н2о н20 н о
А-А-А-А Н20 Н2О н2О
А-А-^ Н2О Н2°
а-а-а-а н2о н20 н о
А-А-А-А Н20 Н2О н2О
А-А-^ Н2О Н2°
сольватация
(гидратация)
сольватация
(гидратация)
А*пН2О сольваты (гидраты)
[А1(Н2О)б]3+
[Си(Н2О)4]2+
А*пН2О сольваты (гидраты)
[А1(Н2О)б]3+
[Си(Н2О)4]2+
А-А-А-А
А-А-А-А
ДО1 < О -А-А-А-Д.
ДО1 < О -А-А-А-Д.
2*
2*
кристаллогидраты CuSO4•5Н2О Na2S04-10H20
кристаллогидраты CuSO4•5Н2О Na2S04-10H20
иногда настолько прочны, что могут быть выделены из раствора в кристаллическом состоянии
иногда настолько прочны, что могут быть выделены из раствора в кристаллическом состоянии
Тепловые эффекты
Тепловые эффекты
разрыв связейэнергия *
поглощается
разрыв связейэнергия *
поглощается
сольватация л л л л л (гидратация) А А А А А 1
образование новых связей
сольватация л л л л л (гидратация) А А А А А 1
образование новых связей
общий тепловой эффект
11
общий тепловой эффект
11
А*пН2О да2>оэнергиявыделяется
А*пН2О да2>оэнергиявыделяется
да = да2 - да1
да = да2 - да1
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Растворы многих солей, кислот, основанийРастворы многих солей, кислот, основанийПроводят электрический ток (хотя в сухом состоянии — изоляторы)
Растворы многих солей, кислот, оснований
Растворы многих солей, кислот, оснований
Некоторые коллигативные свойства растворов (Ткипения, Тэамерэания и т.д.) изменяются т о., как будто число частиц в целое число раз больше, чем число молекул (формульных единиц) растворенного вещества.
( Электролиты — вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток j
Теорияэлектролитическойдиссоциации1887 г. СвантеАррениусТеорияэлектролитическойдиссоциации1887 г. СвантеАррениус1. При внесении в воду электролитов в растворе оказываются положительно и отрицательно заряженные частицы (ионы) (электролитическая диссоциация)1. При внесении в воду электролитов в растворе оказываются положительно и отрицательно заряженные частицы (ионы) (электролитическая диссоциация)2.2.Под действием электрического тока ионы перемещаютсяПод действием электрического тока ионы перемещаются3.4.3.4.катод ГП катионы- -—®катод ГП катионы- -—®анионыанионыЭлектролитическая диссоциация может быть обратима ы*—1Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, Т, концентрацииЭлектролитическая диссоциация может быть обратима ы*—1Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, Т, концентрацииМеханизмМеханизмдиссоциации на ионы полярной молекулыдиссоциации на ионы полярной молекулыгидратиро ванн ыегидратиро ванн ыеразрушения связиразрушения связи-AQ-AQ+ AQ(гидратации) (сольватированные)+ AQ(гидратации) (сольватированные)ионыионыКоличественно процесс АВ — “ характеризуют степенью диссоциации а и константой диссоциации КдисКоличественно процесс АВ — “ характеризуют степенью диссоциации а и константой диссоциации КдисА++ В"А++ В"а =а =^(число распавшихся молекул) ^(исходное число молекул в растворе)^(число распавшихся молекул) ^(исходное число молекул в растворе)_ [А+][В']КДис - [ABj_ [А+][В']КДис - [ABjзначение а не связано с растворимостью вещества в водеКдис — константа при данной температурезначение а не связано с растворимостью вещества в водеКдис — константа при данной температуре
Теорияэлектролитическойдиссоциации1887 г. СвантеАррениус
Теорияэлектролитическойдиссоциации1887 г. СвантеАррениус
1. При внесении в воду электролитов в растворе оказываются положительно и отрицательно заряженные частицы (ионы) (электролитическая диссоциация)
1. При внесении в воду электролитов в растворе оказываются положительно и отрицательно заряженные частицы (ионы) (электролитическая диссоциация)
2.
2.
Под действием электрического тока ионы перемещаются
Под действием электрического тока ионы перемещаются
3.
4.
3.
4.
катод ГП катионы
- -—®
катод ГП катионы
- -—®
анионы
анионы
Электролитическая диссоциация может быть обратима ы*—1
Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, Т, концентрации
Электролитическая диссоциация может быть обратима ы*—1
Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, Т, концентрации
Механизм
Механизм
диссоциации на ионы полярной молекулы
диссоциации на ионы полярной молекулы
гидратиро ванн ые
гидратиро ванн ые
разрушения связи
разрушения связи
-AQ
-AQ
+ AQ
(гидратации) (сольватированные)
+ AQ
(гидратации) (сольватированные)
ионы
ионы
Количественно процесс АВ — “ характеризуют степенью диссоциации а и константой диссоциации Кдис
Количественно процесс АВ — “ характеризуют степенью диссоциации а и константой диссоциации Кдис
А++ В"
А++ В"
а =
а =
^(число распавшихся молекул) ^(исходное число молекул в растворе)
^(число распавшихся молекул) ^(исходное число молекул в растворе)
_ [А+][В']
КДис - [ABj
_ [А+][В']
КДис - [ABj
значение а не связано с растворимостью вещества в воде
Кдис — константа при данной температуре
значение а не связано с растворимостью вещества в воде
Кдис — константа при данной температуре
Условное деление электролитов по силе для 0.1 моль/л растворов
3%3%аа30%30%Слабые электролиты H2S, Н2СО3, СН3СООН, фенол,Слабые электролиты H2S, Н2СО3, СН3СООН, фенол,NH3 • Н20NH3 • Н20Электролиты среднейСИЛЫ (по 1- й ступени) H2SOg, HgPO4Электролиты среднейСИЛЫ (по 1- й ступени) H2SOg, HgPO4Константа диссоциации.[A^lB'JАВ — А^В- К= —Ступенчатая диссоциацияКонстанта диссоциации.[A^lB'JАВ — А^В- К= —Ступенчатая диссоциациян3ро4^н+ + н2ро4"н3ро4^н+ + н2ро4"«1 =«1 =[Н+][Н2РО4-] = 7 - 10'3[Н+][Н2РО4-] = 7 - 10'3Н2РО4'^=гН+ + НРО42"Н2РО4'^=гН+ + НРО42"К2 =К2 =НРО42'4=-Н+ + РО43"НРО42'4=-Н+ + РО43"«3 =«3 =Вода — слабый электролит2НгО.= Н3О+ + ОН' — аутодиссоциацияВода — слабый электролит2НгО.= Н3О+ + ОН' — аутодиссоциация[н3ро4][нЦнро/-](H2PO4'J[Н^РО,,3'][НРО42-][н3ро4][нЦнро/-](H2PO4'J[Н^РО,,3'][НРО42-]= 6-10'8= 6-10'8= 4- 10'13= 4- 10'13Сильные электролиты гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, некоторые кислоты, соли (почти все).Произведение растворимостиМалорастворимые соли — это сильные электролиты. Их растворимость м.б. охарактеризована концентрацией ионов в насыщенном растворе BaSO4 = Ва2+ + SO42"[Ba2+][SO 21К = -—; [BaSO4] = const [BaSO4]К' = ПРВа50 = [Ba2+][SO42'] При T = const ПР = const Если [А+][В']>ПР, i осадокСильные электролиты гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, некоторые кислоты, соли (почти все).Произведение растворимостиМалорастворимые соли — это сильные электролиты. Их растворимость м.б. охарактеризована концентрацией ионов в насыщенном растворе BaSO4 = Ва2+ + SO42"[Ba2+][SO 21К = -—; [BaSO4] = const [BaSO4]К' = ПРВа50 = [Ba2+][SO42'] При T = const ПР = const Если [А+][В']>ПР, i осадокV^[Н2О]V^[Н2О]К'[Н2О] = [Н+][ОН'] = 10'14 (22°) (ионноеК'[Н2О] = [Н+][ОН'] = 10'14 (22°) (ионное.Н2°[и4] = —2—[ОН~].Н2°[и4] = —2—[ОН~][Н2О] = const[Н2О] = constпроизведение воды)Водородный показательпроизведение воды)Водородный показатель[Н4] = [ОН ~] — нейтральная[Н4] > [ОН"] — кислая[Н4] < [ОН"] — щелочная[Н4] = [ОН ~] — нейтральная[Н4] > [ОН"] — кислая[Н4] < [ОН"] — щелочнаяpH = -foCH+jpH = 7pH < 7pH > 7pH = -foCH+jpH = 7pH < 7pH > 7
3%
3%
а
а
30%
30%
Слабые электролиты H2S, Н2СО3, СН3СООН, фенол,
Слабые электролиты H2S, Н2СО3, СН3СООН, фенол,
NH3 • Н20
NH3 • Н20
Электролиты средней
СИЛЫ (по 1- й ступени) H2SOg, HgPO4
Электролиты средней
СИЛЫ (по 1- й ступени) H2SOg, HgPO4
Константа диссоциации
.[A^lB'J
АВ — А^В- К= —
Ступенчатая диссоциация
Константа диссоциации
.[A^lB'J
АВ — А^В- К= —
Ступенчатая диссоциация
н3ро4^н+ + н2ро4"
н3ро4^н+ + н2ро4"
«1 =
«1 =
[Н+][Н2РО4-] = 7 - 10'3
[Н+][Н2РО4-] = 7 - 10'3
Н2РО4'^=гН+ + НРО42"
Н2РО4'^=гН+ + НРО42"
К2 =
К2 =
НРО42'4=-Н+ + РО43"
НРО42'4=-Н+ + РО43"
«3 =
«3 =
Вода — слабый электролит
2НгО.= Н3О+ + ОН' — аутодиссоциация
Вода — слабый электролит
2НгО.= Н3О+ + ОН' — аутодиссоциация
[н3ро4][нЦнро/-](H2PO4'J[Н^РО,,3'][НРО42-]
[н3ро4][нЦнро/-](H2PO4'J[Н^РО,,3'][НРО42-]
= 6-10'8
= 6-10'8
= 4- 10'13
= 4- 10'13
Сильные электролиты гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, некоторые кислоты, соли (почти все).
Произведение растворимости
Малорастворимые соли — это сильные электролиты. Их растворимость м.б. охарактеризована концентрацией ионов в насыщенном растворе BaSO4 = Ва2+ + SO42"
[Ba2+][SO 21
К = -—; [BaSO4] = const [BaSO4]
К' = ПРВа50 = [Ba2+][SO42'] При T = const ПР = const Если [А+][В']>ПР, i осадок
Сильные электролиты гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, некоторые кислоты, соли (почти все).
Произведение растворимости
Малорастворимые соли — это сильные электролиты. Их растворимость м.б. охарактеризована концентрацией ионов в насыщенном растворе BaSO4 = Ва2+ + SO42"
[Ba2+][SO 21
К = -—; [BaSO4] = const [BaSO4]
К' = ПРВа50 = [Ba2+][SO42'] При T = const ПР = const Если [А+][В']>ПР, i осадок
V^[Н2О]
V^[Н2О]
К'[Н2О] = [Н+][ОН'] = 10'14 (22°) (ионное
К'[Н2О] = [Н+][ОН'] = 10'14 (22°) (ионное
.Н2°
[и4] = —2—
[ОН~]
.Н2°
[и4] = —2—
[ОН~]
[Н2О] = const
[Н2О] = const
произведение воды)
Водородный показатель
произведение воды)
Водородный показатель
[Н4] = [ОН ~] — нейтральная
[Н4] > [ОН"] — кислая
[Н4] < [ОН"] — щелочная
[Н4] = [ОН ~] — нейтральная
[Н4] > [ОН"] — кислая
[Н4] < [ОН"] — щелочная
pH = -foCH+j
pH = 7
pH < 7
pH > 7
pH = -foCH+j
pH = 7
pH < 7
pH > 7
Ионные реакции: реакции между ионами, протекающие в растворе электролитов
Протекают в случае образования осадков Ф, легколетучих веществ Т и малодиссоциированных веществПротекают в случае образования осадков Ф, легколетучих веществ Т и малодиссоциированных веществ
Протекают в случае образования осадков Ф, легколетучих веществ Т и малодиссоциированных веществ
Протекают в случае образования осадков Ф, легколетучих веществ Т и малодиссоциированных веществ
NaCI + К SO * 1 Смеси ионов, реакции не идут.
24 Г Нельзя говорить об изменении
КОН + NaCI * J состава исходных веществ
Na2SO4 + ВаС12 = 2NaCI + BaSO4i в ионной форме:
2Na+ + SO42" + Ва2+ + 2СГ = BaSO4,L + 2Na+ + 2СГ SO42' + Ba2+ = BaSO4i — краткая форма
Электролиты
ЭЛЕКТРОЛИЗ
проводят
электрический ток
Совокупность химических реакций, протекающих под действием электрического тока на электродах, помещенных в раствор или расплав электролита, называется электролизом
катод
анод
е
Ф Расплав NaCI = Na+ + Cl
восстановление катиона
окисление аниона
Na
суммарно
® Раствор NaCI
Na+ + Cl" -> Na° + ^ Cl22NaCI -I 2Na + Cl2
В растворе — сложнее из-за присутствия воды
pH < 72Н
'2
суммарно
H2 OH
Na+ СГ катод
н H2o
анод
_СГ - e -» -^31,
[ 2H2O - 4e-> O2 + 4H^
,2OH" - 4e-> O2 + 2H2O
pH <7
pH > 7
2H2O + 2CI -> CI2T + Н2Т + 2ОН
2Н2О + 2NaCI -7 CI2T + Н2Т + 2NaOH
Еще сложнее электролиз протекает в смесях солей. Возможность осуществления того или процесса зависит от окислительно-восстановительных свойств ионов в растворе Для металлов — электрохимический ряд напряжений (ряд стандартных потенциалов Е°)
ИНОГО
Zn
АЕ
АЕ
Си О
Pt
[Zn2+] = 1 моль/л
Fe° + Си2* -> Си0 + Fe2*
IН2, 1 атм (10s Па)
Си
Стандартный водородный электрод HCI, [Н+) = 1 моль/л
[Си2+] = 1 моль/л
усиление восстановительных свойств атомов металлов 2FeCI3 + Си = СиС^ + 2FeCL, -^g
окисленная форма
К* Са2* Na* Mg2* Al3* Мп2* Zn2* Cr2* Fe2* Cr3* Co2* Ni2* Sn2* Pb2* H* Си2* Fe3* Ag* Au3*
восстановленная К Ca Na Mg Al Мп Zn Cr Fe Cr2* Co Ni Sn Pb H2 Cu Fe2* Ag Au
форма
увеличение окислительной способности ионов
д^иснов — аналогично можно построить ряд увеличение восстановительной активности анионов
F" NO- SO4 ОН-
сг вг
молекулы воды:
. С- - 4Н*
окисляются сами при электролизе водных растворов
2Н2О
Законы электролиза; М. Фарадей — равные количества электричества выделяют на электродах эквивалентные массы веществ
96520 Кл
ек-оолиз с активным анодом
,е —, NiJ
Э-М m =
F
Э-1-t
2Н2О - 4е -> О2 + 4Н Ni° - 26"Ni2*
96520
NiSO. днод
черновой Ni растворяется на аноде
где Э — электрохимический эквивалент (молярная масса эквивалента)
Э = — (п — число ё ) п
оксиды
Оксиды — сложные вещества, состоящие из 2-х элементов, один из которых — кислород в степени окисления -2
Формула
Название
Формула
Название
СО
оксид углерода (II)
Fe2O3
оксид железа (III)
NO
оксид азота (II)
СгО3
оксид хрома (VI)
NA
оксид азота (V)
Мп2О7
оксид марганца (VII)
Агрегатное состояние при н.у.: газы (NO, СО, СО2 и др.), жидкости (Н2О) и твердые (Fe2O3, MgO, СаО и др.) вещества.
Получение оксидов
Окисление кислородома) простых веществ: 2Мд + О2 = 2МдО
б) сложных веществ: 2H2S + ЗО2 = 2Н2О + 2SO2
„ _.-। «кроме солей щелочных металлов:
Разложение а) нагреванием солеи: 2CuSO4 = 2CuO + 2SO2 + О2 »2kno = 2KNO + О
2Pb(NO3)2 = 2РЬО + 4NO2 + O2
| гидроксиды щелочных металлов■ не разлагаются, кроме LiOH2LiOH = Li2O + H2O| гидроксиды щелочных металлов■ не разлагаются, кроме LiOH2LiOH = Li2O + H2OнагреваниемCa(OH)2 = CaO + H2O
| гидроксиды щелочных металлов
■ не разлагаются, кроме LiOH
2LiOH = Li2O + H2O
| гидроксиды щелочных металлов
■ не разлагаются, кроме LiOH
2LiOH = Li2O + H2O
оснований:Cu(OH)2 = CuO + H2O
нагреванием кислородсодержащих кислот
в случае термически неустойчивых кислот (Н2СОЭ, H2SO3) — простое нагревание H2SO3 = SO2 + Н2О
в случае термически устойчивых кислот — нагревание в присутствии Р2О5
2HCIO. ” С12О7 + Н2О ; 2HNO3 == N2O. + Н2О
42 72Зрд 2 52
4СгО3 = 2Сг2О3 + ЗО24СгО3 = 2Сг2О3 + ЗО24FeO + О2 = 2Fe2O34FeO + О2 = 2Fe2O3Разложение высших оксидов и окисление низших:
4СгО3 = 2Сг2О3 + ЗО2
4СгО3 = 2Сг2О3 + ЗО2
4FeO + О2 = 2Fe2O3
4FeO + О2 = 2Fe2O3
Вытеснение летучего оксида менее летучим при высокой температуре:
Na2CO3 + SiO2 = Na2SiO3 + СО2Т
Взаимодействие кислот — окислителей (Н2ВО4(конц), HNO3) с металлами и некоторыми неметаллами:
Zn + 4HNO3(_u) = Zn(NO3)2 + 2NO2T + 2H2O
2H2SO4 + C 2SO2t + CO2T + 2H2O2H2SO4 + C 2SO2t + CO2T + 2H2O
2H2SO4 + C 2SO2t + CO2T + 2H2O
2H2SO4 + C 2SO2t + CO2T + 2H2O
Основные — реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды. Основным оксидам соответствуют основания.Некоторые — с водой (оксиды щелочных и щелочноземельных металлов):СаО + Н2О = Са(ОН)2Все — с кислотамиFe2O3 + 6HCI = 2FeCI3 + ЗН2О 3) С кислотными оксидамиСаО + С02 = СаСО3С амфотерными оксидами ЦО + А12О3 = 2LiAIO2Основные — реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды. Основным оксидам соответствуют основания.Некоторые — с водой (оксиды щелочных и щелочноземельных металлов):СаО + Н2О = Са(ОН)2Все — с кислотамиFe2O3 + 6HCI = 2FeCI3 + ЗН2О 3) С кислотными оксидамиСаО + С02 = СаСО3С амфотерными оксидами ЦО + А12О3 = 2LiAIO2АмфотерныеZnO, AI2O3, Сг2О3, МпО2Взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.ZnO + 2HCI = ZnCI2 + H2OZnO + 2NaOH + Н2О = Na2[Zn(OH)4]Реагируют с основными и кислотными оксидамиt°ZnO + СаО = CaZnO2t°ZnO + SiO2 = ZnSiO3АмфотерныеZnO, AI2O3, Сг2О3, МпО2Взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.ZnO + 2HCI = ZnCI2 + H2OZnO + 2NaOH + Н2О = Na2[Zn(OH)4]Реагируют с основными и кислотными оксидамиt°ZnO + СаО = CaZnO2t°ZnO + SiO2 = ZnSiO3Кислотные — реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Кислотным оксидам часто соответствуют кислоты.Большинство — с водой SO3 + Н2О = H2SO4Со щелочами 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + Н2С 3) С основными оксидамиSiO2 + СаО = Са8Ю3(шлм)4) С амфотерными оксидамиAI2O3 + 3SO3 - AI2(SO4)3Кислотные — реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Кислотным оксидам часто соответствуют кислоты.Большинство — с водой SO3 + Н2О = H2SO4Со щелочами 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + Н2С 3) С основными оксидамиSiO2 + СаО = Са8Ю3(шлм)4) С амфотерными оксидамиAI2O3 + 3SO3 - AI2(SO4)3
Основные — реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды. Основным оксидам соответствуют основания.
Некоторые — с водой (оксиды щелочных и щелочноземельных металлов):
СаО + Н2О = Са(ОН)2
Все — с кислотами
Fe2O3 + 6HCI = 2FeCI3 + ЗН2О 3) С кислотными оксидами
СаО + С02 = СаСО3
С амфотерными оксидами ЦО + А12О3 = 2LiAIO2
Основные — реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды. Основным оксидам соответствуют основания.
Некоторые — с водой (оксиды щелочных и щелочноземельных металлов):
СаО + Н2О = Са(ОН)2
Все — с кислотами
Fe2O3 + 6HCI = 2FeCI3 + ЗН2О 3) С кислотными оксидами
СаО + С02 = СаСО3
С амфотерными оксидами ЦО + А12О3 = 2LiAIO2
Амфотерные
ZnO, AI2O3, Сг2О3, МпО2
Взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.
ZnO + 2HCI = ZnCI2 + H2OZnO + 2NaOH + Н2О = Na2[Zn(OH)4]
Реагируют с основными и кислотными оксидами
t°
ZnO + СаО = CaZnO2
t°
ZnO + SiO2 = ZnSiO3
Амфотерные
ZnO, AI2O3, Сг2О3, МпО2
Взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.
ZnO + 2HCI = ZnCI2 + H2OZnO + 2NaOH + Н2О = Na2[Zn(OH)4]
Реагируют с основными и кислотными оксидами
t°
ZnO + СаО = CaZnO2
t°
ZnO + SiO2 = ZnSiO3
Кислотные — реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Кислотным оксидам часто соответствуют кислоты.
Большинство — с водой SO3 + Н2О = H2SO4
Со щелочами 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + Н2С 3) С основными оксидами
SiO2 + СаО = Са8Ю3(шлм)4) С амфотерными оксидами
AI2O3 + 3SO3 - AI2(SO4)3
Кислотные — реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Кислотным оксидам часто соответствуют кислоты.
Большинство — с водой SO3 + Н2О = H2SO4
Со щелочами 2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + Н2С 3) С основными оксидами
SiO2 + СаО = Са8Ю3(шлм)4) С амфотерными оксидами
AI2O3 + 3SO3 - AI2(SO4)3
ОСНОВАНИЯ
С позиций теории электролитической диссоциации основания — соединения, образующие прирастворении в воде из отрицательных ионов только ионы гидроксида ОН"С позиции протонной теории Й. Бренстеда и Т. Лоури основания — акцепторы протонов(NH3 + Н+ = NH/)
С позиции электронной теории Г. Льюиса основания — доноры электронной пары (ОН", HF и др.)
гидроксиды щелочных и щелоч-q|_|поземельных металлов —Сащелочи\ ОНгидроксиды щелочных и щелоч-q|_|поземельных металлов —Сащелочи\ ОНгидроксид кальциягидроксид кальция/О-Н/О-НFe-0-HFe-0-H\ О-Н\ О-Нгидроксид железа (III)гидроксид железа (III)
гидроксиды щелочных и щелоч-q|_|
поземельных металлов —Са
щелочи\ ОН
гидроксиды щелочных и щелоч-q|_|
поземельных металлов —Са
щелочи\ ОН
гидроксид кальция
гидроксид кальция
/О-Н
/О-Н
Fe-0-H
Fe-0-H
\ О-Н
\ О-Н
гидроксид железа (III)
гидроксид железа (III)
Физические Твердые кристаллические вещества. В воде растворимы щелочи: LiOH, NaOH, свойства:КОН, CsOH, RbOH, Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)2, другие — малорастворимы. Водные
растворы щелочей мылки на ощупь, разъедают кожу, ткань — едкие щелочи
ПОЛУЧЕНИЕ
Щелочи можно получить по реакциям:
1 Металл + вода
2Na + 2Н2О = 2NaOH + H2t Ba + 2Н2О = Ва(ОН)2 + H2t
2. Оксид + вода
Li2O + Н2О = 2UOH
СаО + Н2О = Са(ОН)2
3. Электролиз водных растворов солей щелочных металлов
2NaCI + 2Н2О = 2NaOH + CI2T + H2t
Нерастворимые в воде основания:
Соль + щелочь
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH) i + Na2SO4Cu2+ + 2OH" = Cu(OH)2i
MgCI2 + 2KOH = Мд(ОН)2Ф + 2KCIMg2+ + 2OH" = Mg(OH)2i
Исключение
Na2CO3 + Ca(OH)2 = 2NaOH + CaCO3i насыщенный
раствор
Химические свойства
Основания реагируют с кислотами Cu(OH) + Н SO = CuSO + 2Н О (реакция нейтрализации)Cu(OH)2 + 2Н+ = Си2+ + 2Н2О
С кислотными оксидами«ОН + СО = КНСО
2КОН + СО2 = К2СО33 + Н2О
2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + Н2О
сплавление
Растворы щелочей имеют pH > 7, изменяют окраску индикаторов. В щелочной среде окраска лакмуса — синяя, фенолфталеина — малиновая
t°
Щелочи взаимодействуют2КОН + ZnO = K2ZnO2 + H2Ot
с амфотерными оксидамис™.,-,.
Щелочи взаимодействуют сВа(ОН)2 + Na2SO4 = BaSO44- + 2NaOH
солями, если образуется мало- 2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)24< + 2NaCI растворимая соль или малорастворимое основание
При нагревании:
гидроксиды щелочных металлов — не разлагаются (кроме LiOH) щелочноземельных — разлагаются при прокаливании
Нерастворимые в воде гидроксиды Cu(OH)2 = CuO + H2Ot при нагревании разлагаются:2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H20t
Амфотерные гидроксиды (AI(OH)3, Zn(OH)2, Ве(ОН)2, Сг(ОН)3 и др.)
реагируют с
кислотамиZn(OH)2 + 2HCI = ZnCl2 + 2Н2ОкислотамиZn(OH)2 + 2HCI = ZnCl2 + 2Н2Ощелочами
кислотами
Zn(OH)2 + 2HCI = ZnCl2 + 2Н2О
кислотами
Zn(OH)2 + 2HCI = ZnCl2 + 2Н2О
А1(ОН)3 + NaOH = Na[AI(OH)]4
BF3 и др.).BF3 и др.).H2SO4 — сернаяH2SO3 — сернистаяH2SO4 — сернаяH2SO3 — сернистаяЕсли п = 0, то Н6ТеО6).Если п = 1, то средней силы Если л > 2, то HNO3).Если п = 0, то Н6ТеО6).Если п = 1, то средней силы Если л > 2, то HNO3).кислотакислотакислота (Н3РО4). кислотакислота (Н3РО4). кислотаслабая (Н3ВО3, КСЮ,слабая (Н3ВО3, КСЮ,слабая (Н2СО3) или ’слабая (Н2СО3) или ’сильная (H2SO4,сильная (H2SO4,Если число оксогрупп ОН разное при постоянной степени окисления элемента, то кислоту с максимальным числом ОН-групп называют ортокислотой, а с минимальным — метакислотойЕсли число оксогрупп ОН разное при постоянной степени окисления элемента, то кислоту с максимальным числом ОН-групп называют ортокислотой, а с минимальным — метакислотойнонорро ртофосфорнаяо ртофосфорнаяПолучениеПолучениеФ кислородсодержащие — взаимодействие соответствующих оксидов (ангидридов) с водой® некоторые кислородсодержащие — действие на неметаллы сильных окислителей® бескислородные — взаимодействие простых веществ@ реакции обмена между солью и менее летучей кислотойf so3 + н2о - H2SO4yN2O5 + Н20 = 2HNO3ГЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РО4 + 5N0[3i2 + 10HNO3 = 6НЮ3 + 10NO + 2Н2ОГ н2 + Cl2 = 2HCI[н2 + S = H2S:NaCI + H2SO4 = HClt + NaHSO4' NaNO3 + H2SO4 = HNO3T + NaHSO4Ф кислородсодержащие — взаимодействие соответствующих оксидов (ангидридов) с водой® некоторые кислородсодержащие — действие на неметаллы сильных окислителей® бескислородные — взаимодействие простых веществ@ реакции обмена между солью и менее летучей кислотойf so3 + н2о - H2SO4yN2O5 + Н20 = 2HNO3ГЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РО4 + 5N0[3i2 + 10HNO3 = 6НЮ3 + 10NO + 2Н2ОГ н2 + Cl2 = 2HCI[н2 + S = H2S:NaCI + H2SO4 = HClt + NaHSO4' NaNO3 + H2SO4 = HNO3T + NaHSO4но—\° / пмета фосфорнаяно—\° / пмета фосфорная
BF3 и др.).
BF3 и др.).
H2SO4 — серная
H2SO3 — сернистая
H2SO4 — серная
H2SO3 — сернистая
Если п = 0, то Н6ТеО6).
Если п = 1, то средней силы Если л > 2, то HNO3).
Если п = 0, то Н6ТеО6).
Если п = 1, то средней силы Если л > 2, то HNO3).
кислота
кислота
кислота (Н3РО4). кислота
кислота (Н3РО4). кислота
слабая (Н3ВО3, КСЮ,
слабая (Н3ВО3, КСЮ,
слабая (Н2СО3) или ’
слабая (Н2СО3) или ’
сильная (H2SO4,
сильная (H2SO4,
Если число оксогрупп ОН разное при постоянной степени окисления элемента, то кислоту с максимальным числом ОН-групп называют ортокислотой, а с минимальным — метакислотой
Если число оксогрупп ОН разное при постоянной степени окисления элемента, то кислоту с максимальным числом ОН-групп называют ортокислотой, а с минимальным — метакислотой
но
но
р
р
о ртофосфорная
о ртофосфорная
Получение
Получение
Ф кислородсодержащие — взаимодействие соответствующих оксидов (ангидридов) с водой
® некоторые кислородсодержащие — действие на неметаллы сильных окислителей
® бескислородные — взаимодействие простых веществ
@ реакции обмена между солью и менее летучей кислотой
f so3 + н2о - H2SO4
yN2O5 + Н20 = 2HNO3
ГЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РО4 + 5N0
[3i2 + 10HNO3 = 6НЮ3 + 10NO + 2Н2О
Г н2 + Cl2 = 2HCI
[н2 + S = H2S
:NaCI + H2SO4 = HClt + NaHSO4
' NaNO3 + H2SO4 = HNO3T + NaHSO4
Ф кислородсодержащие — взаимодействие соответствующих оксидов (ангидридов) с водой
® некоторые кислородсодержащие — действие на неметаллы сильных окислителей
® бескислородные — взаимодействие простых веществ
@ реакции обмена между солью и менее летучей кислотой
f so3 + н2о - H2SO4
yN2O5 + Н20 = 2HNO3
ГЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РО4 + 5N0
[3i2 + 10HNO3 = 6НЮ3 + 10NO + 2Н2О
Г н2 + Cl2 = 2HCI
[н2 + S = H2S
:NaCI + H2SO4 = HClt + NaHSO4
' NaNO3 + H2SO4 = HNO3T + NaHSO4
но—
\° / п
мета фосфорная
но—
\° / п
мета фосфорная
кислоты
С позиции электролитической диссоциации кислоты — соединения, образующие при растворении в воде из положительных ионов только ионы водорода НГ (ионы гидроксония H/D*). С позиции протонной теории Й. Бренстеда и Т. Лоури кислоты — доноры протонов (HCI, Н3РО4 и др.). С позиции электронной теории Г. Льюиса кислоты — акцепторы электронной пары (Н30+,
число ионов водорода Н+ определяет .основность кислот
Бескислородные (HCI, НВг, H2S)Кислородсодержащие (H2SO4, HNO3) -
анион — «-ид»гидроксиды неметаллов, диссоциирующие по
HCI — хлороводородная (соляная), Ch — хлорид кислотному типу Н S — сероводородная, S2" — сульфид,ат* — высокая степень окисления ЗО42- — сульфат
2анион-
«ит» — низкая степень окисления SOj — сульфит
Кислородсодержащие кислотыЭ(ОН)гаОп
Физические жидкости — H2SO4, НСЮ4
свойства твердые — Н3РО4, H2SiO3
некоторые существуют только в растворах — H2SCL Н.СО,
Химические свойства
Ф Растворы кислот имеют рН<7, окрашивают лакмус в красный цвет
® Все кислоты реагируют с основаниями (реакция нейтрализации)
® С основными оксидами (и амфотерными) @ Кислоты, анионы которых—неокислители, реагируют с металлами, стоящими в ряду стандартных потенциалов до водорода, с выделением водорода
Ф С солями, если образуется малорастворимое, летучее или малодиссоциирующее вещество
® При нагревании кислородсодержащие кислоты разлагаются
метилоранж и
H2so4 + Fe(OH). - FeSO, - 2Н.0
Fe2O3 + 6HCI - 2FeCI, - 3H.0
Zn + 2HCI = ZnCI2 + H2?
H2SO4 + BaCI2 = BaSO4>l + 2HCI
2HCI + Na2CO3 = 2NaCI + H20 +CO2T
HSiO = H,Ot + SiO, H,S04 - H,OT + SO JZ J ZZ Z 4 Z4
/
соли
С позиции теории электролитической диссоциации соли — сильные электролиты, существующие в водных растворах в виде положительно заряженных ионов металлов и отрицательно заряженных ионов кислотных остатков (иногда в растворах солей имеются также ионы Н+ и ОН").
Соли можно рассматиривать как продукт полного или частичного замещения атомов водорода (Н) в молекуле кислоты на металл (H2SO4 -> NaHSO4 -> Na2SO4) или замещения гидроксо- групп в основании на кислотный остаток (Mg(OH)2 -> MgOHCI -> МдС12)
кислыеNaHSO4 .ОНо/ ^ONaкислыеNaHSO4 .ОНо/ ^ONaсредниеNa2SO4средниеNa2SO4^/ONa ^ONa^/ONa ^ONaNaHSO4 = Na+ + HSO/NaHSO4 = Na+ + HSO/Na2SO4 = 2Na+ + SO42”Na2SO4 = 2Na+ + SO42”основныеMgOHCICI-Mg-OH MgOHCI = MgOH + + + СГ = Mg2+ + OH" + СГосновныеMgOHCICI-Mg-OH MgOHCI = MgOH + + + СГ = Mg2+ + OH" + СГдвойныесодержат катионы двух металлов и анион одной кислотыKAI(SO4)2двойныесодержат катионы двух металлов и анион одной кислотыKAI(SO4)2смешанные содержат катион одного металла и анионы двух кислот,С1Са^^OCIсмешанные содержат катион одного металла и анионы двух кислот,С1Са^^OCIгкислые соли: гидро + анионосновные соли: гидроксо + анионАнионыNaHCO3 — гидрокарбонатMgOHCI — гидроксохлоридОдноатомные — элемент + «ид»натриямагнияF- —■ фторидСа(Н2РО4)2 — дигидрофосфатА1(ОН)2С1 — дигидроксохлоридS2- — сульфидкальцияалюминиякислородсодержащиевысш. ст. окисл.5О42" — сульфатнизкаяSO 2" — сульфитгкислые соли: гидро + анионосновные соли: гидроксо + анионАнионыNaHCO3 — гидрокарбонатMgOHCI — гидроксохлоридОдноатомные — элемент + «ид»натриямагнияF- —■ фторидСа(Н2РО4)2 — дигидрофосфатА1(ОН)2С1 — дигидроксохлоридS2- — сульфидкальцияалюминиякислородсодержащиевысш. ст. окисл.5О42" — сульфатнизкаяSO 2" — сульфит= Na++ H++ SO42"= Na++ H++ SO42"
кислые
NaHSO4 .ОН
о/ ^ONa
кислые
NaHSO4 .ОН
о/ ^ONa
средниеNa2SO4
средниеNa2SO4
^/ONa ^ONa
^/ONa ^ONa
NaHSO4 = Na+ + HSO/
NaHSO4 = Na+ + HSO/
Na2SO4 = 2Na+ + SO42”
Na2SO4 = 2Na+ + SO42”
основные
MgOHCI
CI-Mg-OH MgOHCI = MgOH + + + СГ = Mg2+ + OH" + СГ
основные
MgOHCI
CI-Mg-OH MgOHCI = MgOH + + + СГ = Mg2+ + OH" + СГ
двойные
содержат катионы двух металлов и анион одной кислоты
KAI(SO4)2
двойные
содержат катионы двух металлов и анион одной кислоты
KAI(SO4)2
смешанные содержат катион одного металла и анионы двух кислот
,С1
Са^^OCI
смешанные содержат катион одного металла и анионы двух кислот
,С1
Са^^OCI
гкислые соли: гидро + анион
основные соли: гидроксо + анион
Анионы
NaHCO3 — гидрокарбонат
MgOHCI — гидроксохлорид
Одноатомные — элемент + «ид»
натрия
магния
F- —■ фторид
Са(Н2РО4)2 — дигидрофосфат
А1(ОН)2С1 — дигидроксохлорид
S2- — сульфид
кальция
алюминия
кислородсодержащие
высш. ст. окисл.5О42" — сульфат
низкаяSO 2" — сульфит
гкислые соли: гидро + анион
основные соли: гидроксо + анион
Анионы
NaHCO3 — гидрокарбонат
MgOHCI — гидроксохлорид
Одноатомные — элемент + «ид»
натрия
магния
F- —■ фторид
Са(Н2РО4)2 — дигидрофосфат
А1(ОН)2С1 — дигидроксохлорид
S2- — сульфид
кальция
алюминия
кислородсодержащие
высш. ст. окисл.5О42" — сульфат
низкаяSO 2" — сульфит
= Na++ H++ SO42"
= Na++ H++ SO42"
Получение
Г1. С использованием металлы с неметаллами: металловметаллы с кислотами:
2Mg + Cl2 = МдС12
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н2Т
металлы с солями:
Fe + CuSO4 = Си + FeSO4
2. С использованием основные оксиды с кислотами: оксидовкислотные оксиды с основаниями:
<кислотные оксиды с основными:
амфотерные оксиды:
вытесняет стоящий левее
в электрохимическом ряду левее Н, или — кислота — окислитель HNO3, H2SO41CiHU
СаО + 2HCI = СаС12 + Н2О
СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3 + Н2О
СаО + С02 = СаСО3
А12О3 + СаО = Са(АЮ2)2
3. Реакцией нейтрализации
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2Н2О HCI + NaHCO3 = NaCI + H2O + CO2t
4. Из солей
соли с солями соли с основаниями соли с кислотами
AgNO3 + NaCI = AgClJ- + NaNO3 CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2l + Na2SO4 Na2CO3 + 2HCI = 2NaCI + H2O + CO2T
ионные реакции, один из продуктов должен удаляться из зоны реакции
кислые СОЛИ получают такими же способами, что и средние, но при других мольных соотношениях регентов 2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2Н2ОNaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2ONaOH + C02 = NaHCO3
21 — средняя11— кислая
Избыток кислоты, взаимодействуя со у Са3(РО4)2 + Н3РО4 = ЗСаНРО4
средней солью, переводит ее в кислую JСа3(РО4)2 + 4Н3РО4 = ЗСа(Н2РО4)2
основные соли образуются при взаимодействии некоторых солей с щелочами: ZnCI2 + NaOH = ZnOHCli + NaCI. Основные соли обычно хуже растворимы в воде, чем средние^
Физические свойства твердые кристаллические вещества. Многие соли имеют высокие температуры пл. и кип. По растворимости в воде делятся на хорошо (NaCI, KCI), мало (PbCI2, CaSO4) и практически нерастворимые (BaSO4, PbSO4, PbS, CaCO3). Сильные электролиты.
Химические свойства 1. Разлагаются при прокаливании (см. получение оксидов). 2. Взаимодействуют с металлами, другими солями, щелочами, кислотами (см. выше).
17173 Заказ № 2263
17
17
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролиз солей — взаимодействие солей с водой, приводящее к присоединению протона Н+ молекулы воды к аниону кислотного остатка и (или) групп ОН' молекулы воды к катиону металла. Гидролизу подвергаются соли, образованные катионами, соответствующими слабым основаниям, и анионами, соответствующими слабым кислотам. Обычно гидролиз обратим и протекает на 15- 20% (т.е. в гидролизе участвуют 15-20% соответствующих катионов или анионов).
Соль образована слабымоснованием и сильной кислотой
CuCI2 = Си2+ + 2СГCu2+ + Н2О^^Си(ОН)+ + Н+
Образуется слабодиссоциирующий катионСи(ОН)+. Среда в растворе кислая
CuCI2 + H2O^rCu(OH)CI + HCI
Соль образована сильнымоснованием и слабой кислотой
Na2CO3 = 2Na+ + СО32'
со32- + н2о-^-нсо3- + он-
Образуется слабодиссоциирующий анион
НСО3". Среда в растворе щелочная
Na2CO3 + H2O^-NaHCO3 + NaOH
Соль образована слабой кислотой ислабым основанием
(NH ) S = 2NH/ + S2'Al S + 6Н,0 = 2А1(ОН)3Ф + 3H.ST
NH/ + H2O^^NH3 • Н2О + Н+
S2" + H2O^^"HS" + ОН'Данная реакция гидролиза необратима, т.к.
образуется осадок гидроксида алюминия
Образуется слабодиссоциированный анион HS~ А1(ОН)3 и выделяется сероводород H2S и растворенный в воде аммиак. Среда близка к нейтральной.
Гидролизу подвергаются соли как неорганических, так и органических кислот:
CH3COONa = СН3СОО' + Na+
СН3СОО" + Н2О ^-~СН3СООН + он-
CH3COONa + H2O^rCH3COOH + NaOH
Гидролиз усиливается
при нагревании раствора (т.к. гидролиз — обычно эндотермический процесс)
при разбавлении раствора водой:
А1С13 = А13+ + ЗСГ
А13+ + Н2О^=гА1(ОН)2+ + Н+
А1(ОН)2+ + Н2О^=гА1(ОН)2+ + Н+
А1(ОН)2+ + Н204=гА1(0Н)3 + Н+
Специальные случаи гидролиза
NaF = Na+ + F'NH4NO3 = NH4+ + NO3'
F" + H2O^^HF + OH"NH4++ H2O-e=tNH3-H2O + H+
HF + F'^=rHF2'NH4NO3 + H2O^'NH3-H2O + HNO3
2NaF + H2O^-»NaHF2 + NaOH
2AICI3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2AI(OH)3i + 3CO2t + 6NaCI
ПОДГРУППА la ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ Li, Na, К, Rb, Cs
увеличение радиуса атомаувеличение радиуса атомамалая электроотрицательность,малая электроотрицательность,Li NaК RbLi NaК RbусилениевосстановительныхсвойствусилениевосстановительныхсвойствCsCsЭлектрохимический ряд стандартных потенциалов ! Li, Cs, К, Na...большая энергия гидратации иона Li+ (малый радиус)Электрохимический ряд стандартных потенциалов ! Li, Cs, К, Na...большая энергия гидратации иона Li+ (малый радиус)относительно небольшая энергия ионизацииотносительно небольшая энергия ионизацииФизические свойства:Физические свойства:очень мягкие металлы, легко режутся ножом. На срезе — белого цвета с серебристым металлическим блеском, исчезаочень мягкие металлы, легко режутся ножом. На срезе — белого цвета с серебристым металлическим блеском, исчезающим на воздухе из-за окисления. Плотность увеличивается от 0,53 (Li) до 1,90 (Cs) г/см3. Тпл понижается от 181 (Li) до 29°С (Cs).ющим на воздухе из-за окисления. Плотность увеличивается от 0,53 (Li) до 1,90 (Cs) г/см3. Тпл понижается от 181 (Li) до 29°С (Cs).В природе: Na —■ 2.64% (по массе), К — 2.5%(по массе), Li, Rb и Cs — значительно меньше NaCI — поваренная соль (каменная соль), галит Na2SO4’10H2O — глауберова соль NaNO3 — чилийская селитра Na3AIF6 — криолит Na2B4O7-10H20 - бура KCI — сильвинKCl'NaCI — сильвинитВ природе: Na —■ 2.64% (по массе), К — 2.5%(по массе), Li, Rb и Cs — значительно меньше NaCI — поваренная соль (каменная соль), галит Na2SO4’10H2O — глауберова соль NaNO3 — чилийская селитра Na3AIF6 — криолит Na2B4O7-10H20 - бура KCI — сильвинKCl'NaCI — сильвинитХимические свойстваПОЛУЧЕНИЕт.к. щелочные металлы — это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:2NaCI = 2Na + CI2Tна катоде: Na+ + е = Naна аноде: СГ - е = 1/2CI2tочень активны, наиболее сильные восстановителиС кислородом Rb, Cs — самовоспламеняются2Na + О2 = Na2O2; 2К + 2О2 = К2Од— пероксиды4Li + О2 = 2Li2O— оксид литияС галогенами — с выделением большого количества теплаCl2 + 2Na = 2 NaCI— галогенид (хлорид)С серой при нагреванииS + 2Li = Li2S— сульфидЛитий взаимодействует с азотом (при комнатной тем-ре)N2 + 6Li = 2Li3N— нитридС водородом при нагреванииН2 + 2Na = 2NaH— гидридЛегко окисляются даже водой2НгО + 2Na = 2NaOH + Н2ТХимические свойстваПОЛУЧЕНИЕт.к. щелочные металлы — это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:2NaCI = 2Na + CI2Tна катоде: Na+ + е = Naна аноде: СГ - е = 1/2CI2tочень активны, наиболее сильные восстановителиС кислородом Rb, Cs — самовоспламеняются2Na + О2 = Na2O2; 2К + 2О2 = К2Од— пероксиды4Li + О2 = 2Li2O— оксид литияС галогенами — с выделением большого количества теплаCl2 + 2Na = 2 NaCI— галогенид (хлорид)С серой при нагреванииS + 2Li = Li2S— сульфидЛитий взаимодействует с азотом (при комнатной тем-ре)N2 + 6Li = 2Li3N— нитридС водородом при нагреванииН2 + 2Na = 2NaH— гидридЛегко окисляются даже водой2НгО + 2Na = 2NaOH + Н2Ткалийные удобрениякалийные удобрения
увеличение радиуса атома
увеличение радиуса атома
малая электроотрицательность,
малая электроотрицательность,
Li Na
К Rb
Li Na
К Rb
усилениевосстановительныхсвойств
усилениевосстановительныхсвойств
Cs
Cs
Электрохимический ряд стандартных потенциалов ! Li, Cs, К, Na...
большая энергия гидратации иона Li+ (малый радиус)
Электрохимический ряд стандартных потенциалов ! Li, Cs, К, Na...
большая энергия гидратации иона Li+ (малый радиус)
относительно небольшая энергия ионизации
относительно небольшая энергия ионизации
Физические свойства:
Физические свойства:
очень мягкие металлы, легко режутся ножом. На срезе — белого цвета с серебристым металлическим блеском, исчеза
очень мягкие металлы, легко режутся ножом. На срезе — белого цвета с серебристым металлическим блеском, исчеза
ющим на воздухе из-за окисления. Плотность увеличивается от 0,53 (Li) до 1,90 (Cs) г/см3. Тпл понижается от 181 (Li) до 29°С (Cs).
ющим на воздухе из-за окисления. Плотность увеличивается от 0,53 (Li) до 1,90 (Cs) г/см3. Тпл понижается от 181 (Li) до 29°С (Cs).
В природе: Na —■ 2.64% (по массе), К — 2.5%(по массе), Li, Rb и Cs — значительно меньше NaCI — поваренная соль (каменная соль), галит Na2SO4’10H2O — глауберова соль NaNO3 — чилийская селитра Na3AIF6 — криолит Na2B4O7-10H20 - бура KCI — сильвин
KCl'NaCI — сильвинит
В природе: Na —■ 2.64% (по массе), К — 2.5%(по массе), Li, Rb и Cs — значительно меньше NaCI — поваренная соль (каменная соль), галит Na2SO4’10H2O — глауберова соль NaNO3 — чилийская селитра Na3AIF6 — криолит Na2B4O7-10H20 - бура KCI — сильвин
KCl'NaCI — сильвинит
Химические свойства
ПОЛУЧЕНИЕ
т.к. щелочные металлы — это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:
2NaCI = 2Na + CI2T
на катоде: Na+ + е = Na
на аноде: СГ - е = 1/2CI2t
очень активны, наиболее сильные восстановители
С кислородом Rb, Cs — самовоспламеняются
2Na + О2 = Na2O2; 2К + 2О2 = К2Од— пероксиды
4Li + О2 = 2Li2O— оксид лития
С галогенами — с выделением большого количества тепла
Cl2 + 2Na = 2 NaCI— галогенид (хлорид)
С серой при нагревании
S + 2Li = Li2S— сульфид
Литий взаимодействует с азотом (при комнатной тем-ре)
N2 + 6Li = 2Li3N— нитрид
С водородом при нагревании
Н2 + 2Na = 2NaH— гидрид
Легко окисляются даже водой
2НгО + 2Na = 2NaOH + Н2Т
Химические свойства
ПОЛУЧЕНИЕ
т.к. щелочные металлы — это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей:
2NaCI = 2Na + CI2T
на катоде: Na+ + е = Na
на аноде: СГ - е = 1/2CI2t
очень активны, наиболее сильные восстановители
С кислородом Rb, Cs — самовоспламеняются
2Na + О2 = Na2O2; 2К + 2О2 = К2Од— пероксиды
4Li + О2 = 2Li2O— оксид лития
С галогенами — с выделением большого количества тепла
Cl2 + 2Na = 2 NaCI— галогенид (хлорид)
С серой при нагревании
S + 2Li = Li2S— сульфид
Литий взаимодействует с азотом (при комнатной тем-ре)
N2 + 6Li = 2Li3N— нитрид
С водородом при нагревании
Н2 + 2Na = 2NaH— гидрид
Легко окисляются даже водой
2НгО + 2Na = 2NaOH + Н2Т
калийные удобрения
калийные удобрения
+ 1 Соединения щелочных металлов
Щелочные металлы — самые сильные восстановители, их ионы (Na+, К+ и др.) не проявляют окислительных свойств
Гидроксиды (едкие щелочи) — твердые кристаллические вещества, типично ионные соединения, сильные основания.
NaOH — едкий натр, каустическая сода; КОН — едкое кали
Получение
Электролиз водного раствора NaCI:
катод: 2Н2О + 2е = H2t + 2ОН"
анод: 20" -2е = Cl2t
суммарная реакция: 2Н2О + 2NaCI = CI2T + H2t + 2NaOH
Каустификация соды:
Na,CO, + Са(ОН), = 2NaOH + СаСоД
Соли —■ типично ионные соединения, как правило —- хорошо растворимы в воде (кроме некоторых солей Li — LiF, Li3PO4 и др.). Образованные слабыми кислотами соли гидролизуются. Na2CO3 ■ ЮН20 — кристаллическая сода
Na2CO3— кальцинированнаясода
NaHCOg— питьевая сода
К2СО3— поташ
Получение соды аммиачный способ (метод Сольвэ) — насыщение раствора NaCI газами С02 и NH3: NH3 + С02 + Н2О = nh4hco3 NH4HCO3 + NaCI = NaHCO34- + NH4CI NaHCO3 выпадает в осадок (сравнительно мало растворим), кальцинирование —■ прокаливание t°
2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2t + H2OT
Качественные реакции: окрашивание пламени ионами
Ll+ — карминово-красное Na+ — желтое
К+ — фиолетовое
ПОДГРУППА Ila. Be, Mg и щелочноземельные металлы Са, Sr, Ba
®(=,
р
Вб не взаимодействует с водой
Мд слабо взаимодействует с горячей водой
Са ) с-щелочноземельные металлы
1 реагируют с водой как металлы,
Ч Ватак и их оксиды («земли»)1
V Ra J
гает радиус атома, усиливаются металлические свойства, гают восстановительные свойства
возрас! воэрас!
Магний: легкий (р 1.74 г/см3) серебристыйВ природе: в земной коре содержится магния
металл, 1°пл 650°С, устойчив на воздухе2.35% по массе, кальция «3.6%
Кальций: легкий (р 1.55 г/см3) металл, наВстречаются только в виде соединений —
воздухе быстро окисляется и разрушается,силикатов, алюмосиликатов. Минералы: МдСО3
1°пл 842°С— магнезит, МдСО3 • СаСО3 — доломит,
МдС12 • 6Н2О — бишофит, СаСО3 — мел, мрамор известняк, CaSO4 • 2Н2О — гипс, CaF2 — флюорит, ЗСа3(РО4)2 • CaF2 — фторапатит
X
Оба металла — сильные
2Мд + О2 = 2МдО (при поджиг 2Са + О2 = 2СаО (при комнатн М + Cl2 = МС12 (М = Мд, Са)
М + S = MS — сульфиды'
ЗМ + N2 = M3N2 — нитриды М + Н2 = МН2 — гидриды 2М + Si = M2Si — силициды
Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2Т (koi Mg + 2Н2О = Mg(OH)2 + Н2Т (к
М + 2HCI = МС12 + Н2Т
Качественная р В случ
имические свойства Мд и Са
восстановители. Степень окисления в соединениях всегда +2
ании)2М + UF4 = U + 2MF2 (кальций- и магнийтермия)
ой температуре) Оксиды МдО и СаО —■ основные. СаО — нега
шеная известь, МдО — жженая магнезия
МдО + Н2О — практически не реагирует СаО + Н2О = Са(ОН)2 + Q (гашеная известь)
.при нагреванииМО + SiO2 MSiO3
2Мд + СО, = 2МдО + С t
1Лн. температура) СаО + ЗС - СаС2 + СО
ипячение)2МдО + 5С = Мд2С3 + 2СО
Гидроксид Мд(ОН)2 — среднее по силе основание. Гидроксид Са(ОН)2 — сильное основание..
еакция на ионы М2+: М2+ + Na2CO32~ = 2Na+ + MCO3i
ае Са(ОН)2: Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3Ф + Н2О
СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2
ПОЛУЧЕНИЕ
т.к. металлы Па подгруппы сильные восстановители, то получение возможно только путем электролиза расплавов солей. В случае Са обычно используют СаС12 (с добавкой CaF2 для снижения t° плавления)
СаС12 — Са + С12Т
Жесткость воды — наличие в воде ра ние накипи. В жесткой воде плохо мь 2С17Н35СОО
карбонатная — временная
Са(НСО3)2, Mg(HCO3)2, Fe(HCO3)2
кипячением
Са(НСО3)2 = CaCO3i + CO2t + Н2О добавлением соды
Са(НСО3)2 + Na2CO3 = CaCO3i + 2NaH
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ
створимых солей Са2+, Мд2+ и др. Обусловливает образова- илится мыло:
Na + Са2+ = Ca(C17H35COO)2i + 2Na+
некарбонатная — постоянная
r CaCI2, CaSO4, MgCI2, MgS04 и др.
, удаление жесткости< добавлением соды
«смягчение» воды ] CaCI2 + Na2CO3 = CaCO3i + 2NaCI
СО3MgSO4 + Na2CO3 = MgCO3i + Na2SO4
ПОДГРУППА Ша. АЛЮМИНИЙ Al
[Ne]3s23p1 p[Ne]3s23p1 pВ неметаллAl оксиды и гидроксиды Ga проявляют амфо- 1п терные свойстваП металлические свойстваВ неметаллAl оксиды и гидроксиды Ga проявляют амфо- 1п терные свойстваП металлические свойстваФизические свойства: серебристо-белый металл, пластичный, легкий (2,7 г/см3), хорошо проводит тепло и электрический ток. Тпл = 660°СФизические свойства: серебристо-белый металл, пластичный, легкий (2,7 г/см3), хорошо проводит тепло и электрический ток. Тпл = 660°СВ природе: многие горные породы по своему составу — алюмосиликаты (AI, О, Si, щелочные и щелочноземельные металлы) глины — А12О3 • nSiO2 • mH2O бокситы — А12О3 • лН2О нефелины — KNa3[AISiO4]4
[Ne]3s23p1 p
[Ne]3s23p1 p
В неметалл
Al оксиды и гидроксиды Ga проявляют амфо- 1п терные свойства
П металлические свойства
В неметалл
Al оксиды и гидроксиды Ga проявляют амфо- 1п терные свойства
П металлические свойства
Физические свойства: серебристо-белый металл, пластичный, легкий (2,7 г/см3), хорошо проводит тепло и электрический ток. Тпл = 660°С
Физические свойства: серебристо-белый металл, пластичный, легкий (2,7 г/см3), хорошо проводит тепло и электрический ток. Тпл = 660°С
Получение — электролизом расплава (расходуется около 16 кВт*час на 1 кг AI)
Очистка от примесейОчистка от примесейОбезвоживаниеОбезвоживаниеЭлектролиз А12О3 при 950°С в расплав* криолита Na3[AIF6]
Очистка от примесей
Очистка от примесей
Обезвоживание
Обезвоживание
На катоде: Al3+ + Зе = AI0
На угольном аноде (расходуется
в процессе электролиза):
О2" -2е = 0°;
С + О = СО; 2С0 + О, = 2С0,
Химические свойства
Активный металл, восстановитель, устойчив на со сложными веществами воздухе и в воде из-за наличия плотной защит-1. 2AI + 6Н2О = 2А!(ОН)3 + ЗН2Т — после
ной пленки AIZO3.разрушения пленки А12О3
с простыми веществами2. Растворяется в щелочах
4AI + ЗО2 = 2А1гО3 + 0 — покрывается2AI + 2NaOH + 6Н2О = 2Na[AI(0H)J + ЗН2Т
пленкой оксида, НО В мелкораздробленномгидроксоалюминат натрия
виде горит с выделением большого количес-3. 2AI + 6HCI = 2AICI3 + 3H2t
тва теплоты.44. С НМО3 и концентрированной H2SO4 на
Алюминотермия — получение металлов:холоду не реагирует — пассивируется. При
Fe, Сг, Мп, Ti, W и другие, например:нагревании:
8AI + 3Fe3O4 = 4AI2O3 + 9Fe2AI + 6H2SO4 = AI2(SO4)3 + 3SO2T + 6H2O
2AI + 3CI2 = 2AICI3 (Br2, l2) — на холоду■»»
2AI + 3S = AIZS3 — при нагреванииAl + 6HNO3 = AI(NO3)3 + 3NO2T + 3H2O
4AI + 3C = AI4C3 — при нагревании*ow
Соединения co степенью окисления +3
Оксид AI2O3 — очень твердый (корунд, рубин), Гидроксид А1(0Н)3 тугоплавкий — 2050°С. Не растворя-Получение: осаждение из растворов солей
ется в воде
Получение: 2AI(OH)3 = AI2O3 + ЗН2ОAICI3 + 3(МН3 • Н20) = А1(0Н)3>1 + ЗМН4С1
Свойства: амфотерный оксидAI2S3 + 6Н2О = 2А1(ОН)3>1 + ЗН ST
А12О3 + 6HCI = 2AICI3 + ЗН2О2Na[AI(0H)J + С02 = 2А1(ОН)31 + Na2CO3 + Н20
А12О3 + 2NaOH + ЗН2О = 2Na[AI(OH)4]
—т перевода в растворимое состояниеАмфотерные свойства:
^-ользуют сплавление:А1(0Н)3 + 3HCI = А1С13 + ЗН2О
А12О3 + 2NaOH = 2NaAIO2 + Н20А1(0Н)3 + NaOH = Na[AI(0H)4]
AI2O3 + Na2CO3 = 2NaAIO2 + С02
|метаалюминат
и-огне соли А1(+3) хорошо растворимы в воде (кроме А!РО4), они гидролизуются (кислая :<^сдия):
А!3+ + Н20 ^=г А!(ОН)2+ + Н+
'Ar]3d64s2
Подгруппа VIII6. ЖЕЛЕЗО Fe
3d
■! 11111 4s
-Зё
3d
11 I 1 1 I 4s
3d
-2ё
(^3)
-:г*-ивая полузапол- ---ая d-подоболочка
/звестны соединения, содержащие железо в других степенях окисления
Gполучение")
"менный газ
soc становление
науглероживание
сгорание кокса
FeO
FeO
:5сазование шлака
Fe О
3 4
-зрячее кисло* эодное дутьё
Руда (Fe2O3, Ре3О4, примеси ЗЮ2), кокс — С, флюсы — известняк СаСО 3
шлак
металл-чугун
450°С
600°С
700°С
1200°С
1600°С
3Fe2O3 + СО = 2Fe3O4 + С
+ CO = 3FeO + co2
+ CO = Fe + C02 + C = Fe + CO
CaCO3 = CaO + C02
CaO + SiO2 = CaSiO3([UJ1aK)
Fe + С чугун
2C + 02 = 2C0
C + o2 = co2
800°С
1000°С
О * ш
о
о
О
^ см
8
5
5
£5
В природе:
Fe3O4 — магнетит (магнитный железняк)
Fe2O3 — гематит (красный железняк)
Fe2O3- хН2О — лимонит (бурый железняк)
PeS2 — пирит
FeCO3 — железный шпат (сидерит) По распространению — 4-й элемент (4,6% по массе) земной коры
Получение стали
■ удаление С (Р, Si, S, Мп) 1. Кислородный конвертер
С + О2 = СО22Fe + О2 = 2FeO2. Мартеновская печь
С + О2 = СО24Р + 50. = 2Р О.
S + 02 = S02Si + 02 = SiO2 и др.3. Электродуговой метод4. Возможно и бездомен-ное получение стали
чугун (выше 2.14% С) — хрупкий, расширяется при затвердевании
Доменный процесс
^ изические свойства: чистое железо — пластичный металл, плотность 7,87 г/см3, tnn
1 35°С. Существует a-железо (кубическая объемноцентрированная решетка) и у-железо (к.бическая гранецентрированная решетка). a-Fe обладает магнитными свойствами.
>
з;
Химические свойства
лезо — металл средней химической активности, восстановитель, в сухом воздухе покрывается
дитной пленкой оксида, во влажном — ржавеет: Fe + Н2О + О2 -> Fe(OH)3 -хН2О.
сильные окислители
4Fe + 3O2 = 2Fe2O,
3
ЗГе + 2О2(чист) Fe3O4 3CI2 + 2Fe = 2FeCI3
конц. НМО3, конц. H2SO4 с железом не реагируют 2Fe + 6H2SO4(65.70%) = Fe2(SO4)3 + 3SO2t + 6H2O Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NOt + 2H2O
слабые окислители
Fe + S = FeS
Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu
+3
Fe2O3 — порошок бурого цвета
Получение:
4FeS2 + 1102 = 2Fe2O3 + 8SO2T
4Fe + ЗО2 = 2Fe2O3
Fe(OH)3 — амфотерный гидроксид с преобладанием основных свойств
сплавление
Na2CO3 + Fe2O3 = 2NaFeO2 + С02
6HCI + Fe2O3 = 2FeCI3 + 3H2O
NaFeO2 + 2Нг0 = Fe(OH)3l + NaOH окислитель: 2FeCI3 + 2KI = 2FeCI2 + l2 + 2KCI
(1:1)
Fe + 2HCI = FeCI2 + H2T
Fe + H2SO4(20% и менее) = FeSO4 + H2T
+2
FeO — порошок черного цвета
Получение:
Fe2O3 + Н2 = 2FeO + Н20
FeC2O4 = FeO + C02 + CO
оксалат
качественные реакции на Fe3+
1) Fe3+ + SCN" = [FeSCN]2+ красное окрашивание
2) Fe3+ + K4[Fe(CN)-6] —> синее окрашивание KFe[Fe(CN)6] гексацианоферрат(И) калия, желтая кровяная соль
Fe(OH)2 = FeO + Н20 FeO — основный оксид 2HCI + FeO = FeCI2 + Н20
FeCI2 + 2К0Н = Fe(OH)2l + 2KCI соединения Fe(+2) на воздухе, как правило, неустойчивы, т.к. обладают восстановительными свойствами и легко окисляются (особенно в щелочной среде)
качественная реакция на Fe2+
Fe2+ + K3[Fe(CN)6] —> синяя окраска KFe[Fe(CN)g] гексацианоферрат(Ш) калия, красная кровяная соль
la ПОДГРУППА ^ ВОДОРОД Н► Vila ПОДГРУППА
н+H-1S1Н"1н+H-1S1Н"1протонэлементарная частица отсутствие электронных оболочек малый размерпротонэлементарная частица отсутствие электронных оболочек малый размерщелочные металлыгалогены
н+H-1S1Н"1
н+H-1S1Н"1
протон
элементарная частица отсутствие электронных оболочек малый размер
протон
элементарная частица отсутствие электронных оболочек малый размер
Состоит из протия Н ('Н) (99.985%), дейтерия D (2Н) и следов радиоактивного трития Т (3Н). Во Вселенной — наиболее распространенный элемент (90% массы Солнца — водород).
В земной коре — 1% по массе.
Входит в состав воды, метана, нефти, каменного угля.
В свободном виде встречается очень редко
ПОЛУЧЕНИЕ
<
в промышленности
Конверсия метана (катализатор, нагрев) н2о
СН4 + О2 -> СО2 + 2Н2
Электролиз водных растворов солей (Na2SO4) или щелочей:2Н2О = 2Н2Т + O2tZn + H2SO4(«20%) = ZnSO4 + H2t2AI + 2NaOH + 6H2O = 2Na[AI(OH)4] + 3H2TЭлектролиз водных растворов солей (Na2SO4) или щелочей:2Н2О = 2Н2Т + O2tZn + H2SO4(«20%) = ZnSO4 + H2t2AI + 2NaOH + 6H2O = 2Na[AI(OH)4] + 3H2TКоксовый газ (80% Н2)
Электролиз водных растворов солей (Na2SO4) или щелочей:
2Н2О = 2Н2Т + O2t
Zn + H2SO4(«20%) = ZnSO4 + H2t
2AI + 2NaOH + 6H2O = 2Na[AI(OH)4] + 3H2T
Электролиз водных растворов солей (Na2SO4) или щелочей:
2Н2О = 2Н2Т + O2t
Zn + H2SO4(«20%) = ZnSO4 + H2t
2AI + 2NaOH + 6H2O = 2Na[AI(OH)4] + 3H2T
Крекинг нефти
Крекинг метана t°
СН4 = С + 2Н2
Пары воды и уголь, при «1000°С: Н2О + С = СО + Н2 (водяной газ) Редко:
Железопаровой способ (водяные пары с раскаленным железом)
Н2О + Fe = FeO + Н2 (выше 570°С) 4Н2О + 3Fe = Fe3O4 + 4Н2 (ниже 570°С)
Электролиз воды (обычно — растворы
щелочей): 2Н2О = 2Н2 + О2
СВОЙСТВА
Химические: при обычных условиях довольно малоактивен (реагирует только с F2), т.к. молекула Н2 прочна.
восстановитель
Потеря электрона — образование протона — Н+ — (в водных растворах — ион гидроксония Н3О+)
Наиболее характерно — образование полярных ковалентных связей (валентная оболочка [Не])
2Нг + О2 = 2Н2О (со взрывом) «гремучая» смесь 2Н2 + О2
ЗН2 + N2^^2NH3
Н2 + F2 = 2 HF — со взрывом при любой температуре
Н2 + О2 = 2 HCI — на свету цепная реакция
Br2, 12 — менее энергично, не идут до конца
Н2 + S4=?H2S — пропускание Н2 над нагретой до 150-200°С серой
Восстановление оксидов: ЗН2 + Fe2O3 = 2Fe + 3H2O зн2 + wo3 = W + зн2о
Оксиды металлов, более активных, чем Fe, водородом до металла не восстанавливаются.
Физические: газ без цвета и запаха.
Ткип -252°С. Самый легкий газ. Плохо растворим в воде. Растворяется в некоторых металлах (Rd, Ni), переходя в атомарное состояние.
окислитель
образование гидрид-иона Н" — при взаимодействии со щелочными и щелочноземельными металлами
Н2 + 2Na = 2NaH
Н2 + Са = СаН2
гидриды — ионные соединения, сильные восстановители:
NaH + Н2О = NaOH + Н2
применение: синтез HCI, NH3, при восстановлении оксидов некоторых металлов, реакции гидрирования в органической химии, для получения маргарина — гидрирование растительных жиров, синтез метанола СН3ОН и др.
ПОДГРУППА Vila. ГАЛОГЕНЫ (F, Cl, Br, I)
эо
4.0 3,0
2.8
2,5
степень окисления -1
F
^ характерные положительные степени окисления
CI +1, +3, +5, +7
Br + 1,+5
I + 1.+3, +5, +7
Физические свойства: f2 ci2 вг2(Ж) 12(тв)возг.
размер атома, поляризуемость, интенсивность окраски (от зеленовато-желтой до темно-фиолетовой), энергия межмолекулярного взаимодействия
Химические свойства: галогены — сильные окислители, взаимодействуют с металлами,неметаллами, сложными веществами.
F2 — наиболее реакционноспособен, реакции идут на холоду, при нагревании — даже с учас-
тием Au, Pt
С простыми веществами:
Н2 + Р2 = 2HF
Si + 2F2 = SiF4
2Na + F2 = 2NaF
Xe + 2F2 = XeF4 многие металлы в атмосфере фтора загораются. На поверхности Ni, Си и некоторых других возникает защитная пленка, реакции прекращаются
Со сложными веществами:
2F2 + 2Н2О = 4HF + О2 SiO2 + 2F2 = SiF4 + О2
ci2 — также сильно реакционноспособен, но в темноте с Н2 не взаимодействует.
Вг2— реакционноспособен
12 — химически менее активен. Реакция
Н2 + l2*=!-2HI протекает при 300°С
уменьшение окислительной активности
предыдущий вытесняет последующий из галогенидов:
О2 + 2КВГ = KCI + Вг2
HHal — газы, хорошо растворимы в воде ! SiO2 + 4HF = SiF4 + 2Н2О
HF HCI HBr HI
увеличивается сила кислоты восстановительная и способность галогенид-иона
Образуют соли: Качественные реакции
Са2+ + 2F" = CaF2i белый осадок
фториды, хлориды, бромиды, иодиды (ионные соединения)
CF — AgCI белый осадок
ВГ — AgBr бледно-желтый осадок
I" — Agl желтый осадок
нерастворимы в азотной кислоте
Получениеэлектролиз фторидовэлектролиз раствора NaCI, HCI + КМпО4 и др. бромиды иодиды2Nal + MnO2 + 2H2SO4 -> l2 + MnS04 + Na2SO4 + 2Н2О и др.Получениеэлектролиз фторидовэлектролиз раствора NaCI, HCI + КМпО4 и др. бромиды иодиды2Nal + MnO2 + 2H2SO4 -> l2 + MnS04 + Na2SO4 + 2Н2О и др.
Получение
электролиз фторидов
электролиз раствора NaCI, HCI + КМпО4 и др. бромиды иодиды
2Nal + MnO2 + 2H2SO4 -> l2 + MnS04 + Na2SO4 + 2Н2О и др.
Получение
электролиз фторидов
электролиз раствора NaCI, HCI + КМпО4 и др. бромиды иодиды
2Nal + MnO2 + 2H2SO4 -> l2 + MnS04 + Na2SO4 + 2Н2О и др.
Получение HHal:
CaF2 + H2SO4 = CaSO4 + 2HF
Н2 + Cl2 = 2HCI
РВг3 + ЗН2О = ЗНВг + Н3РО3
Pl3 + ЗН2О = 3HI + Н3РО3 5,H2S + l2 -> Si + 2HI
В природе:
F — флюорит CaF2, фторапатит ЗСа3(РО4)2 • CaF2 Cl — каменная соль NaCI, сильвинит NaCI • КО
В Г, I — в водах, сопутствующих нефти, в водах горьких озер и др.г
Подгруппа Vila. ХЛОР Cl
участие d-орбиталейучастие d-орбиталей-ne-neкислородныекислородные
участие d-орбиталей
участие d-орбиталей
-ne
-ne
кислородные
кислородные
соединенияВ природе всегда степень окисления -1NaCI — поваренная соль, галитNaCI, KCI — сильвинитKCI — сильвинMgCI2 • KCI • 6Н2О — карналлитсоединенияВ природе всегда степень окисления -1NaCI — поваренная соль, галитNaCI, KCI — сильвинитKCI — сильвинMgCI2 • KCI • 6Н2О — карналлит
соединения
В природе всегда степень окисления -1
NaCI — поваренная соль, галит
NaCI, KCI — сильвинит
KCI — сильвин
MgCI2 • KCI • 6Н2О — карналлит
соединения
В природе всегда степень окисления -1
NaCI — поваренная соль, галит
NaCI, KCI — сильвинит
KCI — сильвин
MgCI2 • KCI • 6Н2О — карналлит
Физические свойства: Ткип = -34'С, газ зеленовато-желтого цвета, ядовит, немного растворим в воде.
Получение:
в технике: электролиз раствора NaCI;
в лаборатории: 16HCI + 2КМпО4 = 2МпС1г + 5CI2 + 2KCI + 8Н2О или2НС1 + СаОС1^-^
Химические свойства Cl2: сильный окислитель
с простыми веществами:
2Fe + 3CI2 = 2FeCI3
2Р + 5С12 = 2РС15
Си + Cl2 = СиС12
Н2 + Cl2 = 2HCI на свету
цепной механизм:
hv
ci2 CI • + CI •
н2 + CI • = HCI + н •
Н • + Cl2 = HCI + CI •
Н • + CI • = HCI (обрыв цепи)
С М2, С, О2 — непосредственно не реагирует
со сложными веществами:
Вытесняет бром из бромидов Cl2 + 2KBr = 2KCI + Вг2
Окисляет SO2 и др. вещества: Cl2 + SO2 + 2Н2О = 2HCI + H2SO4
С органическими веществами:
реакции замещения: C 2Hg + Cl2 -» C2H5CI + HCI (на свету) присоединения: H2C=CH2 + Cl2 -» ClH2C—CH2CI
С водой: Н2О + С12^=гНО + HCIO -Q (хлорная вода)
С растворами щелочей на холоду:
2КОН + Cl2 = KCI + КСЮ + н2о при нагревании:
6КОН + 3CI2 = 5KCI + ксю3 + зн2о
С Са(ОН)2: Cl2 + Са(ОН)2 = Ca(CI)OCI + Н2О гл
(белильная или хлорная известь)
Получение HCI: в промышленности:
Cl2 + Н2 = 2HCI в лаборатории: NaCI + Н28О4комц ^ NaHSO4 + HClT HCI — бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде (400 л HCI в 1 л воды — макс. 37-40% НО). Водный раствор — сильная хлороводородная (соляная) кислота. Может проявлять восстановительные свойства (за счет СГ):
МпО2 + 4HCI = MnCI2 + О2 + 2Н2О Соли — хлориды, ионные соединения, хорошо растворимы в воде (кроме AgCI, PbO2, Hg2CI2, CuCI)
Качественная реакция: белый творожистый осадок в кислой среде:
Ag+ + О' = АдС1>1
AgCI + 2NH3 • Н2О = [Ag(NH3)2]CI - 2НгО ! В отличие от АдВг и Agl, AgCI растворяется в избытке раствора аммиака.
Кислородные соединения
£ П HCIO — хлорноватистая кислота. Очень слабая ig 2кислота, сильный окислитель. Соли —
° о хгипохлориты NaCIO
zНСЮ2 — хлористая кислота. Средней силы.
1‘| 5Соли — хлориты NaCIO2, КСЮ2
i |HCIO, — хлорноватая кислота,
х х \ / соли — хлораты КСЮ35 £
2 £ \ 1 НСЮ4—хлорная кислота, соли ” £§
|&|перхлораты КСЮ4, NH4CIO4о5
'm'8 Vнасвету^НС! + Ос
HOCI —► на + нею, ^СаС12
н2о + С12о
КСЮ3 — бертолетова соль, разлагается при нагревании
2КСЮ3 = 2KCI +ЗО2Т (катализатор МпО2)
4КСЮ3 = KCI + ЗКСЮ4 (без катализатора)
Применение хлора:
получение HCI, обеззараживание воды, синтез органических соединений, хлорирование руд и др.
ПОДГРУППА Via. О, S, Se, Те(халькогены — образующие руды [меди])
отсутствует у Оотсутствует у Оdd-4,-бе-4,-бе+2е+2ерадиус атомадлина связи Н-Э и сила кислот Н2О, H2S, H2Se, Н2Терадиус атомадлина связи Н-Э и сила кислот Н2О, H2S, H2Se, Н2Те
отсутствует у О
отсутствует у О
d
d
-4,-бе
-4,-бе
+2е
+2е
радиус атома
длина связи Н-Э и сила кислот Н2О, H2S, H2Se, Н2Те
радиус атома
длина связи Н-Э и сила кислот Н2О, H2S, H2Se, Н2Те
Сера — твердое кристаллическое вещество желтого цвета,Тпл = 119°С, Ткип = 445°С, циклим, молекулы S8, пары: S8, S6, S4, S2 аллотропия (полиморфизм).
ромбическая <-> моноклинная <-> аморфная
Химические свойства на холоду — низкая
О, S, Se, Те
В природе: самородная сера сульфиды — пирит FeS2, галенит PbS и др. сульфаты — CaSO4 • 2Н2О (гипс) и др.
Получение
Очистка самородной серы
2H2S + О2 = 2S + 2Н2О (недостаток О2)
2H2S + SO2 = 3S + 2Н2О
реакционная способность, при нагревании возрастаетреакционная способность, при нагревании возрастаеткак окислителькак восстановителькак окислителькак восстановитель+4+4+6+6,н,нH2SH2Ss\нs\нВ природе — вулканические газы//°О Sбесцветный газ с резким запахомВ природе — вулканические газы//°О Sбесцветный газ с резким запахомрр^ легко переходит в (SO3)|^ легко переходит в (SO3)|бесцветный газ с запахом тухлых яиц, слабо растворим в Н2О Получение:бесцветный газ с запахом тухлых яиц, слабо растворим в Н2О Получение:Н2 + SН2 + SH2SH2SFeS + 2HCI = FeCI2 + H2S Химические свойства: Водный раствор H2S — слабая кислота (слабее H2SO3)FeS + 2HCI = FeCI2 + H2S Химические свойства: Водный раствор H2S — слабая кислота (слабее H2SO3)солисолисульфиды, растворимы в HgO только щелочных металлов. Са^+, Ва^+сульфиды, растворимы в HgO только щелочных металлов. Са^+, Ва^+гидросульфиды известны только в растворахгидросульфиды известны только в растворахПолучение:S + 02 = S02 — горение серы4FeS2 + 1102 = 2Fe2O3 + 8SO2 - обжиг пиритав лабораторииNa2SO3 + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + S02+ H2o ,0HU0Ou + 2H2SO4kw = CuSO4 + S02 + H20Химические свойства:кислотный оксид SO2 + Са(ОН)2 =CaSO3 + Н20S02 + Н20 ^==r H2SO3 — сернистая кислота средней силыПолучение:S + 02 = S02 — горение серы4FeS2 + 1102 = 2Fe2O3 + 8SO2 - обжиг пиритав лабораторииNa2SO3 + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + S02+ H2o ,0HU0Ou + 2H2SO4kw = CuSO4 + S02 + H20Химические свойства:кислотный оксид SO2 + Са(ОН)2 =CaSO3 + Н20S02 + Н20 ^==r H2SO3 — сернистая кислота средней силыТ = 16,8°С, Т = 44.8°С пл*килПолучение:В контактном аппарате, содержащем катализатор V2O5, 400-600°С2SO2 + O24="2SO3 + QПоглощением SO3 в поглотительной башне методом противотока H2SO4 получают раствор SO3 в H2SO4 — олеум.Олеум разбавляют до 98% Н2ЗО4Т = 16,8°С, Т = 44.8°С пл*килПолучение:В контактном аппарате, содержащем катализатор V2O5, 400-600°С2SO2 + O24="2SO3 + QПоглощением SO3 в поглотительной башне методом противотока H2SO4 получают раствор SO3 в H2SO4 — олеум.Олеум разбавляют до 98% Н2ЗО4sсерная кислота ^о/ ^^sсерная кислота ^о/ ^^гидролиз S2" + H2O-rc=rHS" + ОН" качественная реакция:Pb2+ + S2" = PbSl черного цвета восстансвительобычно окисляется до S0, иногда до S(+4) и S(+6) в зависимости от силы и количества окислителя 2H2S + О2 = 2S + 2Н2О недостаток О2 2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О избыток О2 с галогенамиH2s + Br2 = 2HBr + SH2S + 4CI2 + 4Н2О = H2SO4 + 8HCI с HNO3 — зависит от концентрации H2S + 2HNO3 = S + 2NO2 + 2H2O и даже co слабыми окислителями H2S + 2FeCI3 = 2FeCI2 + 2HCI + S 2H2S + H2SO3 = 3H2O + 3Sгидролиз S2" + H2O-rc=rHS" + ОН" качественная реакция:Pb2+ + S2" = PbSl черного цвета восстансвительобычно окисляется до S0, иногда до S(+4) и S(+6) в зависимости от силы и количества окислителя 2H2S + О2 = 2S + 2Н2О недостаток О2 2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О избыток О2 с галогенамиH2s + Br2 = 2HBr + SH2S + 4CI2 + 4Н2О = H2SO4 + 8HCI с HNO3 — зависит от концентрации H2S + 2HNO3 = S + 2NO2 + 2H2O и даже co слабыми окислителями H2S + 2FeCI3 = 2FeCI2 + 2HCI + S 2H2S + H2SO3 = 3H2O + 3Sсолисолирастворимы только сульфиты щелочных металлов, гидролизрастворимы только сульфиты щелочных металлов, гидролизгидросульфиты как правило, растворимыгидросульфиты как правило, растворимыS02 "Y окислительно-восстанови- Na2SO3 J тельная двойственность восстановительс окислителямиS02 + Br2 + 2Н2О = H2SO4 + 2НВг бромная вода, обесцвечивание 2Na2SO3 + 02 = 2Na2SO4 окислитель с восстановителямиS02 + 2H2S = 3S + 2Н2О диспропорционирование 4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S (прокаливание) присоединение S:Na2SO3 + S -» Na2S2O3 тиосульфаты (кипячение раствора c S)S02 "Y окислительно-восстанови- Na2SO3 J тельная двойственность восстановительс окислителямиS02 + Br2 + 2Н2О = H2SO4 + 2НВг бромная вода, обесцвечивание 2Na2SO3 + 02 = 2Na2SO4 окислитель с восстановителямиS02 + 2H2S = 3S + 2Н2О диспропорционирование 4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S (прокаливание) присоединение S:Na2SO3 + S -» Na2S2O3 тиосульфаты (кипячение раствора c S)сильная кислота (при диссоциации по 1-й ступени). Концентрированная — водоотнимающее свойства (обугливание):C12H22On = 12С + 11Н2Осахарокислительные свойства засчет S(+6)S + 2H.S0= 3S0, + 2Н О2 4конц22С + 2^50^^ = С02 + 2SO2 + 2Н„0с металлами, стоящими после Н2, при IеСи + 2H2SO4 = CuSO, + SO2 + 2Н2О с активными — смесьZn + H2SO4 -► SO2, S, H2S + ZnSO4На холоду: пассивирует Fe, Al, Cr Разбавленная — как обычная кислота окислитель — Н*сильная кислота (при диссоциации по 1-й ступени). Концентрированная — водоотнимающее свойства (обугливание):C12H22On = 12С + 11Н2Осахарокислительные свойства засчет S(+6)S + 2H.S0= 3S0, + 2Н О2 4конц22С + 2^50^^ = С02 + 2SO2 + 2Н„0с металлами, стоящими после Н2, при IеСи + 2H2SO4 = CuSO, + SO2 + 2Н2О с активными — смесьZn + H2SO4 -► SO2, S, H2S + ZnSO4На холоду: пассивирует Fe, Al, Cr Разбавленная — как обычная кислота окислитель — Н*гидросульфатыHSO4~гидросульфатыHSO4~сульфатыSO42"сульфатыSO42"Качественная реакция:Ва2+ + SO42" = BaSO4 белый осадс* не растворимый в кислотахКачественная реакция:Ва2+ + SO42" = BaSO4 белый осадс* не растворимый в кислотах
реакционная способность, при нагревании возрастает
реакционная способность, при нагревании возрастает
как окислитель
как восстановитель
как окислитель
как восстановитель
+4
+4
+6
+6
,н
,н
H2S
H2S
s
\н
s
\н
В природе — вулканические газы
//°
О Sбесцветный газ с резким запахом
В природе — вулканические газы
//°
О Sбесцветный газ с резким запахом
р
р
^ легко переходит в (SO3)|
^ легко переходит в (SO3)|
бесцветный газ с запахом тухлых яиц, слабо растворим в Н2О Получение:
бесцветный газ с запахом тухлых яиц, слабо растворим в Н2О Получение:
Н2 + S
Н2 + S
H2S
H2S
FeS + 2HCI = FeCI2 + H2S Химические свойства: Водный раствор H2S — слабая кислота (слабее H2SO3)
FeS + 2HCI = FeCI2 + H2S Химические свойства: Водный раствор H2S — слабая кислота (слабее H2SO3)
соли
соли
сульфиды, растворимы в HgO только щелочных металлов. Са^+, Ва^+
сульфиды, растворимы в HgO только щелочных металлов. Са^+, Ва^+
гидросульфиды известны только в растворах
гидросульфиды известны только в растворах
Получение:
S + 02 = S02 — горение серы
4FeS2 + 1102 = 2Fe2O3 + 8SO2 - обжиг пирита
в лаборатории
Na2SO3 + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + S02
+ H2o ,0HU0
Ou + 2H2SO4kw = CuSO4 + S02 + H20
Химические свойства:
кислотный оксид SO2 + Са(ОН)2 =
CaSO3 + Н20
S02 + Н20 ^==r H2SO3 — сернистая кислота средней силы
Получение:
S + 02 = S02 — горение серы
4FeS2 + 1102 = 2Fe2O3 + 8SO2 - обжиг пирита
в лаборатории
Na2SO3 + 2H2SO4 = 2NaHSO4 + S02
+ H2o ,0HU0
Ou + 2H2SO4kw = CuSO4 + S02 + H20
Химические свойства:
кислотный оксид SO2 + Са(ОН)2 =
CaSO3 + Н20
S02 + Н20 ^==r H2SO3 — сернистая кислота средней силы
Т = 16,8°С, Т = 44.8°С пл*кил
Получение:
В контактном аппарате, содержащем катализатор V2O5, 400-600°С
2SO2 + O24="2SO3 + Q
Поглощением SO3 в поглотительной башне методом противотока H2SO4 получают раствор SO3 в H2SO4 — олеум.
Олеум разбавляют до 98% Н2ЗО4
Т = 16,8°С, Т = 44.8°С пл*кил
Получение:
В контактном аппарате, содержащем катализатор V2O5, 400-600°С
2SO2 + O24="2SO3 + Q
Поглощением SO3 в поглотительной башне методом противотока H2SO4 получают раствор SO3 в H2SO4 — олеум.
Олеум разбавляют до 98% Н2ЗО4
s
серная кислота ^о/ ^^
s
серная кислота ^о/ ^^
гидролиз S2" + H2O-rc=rHS" + ОН" качественная реакция:
Pb2+ + S2" = PbSl черного цвета восстансвитель
обычно окисляется до S0, иногда до S(+4) и S(+6) в зависимости от силы и количества окислителя 2H2S + О2 = 2S + 2Н2О недостаток О2 2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О избыток О2 с галогенами
H2s + Br2 = 2HBr + S
H2S + 4CI2 + 4Н2О = H2SO4 + 8HCI с HNO3 — зависит от концентрации H2S + 2HNO3 = S + 2NO2 + 2H2O и даже co слабыми окислителями H2S + 2FeCI3 = 2FeCI2 + 2HCI + S 2H2S + H2SO3 = 3H2O + 3S
гидролиз S2" + H2O-rc=rHS" + ОН" качественная реакция:
Pb2+ + S2" = PbSl черного цвета восстансвитель
обычно окисляется до S0, иногда до S(+4) и S(+6) в зависимости от силы и количества окислителя 2H2S + О2 = 2S + 2Н2О недостаток О2 2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О избыток О2 с галогенами
H2s + Br2 = 2HBr + S
H2S + 4CI2 + 4Н2О = H2SO4 + 8HCI с HNO3 — зависит от концентрации H2S + 2HNO3 = S + 2NO2 + 2H2O и даже co слабыми окислителями H2S + 2FeCI3 = 2FeCI2 + 2HCI + S 2H2S + H2SO3 = 3H2O + 3S
соли
соли
растворимы только сульфиты щелочных металлов, гидролиз
растворимы только сульфиты щелочных металлов, гидролиз
гидросульфиты как правило, растворимы
гидросульфиты как правило, растворимы
S02 "Y окислительно-восстанови- Na2SO3 J тельная двойственность восстановитель
с окислителями
S02 + Br2 + 2Н2О = H2SO4 + 2НВг бромная вода, обесцвечивание 2Na2SO3 + 02 = 2Na2SO4 окислитель с восстановителями
S02 + 2H2S = 3S + 2Н2О диспропорционирование 4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S (прокаливание) присоединение S:
Na2SO3 + S -» Na2S2O3 тиосульфаты (кипячение раствора c S)
S02 "Y окислительно-восстанови- Na2SO3 J тельная двойственность восстановитель
с окислителями
S02 + Br2 + 2Н2О = H2SO4 + 2НВг бромная вода, обесцвечивание 2Na2SO3 + 02 = 2Na2SO4 окислитель с восстановителями
S02 + 2H2S = 3S + 2Н2О диспропорционирование 4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S (прокаливание) присоединение S:
Na2SO3 + S -» Na2S2O3 тиосульфаты (кипячение раствора c S)
сильная кислота (при диссоциации по 1-й ступени). Концентрированная — водоотнимающее свойства (обугливание):
C12H22On = 12С + 11Н2О
сахар
окислительные свойства за
счет S(+6)
S + 2H.S0= 3S0, + 2Н О
2 4конц22
С + 2^50^^ = С02 + 2SO2 + 2Н„0
с металлами, стоящими после Н2, при Iе
Си + 2H2SO4 = CuSO, + SO2 + 2Н2О с активными — смесь
Zn + H2SO4 -► SO2, S, H2S + ZnSO4
На холоду: пассивирует Fe, Al, Cr Разбавленная — как обычная кислота окислитель — Н*
сильная кислота (при диссоциации по 1-й ступени). Концентрированная — водоотнимающее свойства (обугливание):
C12H22On = 12С + 11Н2О
сахар
окислительные свойства за
счет S(+6)
S + 2H.S0= 3S0, + 2Н О
2 4конц22
С + 2^50^^ = С02 + 2SO2 + 2Н„0
с металлами, стоящими после Н2, при Iе
Си + 2H2SO4 = CuSO, + SO2 + 2Н2О с активными — смесь
Zn + H2SO4 -► SO2, S, H2S + ZnSO4
На холоду: пассивирует Fe, Al, Cr Разбавленная — как обычная кислота окислитель — Н*
гидросульфатыHSO4~
гидросульфатыHSO4~
сульфатыSO42"
сульфатыSO42"
Качественная реакция:
Ва2+ + SO42" = BaSO4 белый осадс* не растворимый в кислотах
Качественная реакция:
Ва2+ + SO42" = BaSO4 белый осадс* не растворимый в кислотах
Fe + S = FeS
S + О2 = SO2 — горит (примесь SO3)
диспропорционирование: 3S + 6КОН = K2SO3 + 2K2S + ЗН2О
рррртолько со фторомст окисления -2 (главная)только со фторомст окисления -2 (главная)Via ПОДГРУППА. КИСЛОРОД О
рр
рр
только со фторомст окисления -2 (главная)
только со фторомст окисления -2 (главная)
В природе состоит из 16О, 17О, 18О. Самый распространенный элемент земной коры (49,1 масс.%). Атмосфера содержит 21% l кислорода по объему j
Возможны также степени окисления -1 (пероксиды Na2O2, Н2О2), -1/2 (KjOJ, + 1(F2O2) и +2 (F2O)
Получение:
в промышленности
Перегонка жидкого воздуха, т.к. T^n О2 = -183°С, а Т^ N2 = -196°С
в лаборатории
2КМпО4 = К2МпО4 + МпО2 + О22Н2О2 = 2Н2О + О2 (катализатор МпО2)2КСЮ3 = 2KCI + ЗО2 (катализатор МпО2)2ВаОг = 2ВаО + О22КМпО4 = К2МпО4 + МпО2 + О22Н2О2 = 2Н2О + О2 (катализатор МпО2)2КСЮ3 = 2KCI + ЗО2 (катализатор МпО2)2ВаОг = 2ВаО + О2Электролиз водных растворов солей и щелочей 2Н2О = 2Н2 + 02 (см. получение Н2)
2КМпО4 = К2МпО4 + МпО2 + О2
2Н2О2 = 2Н2О + О2 (катализатор МпО2)
2КСЮ3 = 2KCI + ЗО2 (катализатор МпО2)
2ВаОг = 2ВаО + О2
2КМпО4 = К2МпО4 + МпО2 + О2
2Н2О2 = 2Н2О + О2 (катализатор МпО2)
2КСЮ3 = 2KCI + ЗО2 (катализатор МпО2)
2ВаОг = 2ВаО + О2
Разложение перманганата калия, пероксида водорода, бертолетовой соли
Из пероксида бария
Свойства:
Физические: бесцветный газ, без запаха. Т^ -183°С, в 1 л Н2О растворяется 0.04 г О2.Парамагнитен — втягивается в магнитное полеФизические: бесцветный газ, без запаха. Т^ -183°С, в 1 л Н2О растворяется 0.04 г О2.Парамагнитен — втягивается в магнитное полеХимические: в реакциях со всеми простыми веществами — окислитель. Непосредственно не реагирует с галогенами, инертными газами, Au, Pt, кислородные соединения которых получают косвенными путямиХимические: в реакциях со всеми простыми веществами — окислитель. Непосредственно не реагирует с галогенами, инертными газами, Au, Pt, кислородные соединения которых получают косвенными путями
Физические: бесцветный газ, без запаха. Т^ -183°С, в 1 л Н2О растворяется 0.04 г О2.
Парамагнитен — втягивается в магнитное поле
Физические: бесцветный газ, без запаха. Т^ -183°С, в 1 л Н2О растворяется 0.04 г О2.
Парамагнитен — втягивается в магнитное поле
Химические: в реакциях со всеми простыми веществами — окислитель. Непосредственно не реагирует с галогенами, инертными газами, Au, Pt, кислородные соединения которых получают косвенными путями
Химические: в реакциях со всеми простыми веществами — окислитель. Непосредственно не реагирует с галогенами, инертными газами, Au, Pt, кислородные соединения которых получают косвенными путями
Реакции
с неметаллами
S + о2 = so2 4Р + 5О2 = 2Р2О5 с + о2 = со2 2Н2 + О2 = 2Н2О N2 + O24=r2NO 2000°С
с металлами
сгорают с образованием оксидов
2 Мд + О2 = 2МдО
3Fe + 2О2 = Fe3O4 (чистый кислород) AI, Сг — тонкая защитная пленка оксида
щелочные металлы (кроме Li) при нагревании в сухом О2 образуют пероксиды:
2Na + О2 = Na2O2
и надпероксиды:
2К + 2О2 = К2О4
со сложными веществами при горении в избытке кислорода образуются, как правило, соответствующие оксиды:
2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О при недостатке О2 — сажа (С), СО... с2н5он + ЗО2 = 2СО2 + зн2о 4FeS2 + 11О2 = 2Fe2O3 + 8SO2 пирит
Газообразный кислород существует в двух аллотропных модификациях — дикислород О2 итрикислород О3 (озон)
Озон О3 образуется при электрических разрядах: О2 + энергия = 20; О + О2 = О3
суммарно ЗО2^=г2О3 - 286 кДж
Озон — нестойкое вещество, легко распадающееся, обладает сильным окислительным действием
PbS + 4О3 = PbSO4 + 4О2
О3 + 2KI + Н2О = l2 + 2КОН + О2 — качественная реакция на озон
ПРИМЕНЕНИЕ О2 основано на его использовании как окислителя:
в металлургии при производстве стали и чугуна * 60% промышленного О2 для получения HNO3, H2SO4, обжига руд (например, FeS2, CuFeS2, PbS и др.) горение Н2 + О2 — при сварке металлов
В ПРИРОДЕ с участием О2 совершается дыхание — один из важнейших жизненных процессов. Наличие в атмосфере кислорода обеспечивает гниение органических веществ. Содержание гислорода в атмосфере постоянно, т.к. его расход компенсируется образованием кислорода -ри фотосинтезе: СО2 + Н2О -> Сп(Н2О)т + О2
Окисление кислородом углеводов, жиров и белков служит источником энергии живых организмов
8-8-ВОДА (оксид водорода) Н2ОВысокая ЭО атома О, большой дипольный моментВОДА (оксид водорода) Н2ОВысокая ЭО атома О, большой дипольный момент
8-
8-
ВОДА (оксид водорода) Н2О
Высокая ЭО атома О, большой дипольный момент
ВОДА (оксид водорода) Н2О
Высокая ЭО атома О, большой дипольный момент
Va ПОДГРУППА. АЗОТ N
+1
+5
т
t
t
2р
Z""
В природе: 0.01% массы земн. коры, 78.1% по объему атмосферного воздуха. NaNO3, KNO3 — селитры
к/
Получение: Ф в промышленности — фракционирование жидкого воздуха (^ О2 = -183*С, N2 = -196*С)® в лаборатории — разложение нитрита аммония при нагревании:
NH.NO, = N, + 2Н,О, NaNO, + NH.CI = N, + NaCI + 2H,0
42222422.
СВОЙСТВА
Физические: газ без цвета, запаха и вкуса? t^ = -196°С, плохо растворим в воде (2.3 мл в 100 мл Н2О при 0°С)
''Химические: молекула N=N очень устойчива' (прочная тройная связь, Е = 942 кДж/моль) низкая реакционная способность
Восстановитель: высокая температура (эл. дуга, 3000°С) N, + О = 2NO -Q *зам°роженное» равновесие, 22продувка через разряд
Окислитель:при комнатной температуре — только с
Li, при нагревании — с другими металлами
Реагирует с водородом. При давлении 20-40 МПа, температуре 400-500°С и в присутствии катализатора — железа, активированного различными добавками.
6Li + М2 = 2Li3N нитрид ЗСа + М2 = Ca3N2
Р, t, кат
ЗН2 + N2^=r2NH3 + Q
Аммиак NH3
Соли аммония NH/
HHтетраЗдртетраЗдр
H
H
тетраЗдр
тетраЗдр
В промышленности: см. выше Н2 + м2
В лаборатории: нагрев солей аммония со щелочами или нагревание NH3 • Н2О
(NH4)2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2NH3t + 2H2O Физические свойства: бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворим в воде (при 20°С 700 л NH3 в 1 л Н2О)
Химические свойства:
^ NH3 + Н+ = NH4+ — ион аммония
N_ донорно-акцепторное взаимодей- i/ \ н ствие, присоединяет Н+ -> ион треугольная ЗММОНИЯ
пирамида
Основание: при реакции с кислотами — соли
NH3 + HCI = NH4CI хлорид аммония при растворении в воде:
NH3 + H2O«=rNH4+ + ОН' щелочная реакция 3% водный раствор — «нашатырный спирт» Восстановитель: за счет №', окисляется обычно до М2:
Ф 3Br2 + 8NH3 = N2t + 6NH4Br
^^ N2 + Н2О горение
® О2 + NH, """-*. мо + н п стадия получения
Pt-кат. no + h2o HNO3
® ЗСиО + 2NH3 = N2T + ЗСи + ЗН2О (оксиды некоторых металлов)
Окислитель: за счет Н+:
2Na + 2NH3 £ 2NaNH2 + Н2 амид
NH4+ — ведет себя как катион щелочного металла
Соли аммония хорошо растворимы в воде
В водных растворах соли аммония существуют
в виде ионов:
(MH4)2SO4 = 2NH/ + SO42'
Разложение при нагревании:
Ф если кислота летучая, а анион — неокислитель:нагрев
NH4Cl4=rNH3 + HCIr
охлажд.
® если кислота нелетучая, а анион — неокис- литель, то происходит частичное разложение: t°
(MH4)2SO4 = NH3t + NH4HSO4
® если анион — окислитель, то происходит окисление азота в ионе аммония:
МН4МО3 = М2О + 2Н2О
(NH4)2Cr2O7 = М2 + 4Н2О + Сг2О3
Качественная реакция на ион NH4+ — выделение аммиака при реакции солей аммония со щелочами:
MH4CI + NaOH = NaCI + NH3t + Н2О
Азотные удобрения
Аммиачная вода NH3,
Селитры NaNO3, KNO3, NH4N03
Сульфат аммония (NH4)2SO4
Карбамид (мочевина) CO(NH2)2
GO ОGO ОХимические свойства hno3сильная кислота, окислитель: HNO, => NO, => N,O, => NO => N,0 => N, => NH.NO, '32232243Химические свойства hno3сильная кислота, окислитель: HNO, => NO, => N,O, => NO => N,0 => N, => NH.NO, '32232243КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТАКИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА-1:5ё-1:5ё2р2рН-О—NилиН-О—N<++ ХО"Н-О—NилиН-О—N<++ ХО"строение молекулы азотной кислотыстроение молекулы азотной кислотыПоложительные степени окисленияПоложительные степени окисленияКОНЦ.КОНЦ.1) 4NH3 + 5О21) 4NH3 + 5О24NO + 6H2O4NO + 6H2OФизические свойстваФизические свойства
GO О
GO О
Химические свойства hno3
сильная кислота, окислитель: HNO, => NO, => N,O, => NO => N,0 => N, => NH.NO, '32232243
Химические свойства hno3
сильная кислота, окислитель: HNO, => NO, => N,O, => NO => N,0 => N, => NH.NO, '32232243
КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА
КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА
-1:5ё
-1:5ё
2р
2р
Н-О—NилиН-О—N<+
+ ХО"
Н-О—NилиН-О—N<+
+ ХО"
строение молекулы азотной кислоты
строение молекулы азотной кислоты
Положительные степени окисления
Положительные степени окисления
КОНЦ.
КОНЦ.
1) 4NH3 + 5О2
1) 4NH3 + 5О2
4NO + 6H2O
4NO + 6H2O
Физические свойства
Физические свойства
+ф Оксид азота (I), N20Получение:
t°
NH4NO3 = N2o + 2Н2Обесцветный газ со сладкова-тым запахом, заметно рас-творяется в Н20
несолеобразующий
>500°С — разлагается2N2O = 2N2 + 02поэтому окисляет вещества,реагирующие с О2N2O + Н2 = N2 + Н202N2O + С = С02 + 2N2
+@ Оксид азота (II), NOПолучение:
в промышленности (стадияпроизводства HNO3)Pt
4NH3+ 5О2 = 4NO+ 6H2Oв лаборатории
3CU + 8HNO, =3Cu(NO3)2 +2NOT + 4Н2О
бесцветный газ, трудно сжижаемый,плохо растворим в Н2О
| несолеобразующий
окисл ительно- восстановительнаядвойственность
восстановитель:
2N0 + 02 = 2NO2<^
2N0 + Cl2 = 2NOCI =£>
окислитель:
2N0 + 2SO2 = 2SO3 + N2
в водном растворе:
2N0 + 2Н2О + 2SO2 = N2 + 2H2SO4
+@ Оксид азота (III), N2O3Получение:
NO2 + NO»=N2O3, нестоек
Кислотный оксид со щелочами
М2О3 + 2NaOH = 2NaNO2 + Н2О нитрит натрия
HNO2 — кислота средней силы,неустойчивая кислотадиспропорцмонмруетto
2HNO2 = Н2О + NO2 + NO с= хранение
окислительно-восстановительнаядвойственность
-, окислитель:
2HI + 2HNO2 = l2 + 2NO + 2Н2О
восстановитель:
2КМпО4 + 6HNO2 = 2Mn(NO3)2 + KNO3 + KNO2 + 3H2O
Соли азотистой кислоты — нитриты (KNO„ NaNO,)
+® Оксид азота (IV), N02Получение:
2NO + о2 = 2NO2
Си + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 +
+ 2H2O
2Pb(NO3)2 = 2РЬО + 4NO2 + O2 -11.2°C
2NO2 ~-N2O4
бурый газ +140°с бесцв. кристалл.
кислотный оксид
►При растворении в воде — 2NO2 + Н20 = HNO3 + HNO2
со щелочами:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + н2о
сильный окислитель:
no2 + СО = NO + со2
NO2 + SO2 -> NO + SO3 (нитрозный способ получения серной кислоты)
+® Оксид азота (V), N2O5Получение:
6HNO3 + р2о5 = 2Н3РО4 + 3N2O5дегидратация HNO3
2NO2 + О3 -> N2O5 + О2бесцветные нестойкие кристаллы>0°
2N2O5 = 4NO2 + О2
Кислотный оксид
N2O5 + Н2О = 2HNO3
сильный окислитель
Азотная кислота HNO3Получение:
В лаборатории
t°
NaNO3 + H2SO4 = NaHSO4 + HNO3T В промышленности
Pt
2) 2NO + О2 = 2NO2 (при охлаждении) 3) 4NO2 + О2 + 2H2O = 4HNO3 (под давлением О2)
Си + 4HNO3(ra4) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
ЗСи + 8HNOapa36l = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Mn + lOHNO^, = 4Mn(NO3)2 + N?O + 5H2O 4Zn + WHNO^^, = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Смесь продуктов в зависимости от активности металла и концентрации HNO3. Концентрированная HNO3 пассивирует (на холоду) Fe, Al, Cr
Бесцветная жидкость, при -42°C переходит в кристаллическое состояние, с Н20 смешивается в любых соотношениях
Неметаллы: окисляются до соответствующих кислот, HNO3 => МО2 или NO (в зависимости от разбавления)
P + SHNO^, = H3PO4 + 5NO2T + H,O
L + 10HNO„ . = 2HIO3 + 10NO.T + 4H2O
S + SHNO^, = H2SO4 + 6NO2T + 2H2O
1 объем HNO3 + 3 объема HCI -> «царская водка» Au + HNO3 + 4HCI -> NO + 2Н2О + H[AuCI4]
Качественная реакция на ион NO/
2NaNO3 + 3H2SO4 + Си = 2NO2t + CuSO4 +
Нитраты — хорошо растворимы в воде. Разлагаются при сильном нагревании. Щелочные и щелочноземельные металлыМалоактивные металлы
2NaHSO4 + 2H2O
бурый газ
VN^NO, 2NaNO, I O,T
2Pb(NO3)2 = 2РЬО + 4NO2T + O2T
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2T + O2T
-3; -5ё
Va ПОДГРУППА. N, Р, As, Sb, Bi. ФОСФОР P
d■
нет у азота
р3
известны и другие
степени окисления
Фосфор: несколько аллотропных модификаций Белый (желтый) фосфор, молекулярное строение Р4, tro 44°С, сильно ядовит, растворим в CS2, С2Н5ОН и др. Окисление белого фосфора на воздухе сопровождается свечением. Химически активен.
+3е
металлы
3
AsH.
NH
РН,
N ' р . неметаллы As.
В1Н_ основность 3
3
3
з
восстановительные свойства
SbH3
Красный фосфор Черный фосфор
Белый фосфор
} полимерное строение, не ядовиты, нерастворимы в воде и органи
ческих растворителях нагревание, пов. давление _ . ...:.■"... —■ Красный фосфор
нагревание, пониж. давление
В природе: земн. кора 0.1%. В свободном вцде не существует. Фосфорит Са3(РО4)2, фторапатит —■ ЗСа3(РО4)2 • СаР2 и др.
Получение: 2Са3(РО4)2 + ЮС + 6SiO2 =
L ЮСОТ + 6CaSiO3 + Р4Т (электр. печь),
Химическая активность фосфора значительно выше, чем N2Химическая активность фосфора значительно выше, чем N2ЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РО4 + 5NO 2Р + 5CuSO4 + 8Н2О = 5H2SO4 + 5Cu + 2Н3РО,ЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РО4 + 5NO 2Р + 5CuSO4 + 8Н2О = 5H2SO4 + 5Cu + 2Н3РО,
Химическая активность фосфора значительно выше, чем N2
Химическая активность фосфора значительно выше, чем N2
ЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РО4 + 5NO 2Р + 5CuSO4 + 8Н2О = 5H2SO4 + 5Cu + 2Н3РО,
ЗР + 5HNO3 + 2Н2О = ЗН3РО4 + 5NO 2Р + 5CuSO4 + 8Н2О = 5H2SO4 + 5Cu + 2Н3РО,
восстановитель: 5О2 + 4Р = 2Р2О5 5С12 + 2Р = 2PCIS
ЗО2 + 4Р = 2Р2О3 (недостаток О2) 312 + 2Р = 2Р13
_ соединения с водородом —кислородные соединения
” менее устойчивы, чем у N”более устойчивы, чем у N
'фосфиды: Са3Р2
ЗСа + 2Р = Са3Р2
фосфин: РН3
Са3Р2 + 6НгО = ЗСа(ОН)2 + 2РН3Т фосфин — ядовитый газ, бесцветен, плохо растворим в Н2О, нестоек.
РН3 — более слабое основание, чем NH3
РН3 + HI = [PH4]I — в воде соли фосфония полностью гидролизуются.
РН3 — сильный восстановитель РН3 + 2О2 = Н3РО4
РС13, Р2О3
Образуются при недостатке окислителя
2Р + ЗС12 -> 2РС13
4Р + ЗО2 = 2Р2О3
кислотный оксид Р2О3:
4NaOH + Р2О3 = 2Na2HPO3 + Н2О Р2О3 + ЗН2О = 2Н3РО3 двухосновная фосфористая кислота средней силы
Нк /ОН р / 'он
соли —■ фосфиты (Na2HPO3 и др.) восстановитель:
Р2О3 + О2 = Р2О5[
соединения фосфора в этой степени 1 окисления наиболее устойчивы, поэтому не проявляют окислительных свойств
Р2О5 — белый порошок, получают
сгоранием Р в избытке О2:
4Р + 5О2 = 2Р2О5
сильное водоотнимающее
действие
6HNO3 + Р2О5 = 2Н3РО4 + 3N2O: кислотный оксид
ЗВаО + Р2О5 = Ва3(РО4)2
6NaOH + Р2О5 = Na3PO4 + ЗН2О
при растворении в Н2О
Р2О5 + Н2о -► (НРО3)п >
метафосфорная кислота П>4
Н4Р4О12 + 2Н2О = 2Н4Р2О7 пирофосфорная кислота
Ортофосфорная кислота — кислота средней силы, окислитель-
-ой силы за счет Р(+5) не имеет.
: сада солей: средние фосфаты (К3РО4, Са3(РО4)2 и др.); гидрофос- Сс-ы (СаНРО4, KjHPOJ и дигидрофосфаты (Са(Н2РО4)2, КН2РО4 и де Средние фосфаты, кроме фосфатов щелочных металлов, в &йде -нерастворимы.
-»дро1кз: РО43- + Н2О^^ОН- + НРО42"
кар*ественная реакция: в нейтральной среде ЗАд+ + РО43* = Ад3РО4
<ж: - *аг^* осадок
но—P-о—Р —он нс/^онI
Н4Р2О7 + Н2О = 2Н3РО4[
ортофосфорная или просто фосфорная кислота
/ОН О=Р—он
‘ ас«5оения:
-«=., -"^ . — молотый фосфорит, «фосфоритная мука» —нерастворим в воде ^а3(РО4)2 + 2H2SO4 = Са(Н2РО4)2 + 2CaSO4 — суперфосфат
Саз(РО4)2 + 4Н3РО4 = ЗСа(Н2РО4)2 — двойной суперфосфат
Са(ОН)2 + Н3РО4 = СаНР04 + 2Н2О — преципитат, нерастворим в Н2О, растворим только в кислых почвах
3NH3 + 2Н3РО4 = NH4H2PO4 + (NH4)2HPO4 - аммофос
+ соль К —- аммофоска
РС15 — легко гидролизуется:
РС15 + 4Н20 -» Н3РО4 + 5HCI
В промышленности:
Са3(РО4)2 + 3H2SO4 = 2Н3РО4 +
3CaSOj экстракционная фосфор- I ная кислота
окислитель:
2Р + ЗМд = Мд3Р2 (фосфид магния)
IVa подгруппа. УГЛЕРОД С
В природе: органические вещества, СО2, СаСО3 — известняк, мел, мрамор МдСО3 — магнезит
FeCO, — железный шпат и др.
у 3/
Физические свойства: 4 аллотропные модификации
Химические свойстваХимические свойствамалоактивен, на холоду реагирует только с F2 -> CF4восстановительные <- слабо выражены -> окислительныемалоактивен, на холоду реагирует только с F2 -> CF4восстановительные <- слабо выражены -> окислительныеС + О2 = СО2 — ниже 500°СС + Н2О = СО + Н2 выше 1200°СС + 2Н2О = СО2 + 2Н2 ок. юоо°сСиО + С = Си + СО при нагревании4HNO3 + ЗС = ЗСО2 + 4NO + 2Н2ОС + О2 = СО2 — ниже 500°СС + Н2О = СО + Н2 выше 1200°СС + 2Н2О = СО2 + 2Н2 ок. юоо°сСиО + С = Си + СО при нагревании4HNO3 + ЗС = ЗСО2 + 4NO + 2Н2О1) Са + 2С = СаС2 карбид кальция (др. способ СаО + ЗС = СаС2 + СО)1) Са + 2С = СаС2 карбид кальция (др. способ СаО + ЗС = СаС2 + СО)2) 2Н2 + С = СН4 и др. углеводороды2) 2Н2 + С = СН4 и др. углеводородыполучениенагревание без доступа воздухадревесины каменного[древесный уголь" угля активирован- | кокс | ный угольСамый чистый С (сажа):СН4 = С + 2Н2получениенагревание без доступа воздухадревесины каменного[древесный уголь" угля активирован- | кокс | ный угольСамый чистый С (сажа):СН4 = С + 2Н2
Химические свойства
Химические свойства
малоактивен, на холоду реагирует только с F2 -> CF4восстановительные <- слабо выражены -> окислительные
малоактивен, на холоду реагирует только с F2 -> CF4восстановительные <- слабо выражены -> окислительные
С + О2 = СО2 — ниже 500°С
С + Н2О = СО + Н2 выше 1200°С
С + 2Н2О = СО2 + 2Н2 ок. юоо°с
СиО + С = Си + СО при нагревании
4HNO3 + ЗС = ЗСО2 + 4NO + 2Н2О
С + О2 = СО2 — ниже 500°С
С + Н2О = СО + Н2 выше 1200°С
С + 2Н2О = СО2 + 2Н2 ок. юоо°с
СиО + С = Си + СО при нагревании
4HNO3 + ЗС = ЗСО2 + 4NO + 2Н2О
1) Са + 2С = СаС2 карбид кальция (др. способ СаО + ЗС = СаС2 + СО)
1) Са + 2С = СаС2 карбид кальция (др. способ СаО + ЗС = СаС2 + СО)
2) 2Н2 + С = СН4 и др. углеводороды
2) 2Н2 + С = СН4 и др. углеводороды
получение
нагревание без доступа воздуха
древесины каменного
[древесный уголь" угля активирован- | кокс | ный уголь
Самый чистый С (сажа):
СН4 = С + 2Н2
получение
нагревание без доступа воздуха
древесины каменного
[древесный уголь" угля активирован- | кокс | ный уголь
Самый чистый С (сажа):
СН4 = С + 2Н2
г алмаз зр3-гибридизация, тетраэдрические а- связи прочные, ковалентные, поэтому очень
тверд. Изолятор, р = 3.51 г/см3
графит
J—< >. sp’- гибридизация, слоистая структура, большое расстояние и непрочные связи между слоями, поэтому мягкий. Хорошая электропроводимость.
р = 2.22 г/см3
карбин
sp- гибридизация
=с=с=с=с= линейный полимер, твердое вещество
^®^ФУллерит^
MgCrM сР-РчП состоит из фуллеренов Сю, С70 и др., имеющих форму сферы или сфероида. Растворим в орг. растворителях. Получают при испарении графита в атм. Не и др. методами.
крекинг метана
—4 и др.+2
Углеводороды (СН4, С2Н2, С6Н6идр.)Карбиды — получают при непосредственном взаимодействии С с металлами, или оксидами металлов.2 группы карбидов.1 Карбиды металлического характера — карбиды переходных металлов (Fe3C и др.). Электронная проводимость, металлический блеск, хим. инертность, термостойкость.11 Ионные карбиды — более электроположительные металлы. Бесцветны, прозрачны, не проводят электрический ток, полный гидролиз:А!4С3 + 12Н2О = 4А!(ОН)3 + ЗСН4Т (Ве2С)СаС2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + с2н2Т(Na2C2, К2С2, SrC2, ВаС2, Си2С2, Мд2С3 и др.)При гидролизе — ацетилен С,Н, , пропин С3Н4 и др.Оксид углерода (И), СО угарныйгаздонорно-акцепторное: ное взаимодействиевысокая прочность связи, 1080 кДж/моль.Бесцветный газ без запаха, ядовит, т.к. соединяется с гемоглобином крови. Плохо растворим в Н,О.Получение:СО, + С = 2СОнагревание безС + Н,О = СО + Н, Г Доступа воздухав лаборатории:Jдействие конц. H,SO4 на НСООН или Н,С,О4 муравьиная к-та НСООН = СОТ + Н,О щавелевая к-та Н,С,О4 = СОТ + СО, + Н,О восстановительгFe,O3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО,Т2СО + О, = 2СО, + 0СО + Cl, -» COCI, — фосген (свет, катал.) несолеобразующий, но при 2оо°с NaOH + СО -► нс^°, ONaСО с d-элементами образует прочные комплексы — карбонилы Fe(CO)5, Со,(СО), и ДР-Углеводороды (СН4, С2Н2, С6Н6идр.)Карбиды — получают при непосредственном взаимодействии С с металлами, или оксидами металлов.2 группы карбидов.1 Карбиды металлического характера — карбиды переходных металлов (Fe3C и др.). Электронная проводимость, металлический блеск, хим. инертность, термостойкость.11 Ионные карбиды — более электроположительные металлы. Бесцветны, прозрачны, не проводят электрический ток, полный гидролиз:А!4С3 + 12Н2О = 4А!(ОН)3 + ЗСН4Т (Ве2С)СаС2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + с2н2Т(Na2C2, К2С2, SrC2, ВаС2, Си2С2, Мд2С3 и др.)При гидролизе — ацетилен С,Н, , пропин С3Н4 и др.Оксид углерода (И), СО угарныйгаздонорно-акцепторное: ное взаимодействиевысокая прочность связи, 1080 кДж/моль.Бесцветный газ без запаха, ядовит, т.к. соединяется с гемоглобином крови. Плохо растворим в Н,О.Получение:СО, + С = 2СОнагревание безС + Н,О = СО + Н, Г Доступа воздухав лаборатории:Jдействие конц. H,SO4 на НСООН или Н,С,О4 муравьиная к-та НСООН = СОТ + Н,О щавелевая к-та Н,С,О4 = СОТ + СО, + Н,О восстановительгFe,O3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО,Т2СО + О, = 2СО, + 0СО + Cl, -» COCI, — фосген (свет, катал.) несолеобразующий, но при 2оо°с NaOH + СО -► нс^°, ONaСО с d-элементами образует прочные комплексы — карбонилы Fe(CO)5, Со,(СО), и ДР-качественная реакциякачественная реакциякарбонатыгидрокарбонатырастворимы в Н2О —хорошо растворимы,только щелочных и NH 4+ неустойчивы сильный гидролиз(кроме NaHCO3),t°2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2 карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения, остальные карбонаты при нагревании разлагаются: >900оСкарбонатыгидрокарбонатырастворимы в Н2О —хорошо растворимы,только щелочных и NH 4+ неустойчивы сильный гидролиз(кроме NaHCO3),t°2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2 карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения, остальные карбонаты при нагревании разлагаются: >900оССаСО3 = СаО + СО 2ТСаСО3 = СаО + СО 2Т
Углеводороды (СН4, С2Н2, С6Н6идр.)
Карбиды — получают при непосредственном взаимодействии С с металлами, или оксидами металлов.
2 группы карбидов.
1 Карбиды металлического характера — карбиды переходных металлов (Fe3C и др.). Электронная проводимость, металлический блеск, хим. инертность, термостойкость.
11 Ионные карбиды — более электроположительные металлы. Бесцветны, прозрачны, не проводят электрический ток, полный гидролиз:
А!4С3 + 12Н2О = 4А!(ОН)3 + ЗСН4Т (Ве2С)
СаС2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + с2н2Т
(Na2C2, К2С2, SrC2, ВаС2, Си2С2, Мд2С3 и др.)
При гидролизе — ацетилен С,Н, , пропин С3Н4 и др.
Оксид углерода (И), СО угарный
газдонорно-акцептор
ное: ное взаимодействие
высокая прочность связи, 1080 кДж/моль.
Бесцветный газ без запаха, ядовит, т.к. соединяется с гемоглобином крови. Плохо растворим в Н,О.
Получение:
СО, + С = 2СОнагревание без
С + Н,О = СО + Н, Г Доступа воздуха
в лаборатории:J
действие конц. H,SO4 на НСООН или Н,С,О4 муравьиная к-та НСООН = СОТ + Н,О щавелевая к-та Н,С,О4 = СОТ + СО, + Н,О восстановитель
г
Fe,O3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО,Т
2СО + О, = 2СО, + 0
СО + Cl, -» COCI, — фосген (свет, катал.) несолеобразующий, но при 2оо°с NaOH + СО -► нс^°
, ONa
СО с d-элементами образует прочные комплексы — карбонилы Fe(CO)5, Со,(СО), и ДР-
Углеводороды (СН4, С2Н2, С6Н6идр.)
Карбиды — получают при непосредственном взаимодействии С с металлами, или оксидами металлов.
2 группы карбидов.
1 Карбиды металлического характера — карбиды переходных металлов (Fe3C и др.). Электронная проводимость, металлический блеск, хим. инертность, термостойкость.
11 Ионные карбиды — более электроположительные металлы. Бесцветны, прозрачны, не проводят электрический ток, полный гидролиз:
А!4С3 + 12Н2О = 4А!(ОН)3 + ЗСН4Т (Ве2С)
СаС2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + с2н2Т
(Na2C2, К2С2, SrC2, ВаС2, Си2С2, Мд2С3 и др.)
При гидролизе — ацетилен С,Н, , пропин С3Н4 и др.
Оксид углерода (И), СО угарный
газдонорно-акцептор
ное: ное взаимодействие
высокая прочность связи, 1080 кДж/моль.
Бесцветный газ без запаха, ядовит, т.к. соединяется с гемоглобином крови. Плохо растворим в Н,О.
Получение:
СО, + С = 2СОнагревание без
С + Н,О = СО + Н, Г Доступа воздуха
в лаборатории:J
действие конц. H,SO4 на НСООН или Н,С,О4 муравьиная к-та НСООН = СОТ + Н,О щавелевая к-та Н,С,О4 = СОТ + СО, + Н,О восстановитель
г
Fe,O3 + ЗСО = 2Fe + ЗСО,Т
2СО + О, = 2СО, + 0
СО + Cl, -» COCI, — фосген (свет, катал.) несолеобразующий, но при 2оо°с NaOH + СО -► нс^°
, ONa
СО с d-элементами образует прочные комплексы — карбонилы Fe(CO)5, Со,(СО), и ДР-
качественная реакция
качественная реакция
карбонатыгидрокарбонаты
растворимы в Н2О —хорошо растворимы,
только щелочных и NH 4+ неустойчивы сильный гидролиз(кроме NaHCO3),
t°
2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2 карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения, остальные карбонаты при нагревании разлагаются: >900оС
карбонатыгидрокарбонаты
растворимы в Н2О —хорошо растворимы,
только щелочных и NH 4+ неустойчивы сильный гидролиз(кроме NaHCO3),
t°
2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + CO2 карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения, остальные карбонаты при нагревании разлагаются: >900оС
СаСО3 = СаО + СО 2Т
СаСО3 = СаО + СО 2Т
•вскипание" (сильная кислота)
СаСО3 + 2HCI = CaCI, + СОгТ +
н,о
СО, вызывает помутнение известковой и баритовой воды Са(ОН), + СО, = CaCO3i + Н,О возможно растворение осадка; СаСО3 + Н,0 + СО,(избыток) = Са(НСО3),
Оксид углерода (IV) С02
О=С=О углекислый газ неполярная, линейная молекула. Без цвета и запаха, растворим в Н,О (880 мл в 1 л Н,О). При давлении 50 атм сжижается. -76°С — «сухой лед» Получение: в промышленности — обжиг известняка, конверсия метана и др. в лаборатории — вытеснение сильной к-той:
СаСО3 + 2HCI = CaCI, + СО,Т + Н,О Окислительные свойства выражены слабо, обычно со, не поддерживает горения. Только при высоких температурах реагирует с металлами, сродство к кислороду которых больше, чем у С
2Мд + СО, = 2МдО + С Кислотный ОКСИД. При растворении в Н,О образуется небольшое количество слабой угольной кислоты
СО, + Н,0 4= СО, - Н,О -=Н,СО3 ОН с _» в свободном виде °~'он —неустойчива
Получение солей угольной кислоты: соли угольной кислоты — карбонаты и гидрокарбонаты
2NaOH + СО, = Na,CO3 + Н,0 Na,CO3 + Н,0 + СО, = 2NaHCO3 (изб. СО,)
СаО + СО, -> СаСО3
Обменная реакция BaCI, + Na,CO3 = BaCO3i + 2NaCI
В Природе: 2-е место по распростра ненности (27.6% массы земной коры).
Кремнезем — SiO2 (песок, кварц).
Силикаты и алюмосиликаты:
NaAISi3O8 полевой шпат
AI2O3-xSiO2-yH?O глины и мн. др.
КРЕМНИЙ
«аморфный» кремний — высокодисперсный бурый порошок, более реакционноспособен, чем кристаллический
Химические свойства
1
сравнительно инертен, реагирует преимущественно с сильными окислителями или восстановителями,
как правило, требуется высокая температура:
Получение:
1800°С SiO + С Si + 2СО
как восстановитель: Si + 2F2 = SiF4T (при комнатной температуре)
Si + 02 = SiO2
SiH -> Si + 2Н
Si + 2CI2 = SiCI4 400-600°С
Si + 2NaOH + Н20 = Na2SiO3 + 2Н2Т при нагревании
2Mg + SiO2 = 2MgO + Si
С + Si = SiC (карборунд, очень тверд) 2N2 + 3Si = Si3N4 (>1000°С)
как окислитель:2Са + Si = Ca2Si силицид кальция
во многих металлах Si заметно растворяется без химического взаимодействия
кристаллический - темно-серый, алмазоподобная структура, sp3-гибридизация, металлический блеск, полупроводниковые свойства. Химически инертен. Плотность 2,33 г/см3, V 1415°С
r+4 SiO2 — оксид кремния (IV), существует в нескольких кристал-1 лических модификациях, тугоплавок, инертен, но реагирует c HF:
4HF + SiO2 = SiF4T + 2Н2О 6HFp-p + SiO2 = H2SiF6 + 2H2O
Кислотный оксид:
сплавл.
2NaOH + SiO2> Na2SiO3 + Н2О сплавл.
Na2CO3 + SiO2» Na2SiO3 + CO2t (более летуч)
Высокодисперсный ЗЮ2, образующийся при горении кремнийводородов, измельчении горных пород и др. опасен, т.к. при попадании в лёгкие вызывает силикоз.
Силикаты — соли кремниевых кислот. Силикаты Na, К растворимы в воде. Их называют жидким стеклом (силикатный клей).
Сильный гидролиз (кремниевые кислоты — оч. слабые) 2Na2SiO3 + H2O^rNa2Si2O5 + 2NaOH метасиликатсоли поликремниевых
натриякислот — диметасиликат Na и т.п.
Кремниевые кислоты слабее угольной:
Na,SiO, + 2Н О + 2СО, = 2NaHCO4 + H_SiO„>L
г -4 кремнийводородьГ (силаны) SiH4, Si2H6 и др.
Получают из силицидов:
Mg2Si + 4HCI = 2MgCI2 + SiH4T
Горят на воздухе:
SiH4 + 2О2 = SiO2 + 2Н .0 силициды: Mg2Si, Ca2Si и др.^
Окислительных свойств SiO2 не проявляет, исключения (при сильном нагревании): 2Mg + SiO2 = 2МдО + Si ЗС + SiO2 = SiC + 2С0
Кремниевые кислоты nSiO2 • mH20:
H4SiO4 — ортокремниевая
H2SiO3 — метакремниевая H2Si2O5 — диметакремниевая, и т.д. Нестойкие при нагревании:
H2SiO3 = Н20 + SiO2 — образуется силикагель (развитая поверхность — адсорбент, осушитель)
Цементы: прокаливание во вращающихся печах, в газовом пламени смеси глины AI2O3*xSiO2*yH2O, известняка СаСО3 и др.
обычный цемент (СаО, SiO2)портланд-цемент
ЗаО • SiO£ + СО2 + Н20 = СаСО^ + H2SiO34' смесь Ca3SiO5, :хватывние — за счет СО2 из воздухаCa2SiO4, Саз(АЮ3)2 и др.
Г Стекло: Na2CO3 + SiO2 + СаСО3 -> t°C, ' сплавление, обычное оконное стекло Na.0 • СаО • 6SiO2 замена части СаО на РЬО — хрустальное Истекло
схватывание — за счет гидратации
Ca3SiO5 + Н2О = Ca2SiO4 + Са(ОН)2
Ca2SiO4 + 4Н2О = Ca2SiO4 • 4Н2О Са3(АЮ3)2 + 6Н2О = Са3(АЮ3)2 • 6Н2О
VI6 ПОДГРУППА. ХРОМ Сг
[Ar]3ds4s’3d5[Ar]3ds4s’3d5tttтttttтtВ природе:в земной коре 8 • 10*3 масс.% Сг Важнейшие минералы:хромит FeCr2O4 мангохромит (Mg,Fe)Cr2O4В природе:в земной коре 8 • 10*3 масс.% Сг Важнейшие минералы:хромит FeCr2O4 мангохромит (Mg,Fe)Cr2O4Получение:Физические свойства: голубовато-1) Электролиз растворов солей2) Алюминотермия: Cr2O3 + 2AI = А!2О3 + 2Сгсеребристый металл, плотность 7,2 г/см3, tnj] = 1890°С, хрупкий. На воздухе устойчив.Получение:Физические свойства: голубовато-1) Электролиз растворов солей2) Алюминотермия: Cr2O3 + 2AI = А!2О3 + 2Сгсеребристый металл, плотность 7,2 г/см3, tnj] = 1890°С, хрупкий. На воздухе устойчив.устойчивость полузаполненной d-подоболочкиустойчивость полузаполненной d-подоболочки
[Ar]3ds4s’3d5
[Ar]3ds4s’3d5
t
t
t
т
t
t
t
t
т
t
В природе:
в земной коре 8 • 10*3 масс.% Сг Важнейшие минералы:хромит FeCr2O4 мангохромит (Mg,Fe)Cr2O4
В природе:
в земной коре 8 • 10*3 масс.% Сг Важнейшие минералы:хромит FeCr2O4 мангохромит (Mg,Fe)Cr2O4
Получение:
Физические свойства: голубовато-
1) Электролиз растворов солей
2) Алюминотермия: Cr2O3 + 2AI = А!2О3 + 2Сг
серебристый металл, плотность 7,2 г/см3, tnj] = 1890°С, хрупкий. На воздухе устойчив.
Получение:
Физические свойства: голубовато-
1) Электролиз растворов солей
2) Алюминотермия: Cr2O3 + 2AI = А!2О3 + 2Сг
серебристый металл, плотность 7,2 г/см3, tnj] = 1890°С, хрупкий. На воздухе устойчив.
устойчивость полузаполненной d-подоболочки
устойчивость полузаполненной d-подоболочки
СгО — основной оксид.Сг(ОН)2 — основание средней силы:CrCI2 + 2NaOH = Cr(OH)2i + 2NaCI (желт, осадок)Соединения Сг(+2) — сильные восстановителиСгО — основной оксид.Сг(ОН)2 — основание средней силы:CrCI2 + 2NaOH = Cr(OH)2i + 2NaCI (желт, осадок)Соединения Сг(+2) — сильные восстановителиОксид Сг2О3— тугоплавкие темно-зеленые кристаллы, практически не растворимые в воде, кислотах, растворах щелочей.Получение:сжигание Сг в О2, нагревание СгО3: 4СгО3 = 2Сг2О3 + ЗО2, разложение (NH4)2Cr2O7: (NH4)2Cr2O7 = N2T + 4Н2ОТ + Cr2O3 Полученный при невысоких температурах Сг2О3 амфотеренОксид Сг2О3— тугоплавкие темно-зеленые кристаллы, практически не растворимые в воде, кислотах, растворах щелочей.Получение:сжигание Сг в О2, нагревание СгО3: 4СгО3 = 2Сг2О3 + ЗО2, разложение (NH4)2Cr2O7: (NH4)2Cr2O7 = N2T + 4Н2ОТ + Cr2O3 Полученный при невысоких температурах Сг2О3 амфотеренCr,O, + 3H.SO. = CrJSOj. + ЗН,0 Окислительно-восстанови- 2 л2424*32Cr,O, + 3H.SO. = CrJSOj. + ЗН,0 Окислительно-восстанови- 2 л2424*32сплавление: Cr2O3 + 2NaOH =сплавление: Cr2O3 + 2NaOH =тельная двойственностьтельная двойственность2NaCrO2 + Н2Ораствор: Cr2O3 + 6NaOH + ЗН2О = окислитель:2NaCrO2 + Н2Ораствор: Cr2O3 + 6NaOH + ЗН2О = окислитель:2Na3[Cr(OH)6]Сг2О3, прокаленный при высоких температурах, не реагирует ни с кислотами, ни с основаниями.2Na3[Cr(OH)6]Сг2О3, прокаленный при высоких температурах, не реагирует ни с кислотами, ни с основаниями.2CrCI3 + Zn + H2SO4 = 2CrCI2 + + ZnSO„ + 2HCI2CrCI3 + Zn + H2SO4 = 2CrCI2 + + ZnSO„ + 2HCIвосстановитель:восстановитель:Гидроксид Сг(ОН)3 амфотерен: 2NaCrO, + ЗВг + 8NaOH = Cr(OH)3 + 3HCI = CrCI3 + ЗН2О 2Na2CrO + 6NaBr + 4FLO Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]В воде хромит-ионы зеленого цвета.Ионы Сгэ+ гидролизуются:Сг3* + Н2О-^Сг(ОН)2+ + Н+Гидроксид Сг(ОН)3 амфотерен: 2NaCrO, + ЗВг + 8NaOH = Cr(OH)3 + 3HCI = CrCI3 + ЗН2О 2Na2CrO + 6NaBr + 4FLO Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]В воде хромит-ионы зеленого цвета.Ионы Сгэ+ гидролизуются:Сг3* + Н2О-^Сг(ОН)2+ + Н+
СгО — основной оксид.
Сг(ОН)2 — основание средней силы:
CrCI2 + 2NaOH = Cr(OH)2i + 2NaCI (желт, осадок)
Соединения Сг(+2) — сильные восстановители
СгО — основной оксид.
Сг(ОН)2 — основание средней силы:
CrCI2 + 2NaOH = Cr(OH)2i + 2NaCI (желт, осадок)
Соединения Сг(+2) — сильные восстановители
Оксид Сг2О3
— тугоплавкие темно-зеленые кристаллы, практически не растворимые в воде, кислотах, растворах щелочей.
Получение:
сжигание Сг в О2, нагревание СгО3: 4СгО3 = 2Сг2О3 + ЗО2, разложение (NH4)2Cr2O7: (NH4)2Cr2O7 = N2T + 4Н2ОТ + Cr2O3 Полученный при невысоких температурах Сг2О3 амфотерен
Оксид Сг2О3
— тугоплавкие темно-зеленые кристаллы, практически не растворимые в воде, кислотах, растворах щелочей.
Получение:
сжигание Сг в О2, нагревание СгО3: 4СгО3 = 2Сг2О3 + ЗО2, разложение (NH4)2Cr2O7: (NH4)2Cr2O7 = N2T + 4Н2ОТ + Cr2O3 Полученный при невысоких температурах Сг2О3 амфотерен
Cr,O, + 3H.SO. = CrJSOj. + ЗН,0 Окислительно-восстанови- 2 л2424*32
Cr,O, + 3H.SO. = CrJSOj. + ЗН,0 Окислительно-восстанови- 2 л2424*32
сплавление: Cr2O3 + 2NaOH =
сплавление: Cr2O3 + 2NaOH =
тельная двойственность
тельная двойственность
2NaCrO2 + Н2О
раствор: Cr2O3 + 6NaOH + ЗН2О = окислитель:
2NaCrO2 + Н2О
раствор: Cr2O3 + 6NaOH + ЗН2О = окислитель:
2Na3[Cr(OH)6]
Сг2О3, прокаленный при высоких температурах, не реагирует ни с кислотами, ни с основаниями.
2Na3[Cr(OH)6]
Сг2О3, прокаленный при высоких температурах, не реагирует ни с кислотами, ни с основаниями.
2CrCI3 + Zn + H2SO4 = 2CrCI2 + + ZnSO„ + 2HCI
2CrCI3 + Zn + H2SO4 = 2CrCI2 + + ZnSO„ + 2HCI
восстановитель:
восстановитель:
Гидроксид Сг(ОН)3 амфотерен: 2NaCrO, + ЗВг + 8NaOH = Cr(OH)3 + 3HCI = CrCI3 + ЗН2О 2Na2CrO + 6NaBr + 4FLO Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
В воде хромит-ионы зеленого цвета.
Ионы Сгэ+ гидролизуются:
Сг3* + Н2О-^Сг(ОН)2+ + Н+
Гидроксид Сг(ОН)3 амфотерен: 2NaCrO, + ЗВг + 8NaOH = Cr(OH)3 + 3HCI = CrCI3 + ЗН2О 2Na2CrO + 6NaBr + 4FLO Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)6]
В воде хромит-ионы зеленого цвета.
Ионы Сгэ+ гидролизуются:
Сг3* + Н2О-^Сг(ОН)2+ + Н+
г Химические свойства:
металл средней активности, в электрохимическом ряду — ...Zn Сг Fe... Н2... покрыт плотной защитной пленкой Сг О и поэтому довольно инертен
с простыми веществами:
со сложными веществами:
При обычных условиях реагирует только со F2.
Сг реагирует с кислотами — неокислителями
При нагревании — с Cl2, Br2, S, О2 и др.:
Сг + 2HCI = CrCI2 + Н2
2СГ + ЗО2 = 2СгО3 красное каление
Сг + H2SO4(pM6) = CrSO4 + Н2
с конц. и разб. HNO3, царской водкой — не
реагирует (пассивация)
Сг + 6С0 = Сг(СО)6 (образование карбонила)
Соединения малоустойчивы, легко окисляются Получение:
Сг + H2SO4 = CrS04 + Н2Т
Сг + 2HCI -► CrCI2 + Н2
В растворах быстро окисляются до Сг(+3): 2CrCI2 + 2HCI = 2CrCI3 + Н2
Х_/Оксид СгО3
кислотный оксид легкоплавкие темно-красные кристаллы. Легко растворяются в воде с образованием существующих только в
РавновесиеСильные окислители '
хромат « дихромат определяется pH
К Сг О + 14HCI = 2KCI +
2К,СЮ4 + 2HCI = K,Cr2O7 + 2KCI + Н2О 2CrCI3 + ЗСкТ + 7Н2О желтый хроматоранжевый дихромат
калиякалия2СгО, + 3H.S = СГ-О- +
К2Сг2О7 + 2КОН = 2К2СЮ4 + Н2ОЗН2О + 3S
растворе кислот:
СгО3 + Н2О = Н2СгО4 — хромовая к-та
2СгО3 + Н2О = Н2Сг2О7 - дихромовая к-та
nPoZ=“H«”H“!+ 5 = С^°. + W
&Ю°’ + Ж,(" Н о’6”™' ‘Качестееяяая реакция
2СгО34 + 2KHSO4 + Н2ОСгО42' + Ва2+ = ВаСгО44<
желтого цвета
ПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АЛКАНЫ, ПАРАФИНЫ)
спн2п+2
СН4 — метан
С2Н6 — этан С3На — пропан С4Н10 —бутан
С5Н12 — пентан
С6Н14 — гексан
С7Н16 — гептан
СаН1а — октан
соединения, состоящие из С и Н, в которых все связи атомов С, не затраченные на образование одинарных связей С—С, насыщены атомами Н
Номенклатура: сначала выбирают самую
Возможна изомерия углеродного скелета:
Изомеры — соединения, одинаковые по составу и молекулярной массе, но различающиеся по строению или расположению атомов в пространстве (по свойствам).
—с-с-с-с—
—с-с-с—
с
н-бутан
2-метилпропан(изобутан)
СН,2 1з 45
е
Н3С-СН-С-СН-СН2-сн3
сн3 сн3 С2Н5
длинную цепь. Название: М‘(т|п)заместителя- заместитель-цепь.
Например, 2,3,3,- триметил-4-этилгексан
С1,С6 — первичные, С5 — вторичный, С2,С4 — третичные, С3 — четвертичный атомы углерода
Физические свойства: СН4 — бесцветный газ, tKMn = -162°С. С2-С4 — газы; С5-С15 — жидкости (при обычных условиях), далее —тв. вещества. tKMn предельных углеводородов с неразветвлен- ной цепью выше, чем t4Mn у соответствующих углеводородов с разветвленной цепью.
S
Строение:
I
I
ср3-гибридизация 4 эквивалентн. о-связи С—Н, направлен- ато^с* ные к вершинам тетраэдра, Z 109°28‘
возможно свободное вращение вокруг связи С—С4
V
Химические свойства: связи С-С и С-Н прочные, характеризуются низкой поляризуемостью, поэтому свободнорадикальный механизм реакций: СН3:Н -> СН3* + Н •
С—Н-связь
окисление
С—С-связь
Реакции свободнорадикального замещения (свет, нагрев):
I”
hv
СН4 + Cl2 -> CH3CI + HCI хлористый метил
CH3CI + Cl2 -> CH2CI2 + HCI
хлористый метилен хлороформ СНС!Э четыреххлористый углерод CCId
Механизм: С12ИД CI • + CI •
Г1. Горение СН4 + 2О2 - СО2 + 2Н2О смеси с воздухом взрывоопасны
2. Каталитическое ОКИСЛение (промышленность)
г Крекинг
От англ, to crack — расщеплять — нагревание нефти и нефтепродуктов без доступа воздуха, приводящее к разрыву связей С-С и образованию продуктов с меньшей молекулярной массой.
сн„ С 2
сн4
сн4 + CI • ^ сн3 • + HCI
СН3 • + С12 —> СН3С1 + О • и т.д. до обрыва: CI • + СН3 • -4- СН3С1 или CI • + CI • -4- С12
-. СН.СНВгСН- 90% для гомологов
k CH3CH2CH2Br 10% третичный > вторичный > первичный Нитрование (реакция М.Н. Коновалова): С6Н14 + HNO3 -> C6H13NO2 + Н2О (т-ра выше 400°С)
Дегидрирование:
С4Н10 -> С4На + Н2 (Ni-катализатор, 360°С)
сн3оннеон
.^^ НС=СН + н, 1600°С2
Г омологи — с разрывом С-С связи:
[О]
CH3CH2CH2CH3 -> 2СН3СООН +
н2о
соед. Мп
получение уксусной кислоты
с4н10 ^ с2н6 + С2Н4 смесь продуктов — разветвленные, непредельные.
Циклопарафины: углеводороды, в которых атомы
СН2п
Получение (природный газ, нефть): Без изменения числа атомов С.
1. СН2=СН2 + Н, -> СН3-СН3 2. CH3I + 2Н -> СН4 + HI СН31 + HI -» СН4 + I, или с увеличением числа атомов С:
3. Реакция Вюрца C2H5[j + 2Na + l]C2H5 -> С4Н10 + 2Nal
С уменьшением числа атомов С:
Названия: Цикло + алкан
С образуют цепь (цикл), связи насыщены атомами Н
сн3
н
н3с
сн3
‘н
о
4. СН3— С+ NaOH-» СН4 + Na2CO3
ONa
5. Синтез из СО и Н2: СО + Н2 -» смесь углеводор. + Н2О 6. Электролиз растворов солей карбоновых кислот (Кольбз) 2СН3СОО- -2е -» 2СО2 + СН3-СН3
метилциклобутан транс-1,2-диметилциклопропан Изомерия: углеводородного скелета + пространственная Химические свойства: подобны парафинам. Характерно свободнорадикальное замещение.
Следует отметить:
Для циклогексанов — легкая дегидрогенизация СН3и
( )+ ЗН,
Легкое разрушение 3-4-членных циклов: /\ + Вг2 ->
Вг-СН2-СН2-СН2Вг
НЕПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АЛКЕНЫ, ОЛЕФИНЫ)
спн2п
углеводороды, содержащие двойные (С=С)
Номенклатура: системетическая (ИЮПАК) от названия соответствующих насыщенных углеводородов ан -> ен (№(nin)
ДИЕНОВЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ CnH2n_2
непредельные углеводороды, содержащие 2 двойные связи С=С
Z „ л
Изомерия: углеродного скелета, пространственная (цис-, транс-), положения С=С
у/
Номенклатура: такая же, как у алкенов, ноен - > диен
СН2=С-СН=СН2 2-метилбутадиен-1,3I(изопрен)
Наибольшее практическое значение имеют 1,3- диены с сопряженными С=С связями (группами С=С-С=С)Наибольшее практическое значение имеют 1,3- диены с сопряженными С=С связями (группами С=С-С=С)
Наибольшее практическое значение имеют 1,3- диены с сопряженными С=С связями (группами С=С-С=С)
Наибольшее практическое значение имеют 1,3- диены с сопряженными С=С связями (группами С=С-С=С)
с5на
СН2=С=СН-СН2-СН3пентадиен-1,2
СН3-СН=С=СН-СН3пентадиен-2,3
СН2=СН-СН2-СН=СН2пентадиен-1,4
СН2=СН-СН=СН-СН3пентадиен-1,3
Химические свойства: из-за взаимного влияния С=С связей вся ненасыщенная система в реакциях присоединения реагирует как одно целое
сн2=сн-сн=сн2 + Вг2
сн2-сн=сн-сн2
Вг
Вг
продукт 1,4-присоединения — основной продукт
сн2=сн-сн=сн2 + Вг2
сн2=сн-сн-сн2
Вг Вг
продукт 1,2-присоединения -| побочный продукт
[СН2=СН-СН-СН2 Вг]+ Вг
аналогично — реакция полимеризации:
пСН2=СН-СН=СН2 -> (-СН2-СН=СН-СН2-),
[СН2-СН=СН-СН2 Вг]+ Вг ->
ВгСН2-СН=СН-СН2 Вг
ПОЛИМЕРЫ Высокомолекулярные соединения, молекулы которых состоят из большогочисла повторяющихся группировок (мономерных звеньев)(-СН2-СН=СН-СН2-)п + СН2=СН-СН=СН2 -> (-CH2-CH=CH-CH2-)nt^элементарное звеномономер полимер —дивиниловый каучук степень
1930-1931, С.В. Лебедев полимеризации
Полимеризация: Процесс синтеза полимера путем последовательного присоединения молекул низкомолекулярного вещества (мономера) к активному центру, находящемуся на конце растущей цепи.
г резины — образуются при сшивании макромолекул за счет оставшихся С=С связей S-S мостиками («вулканизация»)
V—✓
Стереорегулярный — звенья только цис-строения, что обусловливает хорошие механические свойства.
Для искусственного получения — специальные катализаторы (К.Циглер, Д. Натта)
природный каучук — изопреновые
промышленные каучуки (сополимеры)
:- =:-i-ch=ch2
•: * б у-адиена
сн=сн2 автомобильные шины резиновые изделия
СН=СН2 бензо-маслостойкий
2С2Н5ОН '-> СН2=СН-СН=СН2 2Н2О + н2
А^Од
CH3CH2CH2CH3|(U сн2=сн-сн=сн2 + 2Н2
снэ.
CN
акрилонитрил
АЦЕТИЛЕНОВЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АЛКИНЫ) СпН2п_2 непредельные углеводороды, содержащие тройную связь С=С
г Номенклатура:
Систематическая (ИЮПАК)
Иногда используют рациональную
аналогична олефинам
замена ЕН -» ИН
сщ-сн-сзесн З-метилбутин-1
3 I
на основе ацетилена СН3-С=СН метилацетилен СН2=СН-С=СН винилацетилен
CH.
Строение:Строение:Изомерия: углеводородного скелета + положение связи ОС, пространственной нет.
Строение:
Строение:
| I | I | I Для атома С в алкинах характерна sp-гибридизация, Z 180°. Группа
-j—— -С^С- имеет линейное строение.
—Длина связи С=С 1,20 А, что короче, чем связь С-С (1,54А) или С=С
(1,33 А). л-Связи образуют компактное облако, поэтому в некоторых реакциях присоединения ОС связь мало реакционноспособна.
Горение: ацетилен С2Н2 горит коптящим пламенем (много углерода). При вдувании О. — ослепительно белое пламя (до 2500°С).
Смесь С2Н2 и О2 взрывоопасна.
Реакция присоединения по С=С связи
протекает ступенчатоВг
Ф Н-С=С-Н + Вг -> Н"с=с^Вг+ Вг2 -> Н"с-<8г обесцвечивание 2z2 z ।
В г-водыД1С13 ВГВг Вг
® Н-С^с-Н + HCI -> H,C=CHCI + HCI -► HC-CHCL
2 хлористый ВИНИЛ3 О 2
■ по правилу
ПВХ — пластмасса
® н-с=с-н + Н2о ^ [Н2С=СНОН] -> Нд^* виниловый спирт
qj^ 0 Марковникова уксусный Н
альдегид
Реакцию Кучерова используют в промышленности
Присоединение Н2О, HCI и др. происходит по правилу
Марковникова:н+
СН3-СзСН + 4,0 -> но2+
СНз-С^СНз СНэ-С-СН3
оненол
Оацетон
® Н-С=с-Н + Н2 -+Н2С=СН2 + Н2 -> Н-С-СН, 4 Nl.Pt 4223J
® полимеризация
Реакция С-Н связи, соседней сгруппой ОС
Сильное влияние ОС связи на свойства связанного с ней атома Н. Т.к. углерод сильно ненасыщен, электроотрицательность
С^ > Csp2 > С5рз, наблюдается сдвиг электронов С=ОН. Поляризация связи С-Н приводит к появлению кислотных свойств.
При пропускании НС^СН через аммиачный раствор солей Си+ и Ад+ образуется осадок:
НС^СН + 2[M(NH3)2]+ -> М2С2Ф + 2NH4+ М = Cu+, Ag+ и др.
Ацетилениды М2С2 после высушивания взрываются
юо°с а) тримеризация —> акт. уголь бензол
б) димеризация -> CH2=CH-CsCH - присоединение HCI по тройной связи (пр. Марковникова)
Получение:
2500°С
Ф СаСО3 + 4 С СаС2 + 3COt карбид кальция
СаС2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + НСэСНТ
н2с =с-сн=сн2 -> / -сн2-с=сн-сн2- )
хлоропрен 2-хлорбутадиен-1,3
® окисление
хлоропреновый каучук
16ОО°С
® 2СН4 -► НС=СН + ЗН2
(3) из дигалогенпроизводных:
н-с=с-н + [О] -> КМпО^ р-р
обесцвечивание р-ра перманганата
(качеств, реакция)
.ос-он
'4
, с-он
1 л о
щавелевая к-та
о
нс' + CCL \2
он
муравьиная к-та
С1Н2С-СН2С1 СН2=СНС1 Н-Я1
Са(ОН)2 хлористый винил NaOH
НС^СН или
спиртовой р-р
С1Н2С-СН2С1 + 2КОН -> нс=сн + 2KCI + 2Н2О
co
<D
АРОМАТИЧЕСКИЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АРЕНЫ)
о|и апи-и-ские соединения, в состав которых входит одно или нисколько бензольных ядер
Номенклатура: название заместителя + бензол
бензол нафталин
антрацен
сн
— метилбензол (толуол)
сн
— 1,3-диметилбензол (мета-ксилол)
СН3
бензольные кольца сконденсированы
Изомерия: заместителей и их положения
Строение: зр2-гибридизация, каждый атом С образует 3 a-связи, Z 120°, плоская молекула. 6 я-электронов образуют единую л- электронную систему. Длина связи О-С 1.39А В результате при образовании молекулы С6Н6 выделяется теплоты на 150 кДж/моль больше, чем ее выделилось бы при наличии в С6Н6 трех С=С связей. Ароматическая система характеризуется высокой устойчивостью.
Горение: бензол и его аналоги (толуол и др.)' горят сильно коптящим пламенем
с.н5
СН
орто-ксилол
СН
этилбензол
сн3 мета-ксилол
пара-ксилол
сн3
Реакции замещения
происходят в присутствии
катализаторов (AICI3, FeBr3), которые вызывают поляризацию молекул:
40°
+ Br2 FeB*
нитрование
+ HO:NO2
+ НВг
сн3
+ НВг
сн3
сн3
+ сн3-сн=сн
+ CH„Br AICI
NO2 + H2O
Реакции присоединения
+ зн2^ Mi, Pt
CI
CI
УФ-свет ,, l2 ► H
Cl
н С| н
Протекают в жестких условиях, т.к. происходит разрушение устойчивой ароматической системы
Получение:
Содержатся в некоторых нефтях
Дегидрирование
<D
Реакции заместителей, связанных с кольцом
сн„сн
кипячение
кипячение
СН-Вг
Вт, hv
о и
СНВг2
о.
'с но'
р-р КМпО4
сн3
р-р КМпО4
он
терефталевая к-та
бензойная к-та
о
ОН
0) 1
о
01
о
6-1
Влияние имеющихся в молекуле группировок 8-
^<-СН3 6-
H2SO4
no2
HNO3, 20°С
HNO3, 100°С сн= TiX °2N
МО2
'3
no2
0*2 8-—'
HNO3, 100°C
H2SO4
3. Тримеризация ацетилена
_100°С
ЗНС=СН ► ।
акт. уголь
О ф i
01 z Л
o2n
орто-, пара-ориентация
-МО2
орто-, пара-ориентанты: ОН, NH 2, R, Hal, OR мета-ориентанты: MO2, SO3H, CHO, СООН
Толуол легче, чем бензол, замещает Н на Hal в кольце в присутствии катализатора. СН3-группа легче, чем СН4, бромируется на свету и может быть окислена кипячением толуола с КМпО4
СПИРТЫ
органические соединения, содержащие одну или несколько функциональных гидроксогрупп ОН
Для предельных одноатомных спиртов общая формула СН2п+1ОН
Физические свойства: спирты с числом атомов С < 15 — жидкости, далее — твердые вещества. В спиртах наблюдается значительная ассоциация молекул за счет образования водородных связей
Горение — светлым пламенем
Номенклатура систематическая (номенклатура ИЮПАК) название углеводорода + ол (с указанием № атома С), диол, триол и т.д.
Некоторые спирты имеют исторические названия: С2Н5ОН —• винный, С3Н5(ОН)3 — глицерин
Химические свойства определяются наличием ОН-группы
CHj-CH-CHj-CHgОН
сн2-сн2-сн2 он
бутанол-2 (вторичный нормальныйбутиловый спирт)
пропандиол-1,3
Реакции с участием водородного атомагруппы ОН
Т.к. О-Н связь поляризована —• некоторая кислотность
© 2ROH + 2Na = 2RONa + Н2Т алкоголяты — тв. кристаллин, вещества
гидролиз
C2H5ONa + Н2О:
С2Н5ОН + NaOH
т.к. Н2О — более сильная кислота, чем спирт алкоголяты нельзя получить действием раствора щелочи на спирт
Кислотность: увеличивается с увеличением
ОН, 4.
СНд->С->ОН « CF3поляризации ОН-групп Тсн3
OF, т С<-ОН 4. сг3
Отщепление ОН-группы
H2so4
ROH + НВг ^=6- RBr + H2O -™«*
отдельные члены гомологического ряда
Метанол СН3ОН — особенность — дегидратация с образованием диметилового эфира СН3-О-СН3.
Получение в промышленности: СО + 2Н2 W CHgOH Этанол С2Н5ОН — растворитель, сырье для бутадиена Получение: ферментативное брожение сахаристых в-в: С6Н12О6 Щ 2СО2Т + 2С2Н5ОН гидратация этилена: СН2=СН2 + Н2О —^-> С2Н5ОН Этиленгликоль, глицерин — многоатомные спирты. Взаимное влияние ОН-групп. Как следствие, увеличение подвижности
Реакции с участием ОН-группы и Н-атома — соседнего или ближайшего н
влияние -ОН группы: повышение подвижности и j, j.
реакционной способности Н
С-С-»ОН
® окисление спиртов (отщепление 2-х Н и окисл. их в Н2О, увелич. % О) KMnO4, K2Cr2O7 + H2SO4, кат. Си, Pt
Н
CH 3-С-ОН + (О] Н
первичный -» альдегид
Н
сн3~С—ОН + [О] сн3
®
трет.-бутанол перфтортрет.-бутанол реакция этерификации (с кислотами)
атомов Н — растворяют свежеосажд. Си(ОН)2 с получением синего раствора глицерата меди. Аналогично с этиленгликолем
h2so4 образ.
CH3COOH + HOCH3 ^=Sb
О
СН3-С-О-СН3 + н2о
Получение: из галогенпроизводных
3
Н.О
-^СНз
13-u-vn.сн3
вторичный -> кетон
третичный — окисляются с трудом — разрыв связи С-С ® дегидратация — нагрев + H2SO4 (40нц,, А12О3 н н
О
"н
альдегид
О
ацетон ^3
ГИ№ЮН3 СЛОЖНЫЙ Эфир | отличие от реакции нейтрализации | неорганические кислоты
ROH + HOSO2OH
ROH + H-OSO2OH + HOR
R-O-SO2-OH + Н2О кислый эфир серной кислоты
w - R-O-SO2-O-R + 2Н2О средний диалкилсульфат
-4I
[н он]
ен2=СН2+н2О Т> 140°С
<j[H2 ci2e <jM2CI
сн2 СН2С1
1,2-дихлорэтан
+н2о сн2он
-2HCI сн2он
сн3-сн2-он + но-сн2-сн3
- Н,о
2*СН3-СН2-О-СН2-СН3 Т < 140°С
избыток спирта
вторичные — отщепление Н от атома с min H (правило Зайцева), но простые эфиры также образуются
Получение:
„ м ^'2NaOH
CnH2n+2 hv ► CV^n+I^HjO*” CnH2n+1OH
сн3 -<j:H-<j)H-CH3он н
сн3-сн=сн-сн3 + н2обутен-2
CH,=CH, + H,0 ► CH,-CH,-OH
222 h2SO4 32
третичные — в основном непредельные углеводороды, т.к. образование эфира затруднено стерическими причинами
ФЕНОЛЫ
Производные ароматических углеводородов, у которых функциональная группа ОНприсоединена непосредственно к углеродному атому бензольного кольца
гидрохинон резорцин двухатомные фенолыгидрохинон резорцин двухатомные фенолыпирогаллолпирогаллолтрехатомный фенолтрехатомный фенол
гидрохинон резорцин двухатомные фенолы
гидрохинон резорцин двухатомные фенолы
пирогаллол
пирогаллол
трехатомный фенол
трехатомный фенол
Физические свойства: простейший представитель — фенол. Бесцветное кристаллическое вещество (Тпл = 42*С) с характерным запахом (карболовая кислота). Темнеет, окисляясь на воздухе. При комнатной температуре — малорастворим в Н2О. При 60‘С — растворим в любых L соотношениях. Ядовит.
Строение: ОН-группа связана с ароматическим радикалом (фенилом). тг-Электроны бензольного ядра вовлекают неподеленные электроны атома кислорода ОН-группы в свою систему
Реакции с участием ОН-группы
Реакции с участием бензольного кольца
Возрастает полярность связи ОН и
подвижность атома Н (т.е. кислотность) Фенол — более слабая кислота, чем Н2СО3 или H2S (не окрашивает лакмус в красный цвет), но более сильная, чем одноатомные
т.к. возрастает электронная плотность в кольце — облегчается атака кольца частицами, испытывающими недостаток электронной плотности — электрофилами — реакции электрофильного замещения:
спирты
Феноляты разлагаются слабыми кислотами:
(3) образуют простые и сложные эфиры
Получение:
Ф кумольный способ (наряду с ацетоном)
трибромфенол (тв. в=во)
no2
(3) фенол + формальдегид (поликонденсация)
3) «щелочное плавление»
О S-ONa
Na-соль бензолсуль-фокислоты
+ 2NaOH ->
АЛЬДЕГИДЫ И КЕТОНЫ
С Н Оорганические соединения, имеющие в
" ”своем составе карбонильную функци-
альдегид в переводе на русский — спирт, лишенный водородаональную группу с=о (карбонил)
С Н ОН - 2Н > С Н О альдегиды 1 изомерные соединения, также возможнаn 2n+1п 2п «етоны Г изомерия углеводородного радикала
Номенклатура:исторически сложившиеся
систематическая номенклатура ИЮПАК
названия
альдегиды
от соотв. кислот
углеводород + «аль»
сн3-с''
уксусный альдегид
этаналь
кетоны м ,о
названия радикалов + кетон
углеводород + «он»
сн3-с'
'сн,-снч V
метилэтилкетон
бутанон-2
Строение: характерные химические свойства определяются наличием поляризованной двойной связи хс=о • Для альдегидов характерны реакции и /°прочность связи С=Оприсоединения к группе С=О молекул воды, спиртов и др.
п—С> СНл-С Пл—
ннснз.
■***———|^——*■****—*-^—*****^^^^^^*rfi—--*ww^^^^*^—*■****-********—■———^—^-—^^—****—*******ww***^^^**——*——^—*******■*****—******—******^
—с—о—I н ]п параформ—с—о—I н ]п параформH,0СН3—С' +ЗС12'нH,0СН3—С' +ЗС12'н
—с—о—
I н ]п параформ
—с—о—
I н ]п параформ
H
,0
СН3—С' +ЗС12'н
H
,0
СН3—С' +ЗС12'н
Окислениех
для альдегидов характерна реакция £=о «серебряного зеркала»:н )
RXRx
С=О+ 2Ag(NH-) он ► С=О + Н,О + 3NH3 + 2Ад+
н/nh4o^ 23
муравьиный альдегид окисляется до СО2:
НОх [Ад2О)
с=о ► H,O + CO.T + 2Agi
н/22
реакция с гидроксидом меди: СН3хf снзХ
C=O + 2Cu(OH)2 ► C=O + Cu2oi + 2Н2О
R^НО*** краем, осадок
кетоны окисляются только сильными окислителями (K2Cr2O7 + H2SO4), причем происходит разрыв С-С связей:
СН^[О]
С=О + 3 [О] —► сн3соон + нсоон —► со2 + н2о
^^===========^========^
г 3. Полимеризация (только альдегиды):
нхнх
с=о + с=о + ...
н/н/
/>7'
Присоединение по с=о 1. Восстановление Н2 z
СНЗХ м, Pt снзх с=о+н,—►с-он
сн3/сн3/
ацетонпропанол-2
кетон ►вторичный спирт альдегид ►первичный спирт
Присоединение спиртов (Н+ - кат.)
u+ он
Н3СХкат. н+ /
С=О+:О-С2Н5 *Н3С-С-Н + :О-С2Н5 ►
^ н°с2н5 Н
полуацеталь
ОС2Н5 (полукеталь)
► H.C-C-H 3 \ ОС2Н5 ацеталь
Поликонденсация (с фенолом) — образуется фенолформальдегидная смола
Реакции с участием а-Н-атома
Н3С-С —С - увеличение подвижности а-атома H I R
CCI3-C'' + 3HCI хлораль Н
химически очень активен
Получение:
Окисление спиртов (О, над Си, К,Сг О
КМпО4):о
CH -СН -ОН -> СН3-С" альдегиды легко 323 к окисляются до кислот
этанол-»этаналь м
вторичный спирт ->кетон
Реакция Кучерова в присутствии солей Нд2+:
Н„С-С=СН + Н„0 -► сн.-с-сн.
J2о ц о
НСеСН + Н2о -> сн3-с' 'н
Гидролиз дигалогенпроизводных:
aNaiОН
У,о
CHg-C-H +► снз-с' + 2NaCI + H 2О
[ClNai ОНН
Iпервичные -» альдегиды
вторичные -> кетоны
КАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ
с„н2по2
предельные одноосновные кислоты
органические соединения, содержащие одну или несколько карбоксильных групп: карбонил + гидроксил
основность = число карбоксильных групп -СООН
О //
С 'он
г Номенклатура
исторические тривиальные названия
систематическая ИЮПАК
углеводород + к-та
СН3СН2СООН
пропионовая
пропановая
сн3сн2сн2соон
масляная
бутановая
Взаимное влияние карбонила и гидроксила:
1. увеличение кислотности
Превращения карбоксильной группы
1. как кислоты
функциональные производиые
Структура:
2R-COOH + Мд = Mg(RCOO)2 + Н2? R-COOH + NaOH^=RCOONa + H20 т.к. более сильные кислоты, чем Н2СО3
2R-COOH + СаСО3 = (RCOO)2Ca + Н2О +
2.
3.
О R-C' [он
р R-C
ОН
О "С—R
-н2о
+н2о
РС15_
Н20 (NaOH)
о R-c' а
о R-C*
р R—С, о
со2?
р R-c' ом
ангидрид
ангидриды
4.
р
R-C*' + NH3
ОН
р
t°
-н,о омн4
р
NH2
амид
5.
этерификация (катализируется кислотами)
р
ОН механизм
о
?+ н20
O-R1
сложный эфир
соли карбо новых к-т
Химические свойства (* О смещение электронов в С=О группе
определяются
~уС вызывает смещение электронов в ОН (_ он и поляризует связь -О-Н
В результате
Замещение Н- в а-положении
СН3СООН + Cl2 -^ СН2С1С00Н + HCI
хлоруксусная
н он
СН3СН2СООН + Вг2 -> СН3СНВгСООН + НВг С1^Сн2^°а-бромпропионоваяо<^н
увеличение кислотности
о
Н R-OH
ОН К = 10"510"’°
10-”
сильнее угольной кислоты лакмус — красное окрашивание
2. Увеличение прочности С=О — связи.
Отсутствуют реакции присоединения.
Увеличение прочности C-OH — невозможно заместить ННа!
ОТДЕЛЬНЫЕ ПРЕДСТАВИТЕЛИ
Ф Муравьиная (метановая) кислота — бесцветная жидкость с острым запахом, хорошо растворима а Н2О, довольно
сильная кислота, т.к. нет СН3-> группы
особенность — сочетание карбоксильной группы с атомом Н
СНООН X Н,О + со?
H2SO4 2 р
получение: СО + NaOH Л HCOONa
.о
НО-С* + Ад2О н >
мн3
.0
*► но-с* -
как альдегид д^ угольная
со2 + Н2О
.° Л
R-C5+ + Н+ ОН
он
R—С+ * ОН
ОН R-C +
ОН .
R1
взаимодействие
протонов с 5-
. -Н о
-Н20
-н+
® Уксусная (этановая) кислота — безводная — кристаллин. в=во (ледяная к-та), tm = 17°С, смешивается с водой в
любых соотношениях. Hq27 н
[О]
R-C -ОН О —Н
R-C
О
р R-c'
OR1
Получение: 1. HC=CH + H2O -> CH3~CHO -> СН3-СООН
2CH3CH2CH2CH3 + 5О2 -> 4СН3-СООН + 2Н2О
Уксуснокислое брожение (пищевой уксус)
Ф Пальмитиновая С]5Н31СООН, стеариновая С17НКСООН — тв. в-ва, нерастворимые в Н2О. Смесь — стеарин. Входят в состав жиров.
Получение:
окисление спиртов, альдегидов
окисление предельных углеводородов (80-120°С, NaOH, MnCI2 - катализатор, крекинг)
Ф 1
® Олеиновая CH3(-CH2)7-CH=CH(-CH2)7-COOH способна присоединять Н2, Вг2 и др.
®
соон
ф
НООС 4 фумаровая
изомеры малеиновая
малеиновый ангидрит
СООН
-н2о
легко
СООН
сн2=сн-соон
соон
соон
соон
соон
акриловая к-т о-фталевая
СООН НООС м-фталевая терефталевая (изофталевая) к-та
ОR-c'О—RОR-c'О—R
О
R-c'
О—R
О
R-c'
О—R
СЛОЖНЫЕ ЭФИРЫ
функциональные производные карбоновых кислот — продукты замещения ОН-групп кислоты на остаток спирта OR. Брутто- формула СпН2пО2 такая же, как и у карбоновых кислот!
Физические свойства: летучие жидкости (отсутствие водородных связей), мало растворимы в воде, обладают приятным запахом
Номенклатура:сн _с-,и
оснзф кислота + спирт уксуснометиловый+ эфирэфир
® спирт + кислотныйметилацетат
остаток
Химические свойства: наличие поляризованного атома кислорода активирует
ГоR-C' \ГоR-C' \связь C-O-R, и она легко разрывается даже под действием воды. Расщепление сложных эфиров под действием воды называется гидролизом или омылением. Эта реакция обратна реакции этерификации. Реакция катализируется протонами Н+ и гидроксид-ионами ОН". В присутствии щелочи реакция необратима (происходит
Го
R-C' \
Го
R-C' \
омыление — образование соли карбоновой кислоты).
, Огидролиз, О
СН3-с'' +НОН ^==СН3-с'' +С2Н5ОН
'ос2н5этерификация‘он
.°,°
СН3—С*'+ NaOH ► СН3-С' + С2Н5ОН
'ОС2Н5O~Na+
Получение: 1) реакция этерификации — кислота + спирт (преимущественно первичный).
Реакция обратима, поэтому требуется избыток одного из реагентов или отгонка
эфира
2) ангидрид орг. кислоты + спирт:
сн3с''о
о +сн3он —► сн3-с^ +сн3соон сн3счосн3
о
Сложные эфиры, образованныеQ
глицерином и высшими (жирными) сн -о-С*' карбоновыми кислотами, называют | ^1
глицеридами.о
Жиры: смесь этих эфировqh-o-c''
Животные жиры: твердые.IR2
Образованы преимущественно|о
предельными кислотамиСН2-О-с''
С15Н3,СООН — пальмитиновой иr
C^H^COOH — стеариновой общая формула жиров Растительные жиры или масла: жидкие, образованы
преимущественно непредельными кислотами: С17НМСООН — олеиновой и С17Н31СООН — линолевой
Если остаток глицерида связан с 3 остатками кислот, то образуется триацилглицерин — тристеарин.
Физические свойства: животные жиры — тв. в-ва без определенной т-ры плавления, растительные — жидкие. Плотность большинства жиров меньше плотности воды. Жиры нерастворимы в воде, они выступают как поверхностноактивные вещества (ПАВ), образуя стойкие эмульсии (молоко).
Мыла: соли высокомолекулярных карбоновых кислот (обычно стеариновой или пальмитиновой)
Na — твердые, например, C17H35COONa К — жидкие, например, С)5Н31СООК.
Моющие свойства связаны со строением молекул, с наличием неполярных и ионных групп.
Мыла не пенятся в жесткой воде, т.к. нерастворимы соли Са:
2RCOO" + Са2+ -> Ca(RCOO)2>L
Детергенты — синтетические моющие средства (СМС)
2) Гидрогенизация растительных жиров — их превращение в твердые (маргарин) за счет присоединения Н2 к двойным связям (Ni-катализатор, 160- 200°С, 2-15 атм)2) Гидрогенизация растительных жиров — их превращение в твердые (маргарин) за счет присоединения Н2 к двойным связям (Ni-катализатор, 160- 200°С, 2-15 атм)
2) Гидрогенизация растительных жиров — их превращение в твердые (маргарин) за счет присоединения Н2 к двойным связям (Ni-катализатор, 160- 200°С, 2-15 атм)
2) Гидрогенизация растительных жиров — их превращение в твердые (маргарин) за счет присоединения Н2 к двойным связям (Ni-катализатор, 160- 200°С, 2-15 атм)
Химические свойства: 1) гидролиз жиров: ,о сн2-о-с''
I '^35 сн2-о-н
АМИНЫ
производные NH3, в котором атомы водорода частично или полностью замещены углеводородными радикалами (жирного, ароматического
рядов или смешанные)
r-nh2
R 'nh
R. .R2 N
R1'
R1
первичный
вторичный
третичный
Физические свойства: метиламин, диметиламин, триметиламин — газыс резким запахом, остальные амины жирногоряда — жидкости, растворимые в Н2О
Номенклатура:
радикалы + амин
(по алфавиту первых букв названия радикалов)
H,C-N-C2Hs
|метил-этиламин
Н
СИ,
по номенклатуре ИЮПАК:
I
Н3С-С-С2Н5 2-метил-2-бутиламин
nh2
-
Химические свойства обусловлены наличием неподеленной электронной пары у атома азота:
Изменение
(C6HS)3N < (CeHs)2NH < C6H5NH2 < NH3
АНИЛИН — ароматический амин. Жидкость, Ттп. = 184°С, бесцветный, на воздухе желтеет из-за окисления, плохо растворим в Н2О
основности NH < CH NH, < (CH ) NH > (CHAN
*533*3
Химические свойства — напоминают свойства NH3. Амины реагируют: 1. С кислотами — образуют соли — нелетучие тв. ионные вещества
Основность мала. В молекуле увеличена электронная плотность в орто- и пара-положениях ^как в феноле)
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
CH3MH2 + HCI
H3C-|s
-к
СГ ► CH-NH, + NaCI +
NaOH
(более сильное основание)
н2о
-nh2
с кислотами:
2. С алкилгалогенидами
CH3MH2 + CH3-I -К* (СН3)2МН + HI —►[(CH3)2NH2]T смесь вторичных и третичных аминов
Из третичных аминов м.б. получены четвертичные аммониевые соли: (CH3)3N + CH3I^[(CH3)4N]T
3. С органическими кислотами и ангидридами о
СН3СООН + CH NH -> [CH3COO]-[CH3NH3]+ -> сн3-с" + н2о wОсОО о3\■
N—H сн/
4. В водных растворах аминов щелочная среда:
CH3NH2 + H2O^=rCH3NH3+ + он-
с бромной водой:
C6Hs-NH2 + MCI -> [C6H5-NH3r СГ солянокислый анилин или гидрохлорид анилина
белый осадок триброманилина с формальдегидом — образуется анилинформальдегидная смола
Получение: Н.Н. Зинин, 1842 г. — восстановлением нитробензола с использованием (NH4)2S или H2S:
В настоящее время: каталитическое и электрохимическое восстановление нитробензола или его восстановление в кислой среде (Fe, Zn, Sn)
АМИНОКИСЛОТЫ
органические дифункциональные соединения, в состав которых входят две функциональные
,о
группы — карбоксильная -с'? и амино -NH2он
Реакции функциональных групп
Uдруг с другом
Реакции функциональных групп
КИСЛОТНЫЕ (см. карбоновые кислоты)
® NH2CH2COOH + NaOH -> NH2CH2COONa + Н2О или
NH3+CH2COO- + NaOH -> NH2CH2COONa + Н2О ® 2NH2CH2COOH + CuO -> (NH2CH2COO)2Cu + н2о
® 2NH2CH2COOH + Na2CO3 -> 2NH2CH2COONa + Н2О + СО2
Для карбоновых кислот характерно образование амидов
о
R-С р1 вместо ы
R1
R2
м.б. остаток аминокислоты
,о
@ nh2-ch2-c'? + с2н5он'он
Н+
или в виде соли
оnh2-ch2-c? + Н2О'ос2н5
R2аминокислота + аминокислота -> дипетид,онч,о
NH„-CH„-c'z +'n-CH.-c''►
[онн'|'он Н2°
о
NH2-CH2-C\о
\-сн2-с'?
ОСНОВНЫЕ (см. амины)
®NH2CH2COOH + HCI -> [МН3+СН2СООН]СГ солянокислая соль
т.о. это — органические амфотерные соединения. Водный раствор практически нейтрален
H
ОН
->трипептид -> полипептид
Реакция обратима — в присутствии кислот и оснований — гидролиз
о
-с?
\н-пептиднаясвязь
Капроновое волокно: е-аминокапроновая кислота -> поликонденсация
Получение: из карбоновых кислот
ci2
мн3
о nH2N-(CH2)5 -с'' 'он
t° _ -(П-1)Н2О
о
-HN-(CH2)5-c''
п
г Белки: важнейшая составная часть живых организмов, входят в состав кожи, роговых покровов?г Белки: важнейшая составная часть живых организмов, входят в состав кожи, роговых покровов?с HNO3; нитрование фенилаланинас HNO3; нитрование фенилаланинакапроновая смола -> нитикапроновая смола -> нити
г Белки: важнейшая составная часть живых организмов, входят в состав кожи, роговых покровов?
г Белки: важнейшая составная часть живых организмов, входят в состав кожи, роговых покровов?
с HNO3; нитрование фенилаланина
с HNO3; нитрование фенилаланина
капроновая смола -> нити
капроновая смола -> нити
СН3СН2СООН -> CHgpHCOOH -> CH3CjHCOONH4 -> сн3<^нсоон ciCIмн2
мышечной и нервной ткани Высокомолекулярные соединения, молекулярная масса — до нескольких миллионов
Состав: определен через гидролиз (разбавл. кислоты, ферменты)
Почти исключительно — а-аминокислоты (—20), связанные пептидными связями.
Качественная реакция : желтое окрашивание
.О сн2сн-сч
Белок — полипептид
® Последовательность аминокислот — первичная структура
® образование водородных связей между
С=О и NH — спираль — вторичная структура
® взаимодействие NH2, ОН, СООН групп, не принимающих участия в образовании пептидной связи — третичная структура
нагрев до высокой температуры, радиоактивное облучение, соли тяжелых металлов — вызывают разрушение вторичной и третичной структур — денатурацию
КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА КАТИОНЫ
Катион
Воздействие или реактив
Наблюдаемая реакция
Li+
Пламя
Карминово-красное окрашивание
Na+
Пламя
Желтое окрашивание
К+
Пламя
Фиолетовое окрашивание
Са2+
Пламя
Кирпично-красное окрашивание
Sr2+
Пламя
Карминово-красное окрашивание
Ва2+
Пламя
SO42'
Желто-зеленое окрашивание
Выпадение белого осадка, не растворимого в кислотах:
Ва2+ + SO42" = ВаЗО4Ф
Си2+
Вода
Гидратированные ионы Си2+ имеют голубую окраску
РЬ2+
s2-
Выпадение черного осадка: РЬ2+ + S2- = РЬЗФ
Ад+
СГ
Выпадение белого осадка; не растворимого в HNO3, но растворимого в конц.
NH3-H2O:
Ag+ + СГ = АдС|Ф
Ре2+
гексацианоферрат (III) калия (красная кровяная соль) K3[Fe(CN)6]
Выпадение синего осадка:
К+ + Fe2+ + [Fe(CN)6]3' = KFe[Fe(CN)6]i
Fe3+
гексацианоферрат (II) калия (желтая кровяная соль) K4[Fe(CN)6]
роданид-ион SCN-
Выпадение синего осадка:
К+ + Fe3+ + [Fe(CN)6]4~ = KFe[Fe(CN)6]i
Появление ярко-красного окрашивания за счет образования комплексных ионов Fe(NSC)2+, Fe(NSC)2+ и др.
А13+
щелочь (амфотерные свойства гидроксида)
Выпадение осадка гидроксида алюминия при приливании первых порций щелочи и его растворение при дальнейшем приливании
МН4+
щелочь, нагрев
Запах аммиака: МЩ+ + ОН"* -> NH3T + Н2О
Н+ (кислая среда)
Индикаторы: лакмус, метиловый оранжевый
красное окрашивание красное окрашивание
КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА АНИОНЫ
Анион
Реактив
Наблюдаемая реакция
SO42"
Ва2+
Выпадение белого осадка, нерастворимого в кислотах:
SO42" + Ва2+ = ВаЗО4Ф
МОз~
1) добавить КОНЦ. H2SO4 и Си, нагреть 2) смесь H2SO4 + FeSO4
Образование голубого раствора, содержащего ионы Си2+, выделение газа бурого цвета (NO2)
Возникновение окраски сульфата нитрозожелеза (II) [Fe(H2O)5NO]2+. Окраска от фиолетовой до коричневой (реакция «бурого кольца»)
РО43-
ионы Ag+
Выпадение светло-желтого осадка в нейтральной среде:
ЗАд+ + РО43~ = Ад3РО4Ф
СгО42"
ионы Ва2+
Выпадение желтого осадка, не растворимого в уксусной кислоте, но растворимого в HCI: Ва2+ + СгО42” = ВаСгО4Ф
S2"
ионы РЬ2+
Выпадение черного осадка: РЬ2+ + 32~ = РЬЗФ
СО32"
ионы Са2+
выпадение белого осадка, растворимого в кислотах: Са2+ + СО32- = СаСОзФ
СО2
известковая
вода Са(ОН)2
Са(ОН)2 + СО2 -> СаСО3Ф + Н2О, СаСОз + СО2 + Н2О —> Са(НСОз)2 Выпадение белого осадка и его растворение при пропускании СО2
SO32"
ионы Н+
Появление характерного запаха SO2: 2Н+ + SO32' = Н2О + ЗО2Т
F".
ионы Са2+
Выпадение белого осадка: Са2+ + 2F" = СаР2Ф
сг
ионы Ад+
Выпадение белого осадка, не растворимого в HNO3, но растворимого в конц.
NH3 • Н2О: Ад+ + СГ = АдС|Ф
AgCI + 2(NH3 • Н2О) -> [Ag(NH3)2]+ + СГ + 2Н2О
ВГ
ионы Ад+
Выпадение светло-желтого осадка, не растворимого в HNO3: Ад+ + Вг~ = АдВгФ осадок темнеет на свету
г
ионы Ад+
Выпадение желтого осадка, не растворимого в HNO3 и NH3 конц.: Ад+ + Г = Ад|ф осадок темнеет на свету
ОН- (щелочная среда)
индикаторы: лакмус фенолфталеин
синее окрашивание малиновое окрашивание
КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ОРГАНИЧЕСКИХСОЕДИНЕНИЙ
Соединение
Реактив
Наблюдаемая реакция
Алканы
Пламя
Обычно определяют путем исключения Низшие алканы горят голубоватым пламенем
Алкены С=С
Бромная вода
р-р КМпО4
Горение
Обесцвечивание раствора
Обесцвечивание раствора, выпадение бурого осадка МпО2
Горят слегка желтоватым пламенем (частицы углерода)
Бензол
Горение
Обычно определяют путем исключения Горит коптящим пламенем
Фенол
1) Бромная вода
р-р Ма2СОз
FeCI3
Обесцвечивание, выпадение белого осадка трибромфенола Выделение углекислого газа Фиолетовое окрашивание
Спирты
Na
Горение
Черная горячая прокаленная Си-проволока
Выделение водорода
Горят светлым голубоватым пламенем Восстановление красной окраски у прокаленной горячей медной проволоки
Многоатомные спирты
Си(ОН)2 + NaOH
Синее окрашивание — образование глицератов и др.
Амины
1) Лакмус
2) HHal
В водном растворе — синее окрашивание
Образуют соли с галогеноводородами — после выпаривания твердый осадок
Анилин
Бромная вода
HHal
Обесцвечивание бромной воды, выпадение осадка триброманилина После упаривания твердый осадок — соль гидрогалогенида анилина
Альдегиды
1) Ag2O
2) Си(ОН)2
Реакция серебряного зеркала
Выпадение красного осадка Си2О
Карбоновые кислоты
Лакмус
Красное окрашивание
! Муравьиная — реакция серебряного зеркала
! Олеиновая — обесцвечивание бромной воды
Крахмал
Раствор 12 в KI или спиртовой раствор иода
Синее окрашивание
Белки
КОНЦ. HNO3
Желтое окрашивание, при добавлении щелочного раствора — оранжевое
ФИЗИЧЕСКИЕ ВЕЛИЧИНЫ В ХИМИИ
Обозначение
Наименование величины
Размерность
тв, т(СН4), тсн4
Масса вещества
кг, г и производные
mci
Абсолютная атомная масса атома
Масса атома, выраженная в единицах массы
кг, г и производные;
а.е.м.
1
Примечание: атомная единица массы (а.е.м.) — масса — части атома нуклида
углерода 12С
1 а.е.м. = 1.667 • 10"27 кг
Ar(35CI)
Относительная атомная масса атома данного нуклида — масса атома, отнесенная к 1/12 массы атома углерода 12С.
Величина безразмерная
АГ(С!)
Относительная атомная масса элемента —
средняя масса атома элемента при его природном изотопном составе, отнесенная к 1/12 массы атома 12С.
Величина безразмерная
Мг, МГ(СН4)
Относительная молекулярная масса — отношение средней массы молекулы вещества к 1/12 массы атома 12С. Равна сумме относительных атомных масс атомов, составляющих молекулу.
Величина безразмерная
П(О2), п(Сн4)
Количество вещества
1 моль — такое количество вещества, которое содержит столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов и др.), сколько атомов содержится в 12 г нуклида 12С (6.02 • 1023)
моль
м(сн4), Мв
Молярная масса — отношение массы вещества тв к количеству веществ пв mR мв = — пв
кг/моль (г/моль) и производные
Na
Постоянная Авогадро
Число частиц в одном моле: МА = 6.02 • 1023 Значение Мд находится экспериментально.
моль"1
N
Число частиц (молекул, атомов, ионов) равно количеству вещества (числу молей), умноженному на постоянную Авогадро:
N = п • Na
частицы
V(B)
Объем, занимаемый веществом В
м3(в химии также литр, л (IO"3 м3))
Vm(B)
Молярный объем
Объем, который занимает 1 моль вещества.
Равен отношению объема, занимаемого веществом, к количеству вещества:
V(B)
VM(B) = ~~ ' (В)
При нормальных условиях объем, который занимает
1 моль идеального газа, равен 22,4 л
м3/моль л/моль и производные
(см3/моль и ДР)
Обозначение
Наименование величины
Размерность
Рв
Плотность вещества. Отношение массы вещества к занимаемому им объему тв
Р= V
кг/м3 и производные (г/см3 И др.)
D
Относительная плотность газа показывает, во сколько раз объем одного газа легче (тяжелее) такого же объема другого, т.е. во сколько раз плотность одного газа больше (меньше) плотности другого. Из закона Авогадро (в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул) следует:
PiМ,/22.4 Mt
° р2М2/22.4 - М2
Величина безразмерная
wB
Массовая доля вещества В в смеси. Отношение массы вещества В к массе всей смеси. Для смеси из трех веществ А, В и С:
w _°
8 тд + тв + тс
Для раствора:
ГПо wb = В
тВ трастворителя
Массовую долю часто выражают в процентах
Величина безразмерная
хв
Мольная доля вещества В в смеси. Отношение количества вещества В (числа его молей) к суммарному количеству (числу молей) всех веществ в смеси. Для смеси трех веществ:
X8
в ПА + ПВ + ПС
Величина безразмерная
Фв
Объемная доля вещества В в смеси. Отношение объема, занимаемого веществом В, к объему всей смеси:
VR
Фв = “
vA + vB + vc
Величина безразмерная
хв; [В]
Молярная концентрация
Отношение числа молей пв вещества В, содержащихся в растворе объемом V, к объему раствора (в дм3 или литрах):
пв
XB-V
раствора
моль/л
РЕШЕНИЕ 25 ТИПОВЫХ РАСЧЕТНЫХ ЗАДАЧ
Общие рекомендации при решении химических задач
Перед тем, как приступить к решению задачи, после внимательного прочтения условия следует:
Все физические величины, о которых говорится в условии, выразить в одинаковых единицах (например, массы всех реагентов — в килограммах или граммах, объемы всех газов — в литрах или миллилитрах и т.д.).
Если в условии задачи имеются данные об объемах газов, отнесенных к условиям, не соответствующим нормальным (105 Па, 0°С), то, используя уравнение
-^-' = ^ , следует пересчитать объем газа на нормальные условия.
Т1 Т2
Во многих случаях целесообразно найти количества реагирующих веществ и продуктов реакции (в молях).
Если при решении задачи необходимо учесть уравнение протекающей реакции, то при его составлении необходимо найти коэффициенты перед формулами веществ, входящих в уравнение реакции.
Если в условии задачи нет указаний о численном значении величины, характеризующей исходную систему, то часто целесообразно допустить, что взято 100 г раствора, 1 л газовой смеси и т.д.
Удобно неизвестное, о котором речь идет в условии задачи, выразить через х. Далее на основании химического уравнения составляют алгебраическое уравнение и, решая его, находят х. Если неизвестных два, то их обозначают через х и у, записывают систему из двух алгебраических уравнений. Решение системы уравнений позволяет найти х и у.
При решении задач атомные массы всех химических элементов, кроме Ar(CI), округляют до целого значения. Для Ar(CI) принимают значение 35,5.
= 2,18- 1СГ22 г= 2,18- 1СГ22 г3-40 + 2(31 +4-16)3-40 + 2(31 +4-16)
= 2,18- 1СГ22 г
= 2,18- 1СГ22 г
3-40 + 2(31 +4-16)
3-40 + 2(31 +4-16)
Определение относительной молекулярной массы Мг
Условие-. Какова относительная молекулярная масса Мг нитробензола СбН5МО2? Какова молекулярная масса этого вещества в а.е.м.? Решение-.
Mr = 6Ar(C) + 5Ar(H) + Ar(N) + 2АГ(О) = 6x12 + 5x1 + 14 + 2x16 = 123
Для нахождения массы молекулы нитробензола в а.е.м. надо найденное значение умножить на 1 а.е.м.. Получаем 123 а.е.м.
Ответ; 123; 123 а.е.м.
Определение массы атома в граммах
Условие; Какова масса в граммах 1 атома 1311? Решение; Обозначим массу 1 атома 1311 через х. Составим запись: 1 моль атомов 1311 содержит 6,02* 1023 атомов, их масса 131 г/моль 1 атом 1311 имеет массу х г.
Составив пропорцию и решив ее, находим:
1 • 131
Х ~ 6,02- 1023
Ответ; 2,18 • 10~22 г.
Определение числа молекул в порции вещества
Условие; Сколько молекул воды содержится в 1 капле воды массой 0,03 г?
Решение; Обозначим число молекул воды в 1 капле через х. Составляем запись:
1 моль воды, масса 18 г, содержит 6.02-1023 молекул, масса 0.03 г — х молекул
Составив пропорцию и решив ее, находим:
18 _ 6,02- 10230,03-6,02-1023„
0,03 хх —= 1021 молекул
Ответ; 1021 молекул
Определение массовой доли элемента в соединении
Условие; Какова массовая доля фосфора в фосфате кальция Саз(РО4>2?
Решение;
2 ' Аг(Р) W,p. — =
З-Аг(Са) 4-2(А^Р) + 4А^0))
2-31
= = 0.2 или 204-
Ответ: w = 0.2 или 20%
Определение молярной массы М
Условие: Какова молярная масса вещества, если масса 2.5 моль этого вещества равна 250 г?
Решение: Из условия следует, что п = 2.5 моль, a m = 250 г.
m 250
Мв == 100 г/моль
Ответ: 100 г/моль
Определение массового отношения элементов в соединении
Условие: Каково массовое отношение углерода, водорода и кислорода в глюкозе СбН12Об?
Решение: Отношение масс элементов в этом
соединении равно:
mc:mH:mo = 6 АГ(о : 12 АГ(н) : 6 АГ(О) = 6'12: 12-1 : 6-16 = 6:1:8
Ответ: тс:тн:то =6:1:8
Определение объема, который занимает порция газа при нормальных условиях (н.у.)
Условие: Какой объем (н.у.) занимают 66 г СО2?
Решение: Обозначим объем, который занимает
66 г СО2, через х. Составим запись:
1 моль СО2 масса 44 г — объем 22.4 л масса 66 г — объем х л
Решение пропорции позволяет найти х:
Ответ: 33.6 л.
Определение теплового эффекта реакции
Условие: Молярная теплота сгорания угля на воздухе 393.5 кДж/моль. Сколько теплоты выделится при полном сгорании 1 кг угля? Решение: Из условия следует, что масса сгоревшего угля 1 кг, т.е. 1000 г. Обозначим количество теплоты, выделяющееся при сгорании 1000 г угля через х, и составляем запись: При сгорании 1 моль угля, масса 12 г, выделяется 393.5 кДж теплоты
При сгорании 1000 г угля, выделяется х кДж теплоты
Решение пропорции позволяет найти х:
х == 32800 кДж или 32.8 МДж
Ответ: 32.8 МДж
Определение максимального выхода продукта реакции
Условие: Сколько максимально литров (н.у.) водорода можно получить, используя 45.5 г цинка и избыток соляной кислоты?
Решение: Запишем уравнение протекающей реакции. Внизу, под формулами соответствующих веществ, записываем их молярную массу (под знаком Zn) и молярный объем (под фор
мулой Н2). Сверху записываем массы прореагировавшего цинка и объем выделившегося водорода (обозначим его через х):
45.5 гх л
Zn + 2HCI = ZnCI2 + Н2Т
65 г/моль22.4 л/моль
Из пропорции:
45,5 _ х65 " 22,4
находим, что х = 15.7 л.
Ответ: 15.7 л.
Определение реального выхода продукта реакции
Условие: При прокаливании 15,8 г перманганата калия КМпО4 получено 0,896 л (н.у.) кислорода. Каков выход кислорода в данном случае? Решение: Записываем уравнение реакции
15,8 гV
2КМпО4 = К2МпО4 + МпО2 + О2
2-158 г/моль22,4 л/моль
При максимальном (100%-ном) выходе объем выделившегося кислорода V можно найти из пропорции:
15,8 г V 2-158 " 22,4
V = 1.12 Л.
Так как, в соответствии с данными условия, получено 0,896 л кислорода, то, следовательно, выход кислорода равен:
0.896
q = 1= 0.8 или 80%
Ответ: 80%.
Определение выхода продукта по стехиометрическим соотношениям
Условие: Сколько граммов азотной кислоты HNO3 максимально можно получить из 44.8 л
(н.у.) азота?
Решение: С учетом того, что в одной молекуле HNO3 содержится 1 атом азота, составляем запись:
44,8х
N2 -> 2HNO3
22,42x63
Обозначив массу образующейся при 100%-ном выходе азотной кислоты через х, записываем пропорцию:
44,8 лх
22,4 л/моль 2 • 63 г/моль
Из нее находим, что
Ответ: 252 г.
Определение содержания основного компонента (или содержания примеси) в исходном веществе
Условие: Каково содержание (в процентах)
СаСОз в образце известняка, при длительном прокаливании 400 г которого получено 78,4 л СО2 (н.у.)?
Решение; Запишем уравнение реакции:
х г78,4 л
СаСОз = СаО + СО2 100 г/моль22,4 л/моль
Обозначим через х г массу СаСОз, разложение которой приводит к получению 78,4 л СО2. Из соответствующей пропорции находим, что
Таким образом, содержание СаСОз в исходном образце составляет:
q = -^- = 0.875 или 87.5%
Примесей в исходном образце 100 - 87,5 =
12,5%
Ответ; 87,5%
Определение выхода реакции, когда одно из исходных веществ взято в избытке.
Условие; Сколько граммов поваренной соли NaCI можно получить, если смешать два раствора, один из которых содержит 29,2 г HCI, а другой 44 г NaOH?
Решение; Записываем уравнение протекающей реакции:
29,244
MCI + NaOH = NaCI + Н2О 36,540
г/моль г/моль
Находим, что в случае HCI отношение -^^ = 0.8
44
моль меньше, чем в случае NaOH -^- = 1,1 моль. Так как в данной реакции вещества реагируют в равномолярных количествах (на 1 моль HCI расходуется 1 моль NaOH), то в данном случае NaOH взят в избытке. Поэтому расчет массы образовавшегося NaCI ведем по массе израсходованного полностью НО:
29,2х г
HCI + NaOH = NaCI + Н2О
36,5 г/моль 58,5 г/моль
Находим, что:
Массу образующегося NaCI можно найти также, учитывая, что израсходовано 0,8 моль HCI и, следовательно, образуется также 0,8 моль NaCI. Тогда масса NaCI равна:
0,8 • МйаС1 = 46,8 г Ответ; 46,8 г.
Определение состава газовой смеси (в объемных процентах)
Условие; 20 л (н.у.) аммиака пропустили через нагретую до 350°С трубку с железным катализатором. Объем полученной газовой смеси (н.у.) равен 25 л. Каков состав полученной газовой смеси (в объемных процентах)?
Решение; При пропускании аммиака над нагретым катализатором протекает реакция:
2NH3 = N2 + ЗН2 2 л 1л 3 л
Прирост объема ДУ при разложении 2 л аммиака равен 1 + 3 - 2 = 2 л. Обозначив объем разложившегося аммиака через х л, и учтя, что увеличение объема составило 25 - 20 = 5 л, можно записать:
Разложение 2 л аммиака приводит к возрастанию объема на 2 л
Разложение х л аммиака приводит к возрастанию объема на 5 л
Из пропорции
225-2
— = — находим, ЧТОх = —— = 5 л
Таким образом, в смеси осталось 20 - 5 л аммиака. Учитывая уравнение реакции, находим объем образовавшегося при разложении 5л аммиака водорода b и азота а:
5 л а b 2NH3 = N2 + ЗН2 2 л 1л 3 л
1-53-5
а =—-—= 2.5 лЬ=—— = 7.5 л
В смеси объемное содержание аммиака 15/25 = 0,6 или 60%, объемное содержание азота 2.5/25 = 0,1 или 10%, объемное содержание водорода 7,5/25 = 0,3 или 30%.
Ответ; N2 10%, Н2 30%, NH3 60%.
Определение объема газа, расходуемого на проведение реакции с другими газами
Условие; Какой минимальный объем кислорода, содержащего 10 объемн. % озона, необходим для полного сжигания 4 л пропана С3Н8?
Решение; Составляем уравнение реакции горения пропана в атмосфере кислорода: 4 л х л
СэНд + 5О2 = ЗСО2 + 4Н2О 1л 5 л
Для полного сжигания 4 л пропана требуется х 5 • 4
= —j— = 20 л О2. При взаимодействии озона с пропаном также образуется СО2 и вода. Поэтому можно принять, что в реакцию с пропаном вступает смесь, каждый литр которой содержит 0,9 л О2иО,1 л О3. При превращении в кислород О2 озона объем увеличивается в 1,5 раза:
2О3= ЗО2
При этом из 0,1 л О3 образуется 0,15 л О2.
Таким образом, 1 л исходной смеси кислорода и озона эквивалентен 0,9 + 0,15 = 1,05 л О2. Поэтому для полного сгорания 4 л пропана необходимо V = ■ -- = 19,05 л кислорода, содержащего 10 объемн. % озона.
Ответ: 19,05 л.
Определение молекулярной формулы вещества по относительной плотности его паров
Условие; Относительная плотность паров углеводорода по воздуху 2,69. Массовая доля водорода в соединении 7,69%. Какова молекулярная формула углеводорода?
Решение; Обозначим относительную молекулярную массу углеводорода как Мг. Из соотношенийМг Мг
!' = 2.69 мг(воздух)29
находим, что Мг = 29 • 2,69 = 78. Так как масса молекулы в а.е.м. численно равна относительной молекулярной массе, то молекулярная масса углеводорода 78 а.е.м. На водород в углеводороде приходится 78 • 0,0769 = 6 а.е.м. Следовательно, в составе 6_ . .
молекулы атомов водорода: — = 6. На угле
род приходится 78 - 6 = 72 а.е.м. Число ато
мов С в молекуле равно: ^_ = 6. Таким образом, формула углеводорода СеН6 (бензол).
Ответ; СбН6.
Определение состава газовой смеси
Условие; Относительная плотность 30 л смеси
метана СН4 и азота Мг по гелию равна 5. Сколько литров метана и азота взято для приготовления смеси?
Решение; Сначала находим среднюю относи
тельную молекулярную массу смеси М г.
Пусть метана взято х л, тогда азота взято (30 - х) л. Масса 1 л метана 16/22,4 г, а масса 1 л азота — 28/22,4 г. Масса х л метана (16/22,4) -х г, а масса (20 - х) л азота равна (28/22,4) • (30 - х) г. Масса 1 л смеси равна 20/22,4 г, а масса 30 л смеси — (20/22,4) • 30 г. Очевидно, что
16х28(30-х) 20-30
22.4 +22~4~ 22.4
Решая уравнение относительно х, находим, что х = 20. Таким образом, для приготовления смеси было взято 20 л метана и 30 - 20 = 10 л азота. Ответ; 20 л метана и 10 л азота.
Определение состава солей в растворе
Условие; В растворе смешали 9,8 г H2SO4 и 6,5 г NaOH. Какие соли и в каких количествах образовались?
Решение; Примем, что смешивание проходило так, что раствор NaOH медленно вливали в раствор серной кислоты. Первоначально в кислой среде протекала реакция:
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + Н2О
В исходном растворе было ^- = 0,1 моль серной кислоты. Когда в раствор ввели 4,0 г NaOH (т.е. 0,1 моль NaOH), то серная кислота
прореагировала полностью (как видно из уравнения реакции, при реакции молярное отношение реагентов 1:1). В результате образовалось 0,1 моль кислой соли NaHS04. При последующем добавлении в раствор оставшихся 6,5 - 4 = 2,5 г NaOH, т.е. 0,0625 моль, протекает реакция образования из кислой соли средней:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + Н2О
С 0,0625 моль NaOH прореагирует 0,0625 моль NaHSO4 и образуется 0,0625 моль средней соли Na2SO4. В результате в растворе будет находиться 0,0625 моль Na2SO4 и 0,1 - 0,0625 = 0,0375 моль NaHSO4.
Ответ. 0,0625 моль Na2SO4 и 0,0375 моль NaHSO4
-22. Приготовление раствора с заданной массовой долей растворенного вещества
Условие; Сколько граммов сахарозы надо растворить в 250 г воды, чтобы получить раствор с массовой долей сахарозы 0,3 (30%)? Решение; Обозначим массу использованной сахарозы через х г. Масса раствора равна (250+х) г и, следовательно
„™= о,з
250 + х.
Решая это уравнение, находим, что х = 107 г. Ответ; 107 г.
Условие; Сколько граммов медного купороса CuSO4 • 5Н2О надо добавить к 300 г 2%-го раствора сульфата меди, чтобы получить 5%- ный раствор?
Решение; Отметим, что в 300 г 2%-го раствора содержание CuSO4 равно 0,02 • 300 = 6 г.
Обозначим теперь массу добавляемого в раствор CuSO4 • 5Н2О через х. Так как молярная масса CuSO4-5H2O равна 250, а молярная масса CuSO4 — 160, то массовая доля взводного CuSO4 в CuSO4 • 5Н2О равна -^5- = 0,64. Следовательно, в х г медного купороса содержание безводного CuSO4 составляет 0,64х. С учетом этого можно составить уравнение:
Решение этого уравнения позволяет найти, что х = 15,25 г.
Ответ. 15,25 г.
Условие; Сколько миллилитров воды нужно добавить к 100 мл 30%-го раствора соляной кислоты с плотностью 1,15 г/мл, чтобы получить раствор с массовой долей HCI 5%? Решение; Учитывая, что плотность раствора 1,15 г/мл, находим массу исходного раствора:
m = pV = 1,15-100 = 115 г Исходный раствор 30%-ный, следовательно, в нем содержится 0,3 • 115 = 34.5 г НО.
Если массу добавляемой воды обозначить через х г, то можно записать уравнение:
Отсюда х = 575 г.
Ответ; 575 г.
Условие; Сколько граммов ВаО надо добавить к 100 г воды, чтобы получить 5%-ный раствор?
Решение; При внесении ВаО в воду протекает реакция:
хУ
ВаО + Н2О = Ва(ОН)2 153171
Обозначим массу ВаО, который надо добавить, через х. Тогда массу образующегося в воде Ва(ОН)2 у можно выразить как
С учетом того, что из х г ВаО образуется
1,12хг Ва(ОН)2, можно записать уравнение:
1.12х_
————— = 0,05 100 + х
Решение уравнения дает х = 4,67 г.
Ответ; 4,67 г.
Приготовление раствора с заданной молярной концентрацией
Условие; Сколько граммов сульфата натрия Na2SO4 • 10Н2О необходимо для приготовления 0,5 л раствора с молярной концентрацией 0,02 моль/л?
Решение; Приготовляемый раствор должен содержать 0,5 • 0,02 = 0,01 моль вещества, т.е. 0,01 моль Na2SO4. 0,01 моль Na2SO4 содержится в 0.01 моль Na2SO4' ЮН20. Следовательно, для приготовления раствора нужно использовать m = 0,01 •M(Na2so4- ЮН2О) = 0,01 *322 = 3,22 г Ответ; 3,22 г.
Определение формулы органического вещества по данным о массе продуктов реакции
Условие; При полном сгорании 6,0 г органического вещества получено 8,8 г СОг и 3.6 г воды. Плотность паров органического вещества по водороду равна 30. Какова молекулярная формула вещества?
Решение; Сначала находим молекулярную массу вещества. Она равна Мг = 2•30 = 60. Порция вещества массой 6,0 г содержит
Аг(С)12
углерода 8.8 — 8.8 — = 2.4 г ^r(COj44
Водорода она содержит з.б——— Mr(HjD)
0,4 + 2,4 < 6,0 и, следовательно в состав вещества входит также кислород. Его в порции вещества массой 6,0 г то = 6,0 - 2,4 - 0,4 = 3,2 г.
В молекуле вещества отношение чисел атомов С, К и О равно:
2404 3 2
пс:пн:по == "Г = Чб" = 0,2 : 0,4 : 0,2 = 1 : 2 : 1
Простейшая формула вещества СНгО. Значение Мг для такой формулы равно Мг = 12 + 2 • 1 + 16 = 30. Так как это значение в два раза меньше Мг вещества (60:30), то, следовательно, молярная формула вещества будет С2Н4О2. Такой формуле отвечает формула уксусной кислоты СН3СООН и метилового эфира муравьиной кислоты НСООСН3.
Ответ; формула вещества С2Н4О2.
Определение молекулярной формулы органического вещества по данным о продукте реакции
Условие; При обработке 14,8 г одноосновной карбоновой кислоты избытком цинка получено 2,24 л водорода. Какова молекулярная формула кислоты?
Решение; Получено 2,24:22,4 = 0,1 моль Н2. Так как кислота одноосновная и из каждой ее молекулы металл вытесняет только 1 атом водорода, то, следовательно, кислоты использовано 0,1 - 2 = 0,2 моль. Молярная масса кислоты равна -1™ - = 74 г/моль.
В общем виде формулу одноосновной кислоты можно записать как СпН2п-цСООН, и значение Мг = 12-п + (2п + 1)* 1 + 12 + 2« 16 + 1. Для определения п составляем уравнение: 12 • п + (2п + 1) • 1 + 12 + 2 • 16 + 1 = 74 Решая это уравнение, находим, что п = 2, и молекулярная формула кислоты С2Н5СООН (пропионовая кислота).
Ответ; С2Н5СООН
автор задач С. С. Бердоносов
СОДЕРЖАНИЕ
ПРЕДИСЛОВИЕ3
ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ4
СТРОЕНИЕ АТОМА5
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ6
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ7
ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ8
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ9
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ 10
РАСТВОРЫ 11
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ 12
ЭЛЕКТРОЛИЗ 13
ОКСИДЫ 14
ОСНОВАНИЯ 15
КИСЛОТЫ 16
СОЛИ 17
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ 18
ПОДГРУППА la.ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ Li, Na, К, Rb, Cs 19
ПОДГРУППА Па И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ Са, Sr, Ва20
ПОДГРУППА Ша. АЛЮМИНИЙ AI21
ПОДГРУППА VIII6. ЖЕЛЕЗО Ре22
ВОДОРОД Н23
ПОДГРУППА Vila. ГАЛОГЕНЫ F, Cl, Br, 124
ПОДГРУППА Vila. ХЛОР CI25
ПОДГРУППА Via,О, S, Se, Те26
ПОДГРУППА Via.КИСЛОРОД О27
ВОДА (ОКСИД ВОДОРОДА) Н2О28
ПОДГРУППА V.A3OT N29
КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА30
ПОДГРУППА Va. N, Р, As, Sb, Bi. ФОСФОР Р31
ПОДГРУППА IVa.УГЛЕРОД С32
ПОДГРУППА IVa.С, Si, Ge, Sn, Pb. КРЕМНИЙ Si33
ПОДГРУППА VI6.XPOM Cr34
ПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АЛКАНЫ, ПАРАФИНЫ)35
НЕПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АЛКЕНЫ, ОЛЕФИНЫ)36
ДИЕНОВЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ37
АЦЕТИЛЕНОВЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АЛКИНЫ)38
АРОМАТИЧЕСКИЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АРЕНЫ)39
СПИРТЫ40
ФЕНОЛЫ41
АЛЬДЕГИДЫ И КЕТОНЫ42
КАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ43
СЛОЖНЫЕ КЕТОНЫ44
АМИНЫ45
АМИНОКИСЛОТЫ46
КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА КАТИОНЫ47
КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА АНИОНЫ48
кД-ЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ49
2.'3/ЧЕСКИЕ ВЕЛИЧИНЫ В ХИМИИ 50
-Е — ЕЧИЕ 25 ТИПОВЫХ РАСЧЕТНЫХ ЗАДАЧ 52
Стахеев Александр Юрьевич
Вся химия в 50 таблицах
Под ред. С. С. Бердоносова
Оригинал-макет изготовлен П. С. Бердоносовым
Лицензия № 030689 от 11 апреля 1996 г.
Изд. № ФЗО(ОЗ). Подписано в печать 30.03.98.
Формат 60 х 84'/« Бумага офсетная. Объем 8,0 п. л.
Тираж 10 000 экз. Заказ № 2263. Цена договорная.
Московский институт развития образовательных систем109004, Москва, Нижняя Радищевская ул., д. 10.
Контактные телефоны: 915-69-57,915-72-55.
Содействие развитию образовательных систем и технологий107082, Москва, ул. Бакунинская, д. 96/98.
По вопросам реализации обращаться:— фирма «Скрин»
Тел. (095) 350-33-27
Тел./факс (095) 350-41-98
Отпечатано с готового оригинал-макетав Смоленской областной ордена «Знак Почета»типографии им. Смирнова.
214000, г. Смоленск, проспект им. Ю. Гагарина, д. 2.Тел.: 3-01-60, 3-46-20, 3-46-05.
ПЕПЦЫ
ГРУППЫ ЭЛЕМЕНТОВ
а 1 б
a II 6
a III 6
a IV 6
a V 6
a VI 6
a VII 6
aVIII6
1
1HI
H'
1.00734171lt
ВОДОРОД1
He2
4,00260?i22
ГЕЛИЙ$ 2
Атоммай
Распред
массе Атомнь rtjMh]
*-* 121
23В,0?81И32
5f36d’7i2 в
УРАН 2
епение Pacnpi
ни номер
вделение
2
Li 3 :^ -ч
Be 4
9,0121811, г
БЕГИЛЛИЙ2
В 5
-Ums 2,го,з
c 6
W»91 2P2₽2 4
УГЛЕРОД2
N 7
W67sl 2t22p3 3
АШ2
О 8
15-«94-3 ,.ZW«
КИСЛОРОД2
F 3 геймом 2t2 7 ФЮР2
Ne ’°
S”
3
Na 11
22,0037711'
натгий2
Mg 12
S' -A
Al 13
26,0815411’
АЛЮМИИИЙ ° 2
Si 14
28,015513 3,23pl J
«ГЕМНИЙ2
p15
10,87376.1 3l2 3 ’
eocecp2
s 16
32,086.6, 4 '
СЕРА’ “ 2
Cl 17
ЗМ53Л o „ 7 3$23p5 8
KflOP2
Ar 18
X1 --$
электронов электронов по эвстраиеающимсв по оболочкам и ближайсиим подоболочкам
4
К19.
КАЛИЙ2
Ca 20, 40,07814„,, J
КАЛЬЦИЙ2
,!l Sc i — T.".
,22 Ti *8 i 471813 2 ТИТАН
23П
2*
1 -” к
,24 Cr
1e ^ i 5l,S961t6
2 ld * ХРОМ
2 25 Mn 7 MM.1 «■’”011 2 МАРГАНЕЦ
2 26 Fe 14 . 55347^3 в 3d6**2 ......
2 ЖЕЛЕЗО
2 27 Со
в о г , 51,933211
8 3dr4p
2КОБАЛЬТ
2 28 Ni I-11 ^
29 Си
230 Zn
* 34'04.2 ’«”2 2UNNK
Ga 31 , «8-72314 , 2 '2 ГАЛЛИЙ 1 ° 2
Ge 32 4 «-8813 4.14,11
ГЕРМАНИЙ2
As 33. 74,921811 4.14,3 '? ■ЫШЬИК 2
Se34e
79 96*3*
‘*,a 44i24p«9
селен2
Br 35 7
x-’ — 1
Кг36.
’4«24p6 e
КРИЛ10И2
5
Rb”, идти » РУБИДИЙ 51 2
Sr ”, 87,1211, is
ПГОМЦИЙ2
39 V 2T
i“~ •=
=40 Zr i—^
з" Nb
16 ., . 32,106111
НИОБИЙ
i42 Mo
1 Ms„. 95-941’
2МОЛИБДЕН
1« Tc
14435.1”-9«”
2ТЕ1ИЕЦЛИ
," Ru
144.,..*01.0712
2ЛКИНИЙ
/5 Rh
144^.’ Ю2Л055И 1ролей
.“ Pd
<8 441.5.0 '06,4211 1ПАЛЛАДИЙ
147Ag
lgIO2B6S213
2СЕРЕБРО
^ Cd
1— .1^
In 49 Э
fM,B2±f , , 16
ИНДИЙ 5*a6p 5
Sn 50«
x7 —1 i
Sb 513
Те “5
SIS'"" •
I53 2
'::г'-Л
Xe 54 B6
Ki —I
В
Cs 55;
11У0МИв
■tine2
Ba 56 g 117,11*1 в игий 611 2
»57 La*
1 545.1 "«в»3
2ИАИТАИ
a” Hf
re , , отелен
9 5d2Bi2
2ГАФНИЙ
s” Ta
»180,047911
556,611 ТАНТАЛ
.I74 w
re ._ , 181,8511 8 5^48*2
2ВОЛЬФРАМ
.?75 Re
в . , 18650711 8 5d®es2
2РЕНИИ
478 Os
154.5.1««I.
2ОСМИЙ
^771г
154.5.2 ”1«--3.
2ИРИЛИЙ
.1" Pt
1»». «“
2ПЛАТИНА
»79 Au
Ш ^ WBJBBStl 6 5d>oaii , 2 ЗОЛОТО
-I80 Hg
^«W M0'5>i3 2ПУТЬ
T1 "a
ТАЛЛИЙ2
Pb «8
207,211612ep2 »
СВИНЕЦ2
Bi83i
281,980411re
ЗКСМП 611651 2
Po 84 re
W12' «*'. ПОЛОНИЙ2
At 85-j
И9-9871 5.15,» 1
ДСШ2
Rn "4
7
Fr 87 £
221,0167, и
ФИАИЦИЙ2
Ra "1
228,0284Ji
a7$2 8
РАДИЙ2
Г9 Ac**
”, 227,0778
e 6d'7i<
2АКТИНИЙ
jP4 Db • 5417.1 W" 5 17Hli
J W5 Л » «W »*« 6 ХВ1Й91ИЙ
a ” Rf
o 6d47*?
1 FElEPeiFAKl
s"" Bh
1...... |!,я 269PII
sW8Hn
15. ,i2fS1
6d»7$2
5 хаш
л109 Mt
321 ]
? “’”2МЕЙЕ1ЕНЙ
ii 110
32
3211
1 ^^2
♦лантаноиды
Се 58;
Рг 59 i
NdMi
Pm6’i
Sm62i
Eui3i
Gd64?
Tb“i
Dy6h
HoE7i
Er681
Tm"?
Yb70i
Lu 71 i
К 0,011£
Н0.91П.1 I'
шл-з 2.3
144,0170
ISO,ionl.i
IS1.96U У
157^513 Vo
ISI,92S4-11'
187,SOil1®
IS4.S3041I13
167,28:33°
168,934211 Я
173,0413 ®i
I74.9CT--13?
4.15415.1 "
4|36$2 g
4f4e*2 е
406*2
4(66*2 в
41^6*2
4tr5d'6sz 8
4116.1 ’i
««6.1 в
4f’4*2 ’g
4f«6%2
4t^6$2 e
4Ju6s2 e
4|X5d'6$2 0
ЦЕРИЙ2
ПРА1Е0ДК* 2
KtOQMM2
ЛУОМЕГИЙ 2
САИАРИЙ2
ЕВРОПИЙ2
ГАДвПИИИ* 2
ЦРВИЙ2
ДЯСЛР03И1 2
(ОПЬИИА 2
ЗР6ИЙ2
ТУЛИЙ2
ИШРИЙ 2
ЛЮТЕЦИЙ2
** актиноиды
Th90 s
Pa M
U 92J
Np93J
Pu 94J
Am”,;
Сш9У
Bk"i
Cf 98J
Es "J
FmW0J
Md,o;«
No’02j
Lr103»
23ZD3I1-I32
23W3M32
Z3I.02H-132
217,011232
244,014231
243,061432
247,010332
247.070332
2S1.079632
252,012132
257,095132
251,091632
259,100132
260,105432
6d27*2 ’J
5l?6dt7$2
5l36d'7*2 g
Sf^Od1?*2 ’g
5f67$2 0
51'7.2
51'54'7.’ a
5f®6d’7s2 1g
51 «7.1 1
5t”7*2 q
S,f'27$2 ’J
51'37*2 7g
5tM7sl
51454'7.1 'e
10MI2
ПРОТАКТИНИЙ 2
УРАЛ2
НЕПТУНИЙ 2
ПЛУТОНИЙ 2
АИГ.ИиИЙ 2
ЮЛИЙ2
(ЕРКЛИЛ2
ААЛИФОГНИЙ 2
ЗЙНШ1ЕЙНДЙ 2
ФЕРМИЙ2
МЕКДЕПЕВИЙ 2
НОБЕЛИЙ2
ЛОГГГНСИЙ 2
РОСТ
вся химия
I 'он nh2
А.Ю. СТАХЕЕВ
вся химия
ТАБЛИЦАХ
А.Ю. СТАХЕЕВ
ВСЯ химияВ 50 ТАБЛИЦАХ
Пособие для учащихся старших классови абитуриентов
Под редакцией С.С. БЕРДОНОСОВА
Издание второе,переработанное и дополненное
РОСТРОСТМосква 1998Москва 1998
РОСТ
РОСТ
Москва 1998
Москва 1998
Стахеев А. Ю.
Вся химия в 50 таблицах. Под ред. С. С. Бердоносова. 3-е изд.— М.: МИРОС, РОСТ, 1998. — 64 с.
ISBN 5-7804-0063-6
Пособие в краткой и наглядной форме содержит теоретический материал по химии, отвечающий курсу химии средней школы. При подготовке данного издания учтены многочисленные замечания, высказанные читателями, которые использовали его в своей работе. Предназначено для повторения теоретического материала при подготовке к экзаменам в средней школе и к вступительным экзаменам по химии в вузе. Заключительная часть пособия содержит краткое решение 25 типичных расчетных задач по различным разделам химии. Предназначено для учащихся старших классов средних школ и абитуриентов.
Изд. №ФЗ 0(03)ISBN 5-7804-0063-6Изд. №ФЗ 0(03)ISBN 5-7804-0063-6© Стахеев А. Ю., 1997© Московский институт развития образовательных систем, 1997© Стахеев А. Ю., 1997© Московский институт развития образовательных систем, 1997
Изд. №ФЗ 0(03)
ISBN 5-7804-0063-6
Изд. №ФЗ 0(03)
ISBN 5-7804-0063-6
© Стахеев А. Ю., 1997
© Московский институт развития образовательных систем, 1997
© Стахеев А. Ю., 1997
© Московский институт развития образовательных систем, 1997