17074

Неорганическая и органическая химия

Конспект

Финансы и кредитные отношения

Неорганическая химия изучает химические элементы и образуемые ими простые и сложные вещества (кроме органических соединений углерода, которые изучаются органической химией)

Русский

2014-12-18

36.82 MB

12 чел.

Учебное пособие 

Конспекты  лекций по дисциплине «неорганическая 

и органическая химия»

Дисциплина «Химия». 

Учебное пособие для студентов всех специальностей 

Составитель:

Карпачева И.А., Гусарова В.П.преподаватели ГБОУ СПО «ПГК».

Рецензенты:

председатель городского методического объединения по химии СУЗов         Авдеева  Т.В.

          

 

Данное учебное пособие содержит теоретическую и справочную информацию по курсу «Химия». Может быть рекомендовано для студентов первого курса всех отделений и специальностей.

Пособие подготовлена в соответствии с требованиями ГОС СПО.


Содержание

Введение  

Раздел 1. Неорганическая химия 7

Тема: Основные понятия  

Тема: Периодическая система Д.И. Менделеева  11

Тема: Ковалентная связь  

Тема: Водородная связь  

Тема: Основные классы неорганических соединений. 

Тема: Классификация неорганических веществ 20

Тема: Электролитическая диссоциация  31

Тема: Ионные уравнения  

Тема: Окислительно – восстановительные реакции  

Тема: Гидролиз  

Тема: Электролиз  

Тема: Физические свойства металлов  47

Тема: Калий  52      

Тема: Натрий  54  

Тема: Вторая группа периодической системы  58

Тема: Третья группа периодической системы  59

Тема: Элементы побочных подгрупп  61

Тема: Общая характеристика галогенов  69

Тема: Фтор и его соединения  71

Тема: Хлор и его соединения  72

Раздел 2. Органическая химия 75

Тема: Предельные углеводороды  

Тема: Циклоалканы                                     

Тема: Непредельные углеводороды  85

Тема: Диеновые  92                                           

Тема: Ацетилен  97                                                                                     

Тема: Ароматические углеводороды  102                                                    

Тема: Спирты и фенолы  106                                                                       

Тема: Альдегиды  112                                                                                     

Тема: Карбоновые кислоты  115                                                                  

Тема: Сложные эфиры и жиры  118                                                           

Тема: Углеводы  121                                                                                       

Тема: Амины  130

Тема: Анилин  133                                                          

Тема: Аминокислоты  135                                                                   

Тема: Белки  137                                                      

Список используемой литературы  141                                 


Введение

Данное учебное пособие предназначено для самостоятельного изучения студентами основных разделов дисциплины: неорганической и органической химии с ее основными объектами: химическими элементами, веществами, химическими реакциями  и с  ее фундаментальными понятиями, законами и теориями.

В пособии даются основные положения химии, многообразные справочные материалы, которые позволяют сформировать у студентов максимально полное представление о науке.

Материал в пособии изложен в удобной для восприятия форме, а схемы и рисунки способствуют лучшему пониманию основных положений курса.

Учебное пособие позволит показать студентам огромную значимость данной науки, которая, давая представление об общих законах состава и строения химических веществ и их превращений , поможет глубже познать окружающий нас мир.

При изучении органической химии рассматриваются мировоззренческие вопросы, обеспечивающие понимание научной картины мира, а также исторические сведения, отражающие этапы становления  и развития органической химии как науки.



Неорганичекая химия


Тема:  основные понятия химии

План лекции:

  1.  Понятие - неорганическая химия.
  2.  Разделы неорганической химии: Молекула – наименьшая частица данного вещества, обладающая химическими свойствами.
  3.  Основные понятия химии. 
  4.  Закон эквивалентов.

Неорганическая химия изучает химические элементы и образуемые ими простые и сложные вещества (кроме органических соединений углерода, которые изучаются органической химией)

Разделы неорганической химии: 1) Стехиометрия – раздел химии, в котором рассматриваются массовые и объёмные отношения между реагирующими веществами. 2) Химическая кинетика – учение о скоростях и механизмах химических реакций. 3) Учение о химическом равновесии. 4) Энергетика химических реакций.

Молекула – наименьшая частица данного вещества, обладающая химическими свойствами.

Атом электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного атомного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Химический элемент – определённый вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

Простые вещества – вещества, образованные из атомов одного элемента. Сложные вещества, или химические соединения, - вещества, образованные атомами разных элементов. 

Химические явления – явления, при которых одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и свойствами, и при этом не происходит изменения состава ядер атомов. Физические явления – явления, при которых изменяется форма или физическое состояние веществ или образуются новые вещества за счет изменения состава ядер атомов.

Реакции диспропорционирования (реакции, где одно и то же вещество является одновременно окислителем и восстановителем). Для их протекания наиболее благоприятна щелочная среда (способствует образованию простых и сложных анионов):

Cl2 + 2OH-Cl- + ClO- + H2O;

Cl2 + 2NaOHNaCl + NaClO + H2O.

                                            Гипохлорит натрия

Бром и йод. Восстановительные свойства

Йод окисляется концентрированной кислотой:

3I2 + 10HNO3 6HIO3 +10NO2 + 2H2O.

                           йодоватая кислота

Атомно-молекулярное учение.

Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон сохранения массы является частным случаем общего закона природызакона сохранения материи и энергии. На основании этого закона химические реакции можно отобразить с помощью химических уравнений, используя химические формулы веществ и стехиометрические коэффициенты, отражающие относительные количества (число молей) участвующих в реакции веществ.

Например, реакция горения метана записывается следующим образом: 

Эквивалентная масса элемента

Закон постоянства состава позволил установить количественные соотношения, в которых различные химические элементы соединяются между собой. Д. Дальтон ввел в науку понятие о соединительных весах элементов, в последствии названных эквивалентами. 

Эквивалентной массой элемента называют такое его количество, которое соединяется единицей (точнее 1,008) массы водорода или с 8 единицами массы кислорода или замещает эти же количества в их соединениях. 

Теперь эквивалентом элемента называют такое его количество, которое взаимодействует с 1 молем атомов водорода. Например, в соединениях HCl, H2S, NH3, CH4 эквивалент хлора, серы, азота и углерода равен соответственно 1, 1/2, 1/3 и 1/4 моля.

Масса 1 эквивалента элемента называется эквивалентной массой.

В приведенных выше примерах эквивалентная масса хлора равна 35,5 г/моль, серы - 16 г/моль, азота - 4,67 г/моль, углерода - 3 г/моль. Из опытных данных следует, что единица массы водорода эквивалентна (равноценна) 8 единицам массы кислорода, или 16 единицам массы серы, или 9 единицам массы алюминия, или 35,5 единицам массы хлора и т. д.

Закон эквивалентов

Введение в химию понятия "эквивалент" позволило сформулировать закон эквивалентов: "Вещества вступают в реакцию в количествах, пропорциональных их эквивалентам". 

При решении некоторых задач удобно пользоваться другой формулировкой закона: массы реагирующих веществ пропорциональны их эквивалентным массам. 

Для определения эквивалентной массы элемента необходимо знать состав его соединения с другим элементом, эквивалентная масса которых известна. 

Если один элемент образует с другим элементом несколько соединений, то его эквивалентная масса в этих соединениях неодинакова. Например, сера с кислородом образует диоксид серы (SO2) и триоксид серы (SO3). В первом соединении на 8 единиц массы кислорода приходится 8 единиц массы серы. В триоксиде серы на 8 единиц массы кислорода приходится 5,3 единицы массы серы. Следовательно, в диоксиде серы ее эквивалент равен 1/4 моля, а в триоксиде 1/6 моля.


Тема: Периодический закон и периодическая 

система Д.И. Менделеева

План лекции:

  1.  Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева.

Периодический закон Менделеева, фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов, открыт Д. И. Менделеевым в 1869 при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных весов. Термин «периодический закон» Менделеев впервые употребил в ноябре 1870, а в октябре 1871 дал окончательную формулировку П. З : «... свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса» («Периодический закон. [Основные статьи, 1958, с. 111). Графическим (табличным) выражением П. З.  явилась разработанная Менделеевым периодическая система элементов. 

Физический смысл П. З. был вскрыт лишь после выяснения того, что заряд ядра атома возрастает при переходе от одного химического элемента к соседнему (в периодической системе) на единицу элементарного заряда. Численно заряд ядра равен порядковому номеру (атомному номеру Z) соответствующего элемента в периодической системе, то есть числу протонов в ядре, в свою очередь равному числу электронов соответствующего нейтрального атома (см. Атом). Химические свойства атомов определяются структурой их внешних электронных оболочек, периодически изменяющейся с увеличением заряда ядра, и, следовательно, в основе П. З. лежит представление об изменении заряда ядра атомов, а не атомной массы элементов. Наглядная иллюстрация П. З.- кривые периодические изменения некоторых физических величин (ионизационных потенциалов, атомных радиусов, атомных объёмов) в зависимости от Z.  Какого-либо общего математического выражения П. З. не существует.

 П. З. имеет огромное естественнонаучное и философское значение. Он позволил рассматривать все элементы в их взаимной связи и прогнозировать свойства неизвестных элементов. Благодаря П. З. многие научные поиски (например, в области изучения строения вещества - в химии, физике, геохимии, космохимии, астрофизике) получили целенаправленный характер. П. З.- яркое проявление действия общих законов диалектики, в частности закона перехода количества в качество.


Тема: КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

План лекции:

  1.  Понятие ковалентной связи.
  2.  Электроотрицательность.
  3.  Полярная и неполярная ковалентная связь.

Ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар, возникающих в оболочках связываемых атомов. 

Она может быть образована атомами одного итого же элемента и тогда она неполярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах одноэлементных газов H2, O2, N2, Cl2 и др.

Ковалентная связь может быть образована атомами разных элементов, сходных по химическому характеру, и тогда она полярная; например, такая ковалентная связь существует в молекулах H2O, NF3, CO2.

Неоходимо ввести понятие электроотрицательность. 

Электроотрицательность - это способность атомов химического элемента оттягивать к себе общие электронные пары, участвующие в образовании химической связи. 


ряд электроотрицательностей

Элементы с большей электроотрицательностью будут оттягивать общие электроны от элементов с меньшей электроотрицательностью. 

Для наглядного изображения ковалентной связи в химических формулах используются точки (каждая точка отвечает валентному электрону, а также черта отвечает общей электронной паре).

Пример. Связи в молекуле Cl2 можно изобразить так: 

Такие записи формул равнозначны. Ковалентные связи обладают пространственной направленностью. В результате ковалентного связывания атомов образуются либо молекулы, либо атомные кристаллические решётки со строго определенным геометрическим расположением атомов. Каждому веществу соответствует своя структура.

С позиции теории Бора образование ковалентной связи объясняется тенденцией атомов преобразовывать свой внешний слой в октет ( полное заполнение до 8 электронов).Оба атома представляют для образования ковалентной связи по одному неспаренному электрону, и оба электрона становятся общими.
Пример. Образование молекулы хлора. 

Точками обозначены электроны. При расстановке следует соблюдать правило:электроны ставятся в определённой последовательности-слева, сверху, справа,снизу по одному, затем добавляют по одному, неспаренные электроны и принимают участие в образовании связи. 

Новая электронная пара, возникшая из двух неспаренных электронов, становится общей для двух атомов хлора. Существует несколько способов образования ковалентных связей за счёт перекрывания электронных облаков. 

s-s- связь 

s-p- связь 

p-p- связь

p-p- связь

σ - связь значительно прочнее  π-связи, причём π-связь может быть только с σ-связью, За счёт этой связи образуются двойные и тройные кратные связи.

Полярные ковалентные связи образуются между атомами с разной электроотрицательностью. 

За счёт смещения электронов от водорода к хлору атом хлора заряжается частично отрицательно, водорода-частично положительно. 

Полярная и неполярная ковалентная связь

Если двухатомная молекула состоит из атомов одного элемента, то электронное облако распределяется в пространстве симметрично относительно ядер атомов. Такая ковалентная связь называется неполярной. Если ковалентная связь образуется между атомами различных элементов, то общее электронное облако смещено в сторону одного из атомов. В этом случае ковалентная связь является полярной. Для оценки способности атома притягивать к себе общую электронную пару используют величину электроотрицательности.

В результате образования полярной ковалентной связи более электроотрицательный атом приобретает частичный отрицательный заряд, а атом с меньшей электроотри-цательностьючастичный положительный заряд. Эти заряды принято называть эффективными зарядами атомов в молекуле. Они могут иметь дробную величину. Например, в молекуле HСl эффективный заряд равен 0,17e (где езаряд электронаЗаряд электрона равен 1,602.10-19 Кл.):

Hq+Clq    q=0,17 e

Система из двух равных по величине, но противоположных по знаку зарядов, расположенных на определенном расстоянии друг от друга, называется электрическим диполем. Очевидно, что полярная молекула является микроскопическим диполем. Хотя суммарный заряд диполя равен нулю, в окружающем его пространстве существует электрическое поле, напряженность которого пропорциональна дипольному моменту m:

В системе СИ дипольный момент измеряется в Кл×м, но обычно для полярных молекул в качестве единицы измерения используется дебай (единица названа в честь П. Дебая):

1 D = 3,33×10  Кл×м

Дипольный момент служит количественной мерой полярности молекулы. Для многоатомных молекул дипольный момент представляет собой векторную сумму дипольных моментов химических связей. Поэтому, если молекула симметрична, то она может быть неполярной, даже если каждая из ее связей обладает значительным дипольным моментом. Например, в плоской молекуле BF3 или в линейной молекуле BeCl2 сумма дипольных моментов связей равна нулю:

Аналогично, нулевой дипольный момент имеют тетраэдрические молекулы CH4 и CBr4. Однако, нарушение симметрии, например в молекуле BF2Cl, обусловливает дипольный момент, отличный от нуля.

Предельным случаем ковалентной полярной связи является ионная связь. Она образуется атомами, электроотрицательности которых значительно различаются. При образовании ионной связи происходит почти полный переход связующей электронной пары к одному из атомов, и образуются положительный и отрицательный ионы, удерживаемые вблизи друг друга электростатическими силами. Поскольку электростатическое притяжение к данному иону действует на любые ионы противоположного знака независимо от направления, ионная связь, в отличие от ковалентной, характеризуется ненаправленностью и ненасыщаемостью. Молекулы с наиболее выраженной ионной связью образуются из атомов типичных металлов и типичных неметаллов (NaCl, CsF и т.п.), т.е. когда различие в электроотрицательности атомов велико.


Тема: Водородная связь

План лекции:

  1.  Основные понятия о водородной связи.

Наличие в молекулах H2O неподеленных электронных пар у атомов кислорода и положительно заряженных атомов водорода приводит к совершенно особому взаимодействию между молекулами, называемому ВОДОРОДНОЙ СВЯЗЬЮ (см. рисунок). В отличие от всех уже знакомых нам видов химической связи эта связьмежмолекулярная.

Водородная связь (на рисунке она обозначена пунктиром) возникает при взаимодействии обедненного электронами атома водорода одной молекулы воды с неподеленной электронной парой атома кислорода другой молекулы воды.

Водородные связи между молекулами воды (обозначены пунктиром).

Водородная связь является частным случаем межмолекулярых связей. Считается, что она обусловлена в основном электростатическими силами. Для возникновения водородной связи нужно, чтобы в молекуле был один или несколько атомов водорода, связанных с небольшими, но электроотрицательными атомами, например: O, N, F. Важно, чтобы у этих электроотрицательных атомов были неподеленные электронные пары. Поэтому водородные связи характерны для таких веществ, как вода H2O, аммиак NH3, фтороводород HF. Например, молекулы HF связаны между собой водородными связями, которые на рисунке показаны пунктирными линиями:

Водородные связи приблизительно в 20 раз менее прочные, чем ковалентные, но именно они заставляют воду быть жидкостью или льдом (а не газом) в обычных условиях. Водородные связи разрушаются только тогда, когда жидкая вода переходит в пар.

При температурах выше 0 °С (но ниже температуры кипения) вода уже не имеет такую упорядоченную межмолекулярную структуру, как показано на рисунке.  Поэтому в жидкой воде молекулы связаны между собой лишь в отдельные агрегаты из нескольких молекул. Эти агрегаты могут свободно двигаться рядом друг с другом, образуя подвижную жидкость. Но при понижении температуры упорядоченность становится все больше и больше, а агрегатывсе крупнее. Наконец, образуется лед, который имеет именно такую упорядоченную структуру, которая показана на рисунке. 


Тема: ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ  НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ. КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ

План лекции:

  1.  Основные классы неорганических соединений.
  2.  Основания. Химические свойства.
  3.  Оксиды. Их виды, химические свойства.
  4.   Кислоты. Классификация и их химические свойства.
  5.  Соли. Классификация и их химические свойства.

Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других веществ.

 Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.

 Неорганические вещества

Простые

Металлы

Неметаллы

Сложные

Оксиды

Основания

Кислоты

Соли

 Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые вещества, проявляющие двойственные свойства.

 Аллотропия

 Аллотропия - способность некоторых химических элементов образовывать несколько простых веществ, различающихся по строению и свойствам.

   С - алмаз, графит, карбин.

O - кислород, озон.

S - ромбическая, моноклинная, пластическая.

P - белый, красный, чёрный.

Явление аллотропии вызывается двумя причинами:

1) различным числом атомов в молекуле, например кислород O2 и озон O3 

2) образованием различных кристаллических форм, например алмаз и графит.

ОСНОВАНИЯ

Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+) и гидроксид - анионы OH-).

Классификация. 

Растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые. Амфотерные основания проявляют также свойства слабых кислот.

Получение

 1. Реакции активных металлов (щелочных и щелочноземельных металлов) с водой:

 2Na + 2H2O 2NaOH + H2,    Ca + 2H2OCa(OH)2 + H2

2.  Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:

 BaO + H2O  Ba(OH)2

 3. Электролиз водных растворов солей

 2NaCl + 2H2O  2NaOH + H2 + Cl2

Химические свойства

 Щёлочи

Нерастворимые основания

1.      Действие на индикаторы.

лакмус - синий

метилоранж - жёлтый

фенолфталеин - малиновый

––

2.      Взаимодействие с кислотными оксидами.

2KOH + CO2  K2CO3 + H2O

KOH + CO2  KHCO3

––

3.      Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)

NaOH + HNO3  NaNO3 + H2O

Cu(OH)2 + 2HCl  CuCl2 + 2H2O

4.      Обменная реакция с солями

Ba(OH)2 + K2SO4  2KOH + BaSO4

3KOH+Fe(NO3)3  Fe(OH)3 + 3KNO3

––

5.      Термический распад.

––

Cu(OH)2  – CuO + H2O

ОКСИДЫ

 Классификация

 Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород.

ОКСИДЫ

 

Несолеобразующие

CO, N2O, NO

Солеобразующие

Основные
-это оксиды металлов, в которых последние проявляют небольшую степень окисления +1, +2

Na2O; MgO; CuO

 

Амфотерные
(обычно для металлов со степенью окисления  +3, +4). В качестве гидратов им соответствуют амфотерные гидроксиды
ZnO; Al2O3; Cr2O3; SnO2

 

Кислотные
-это оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления  от +5 до +7
SO2; SO3; P2O5; Mn2O7; CrO3

 


Основным оксидам соответствуют основания,
кислотным – кислоты, 

амфотерным – и те и другие

Получение

1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:

 2Mg + O2  2MgO

4P + 5O2  2P2O5

S + O2  SO2

2CO + O2 2CO2

2CuS + 3O2  2CuO + 2SO2

CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O

4NH3  + 5O2  4NO + 6H2O

2. Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот, солей) при нагревании:

Cu(OH)2    CuO + H2O

(CuOH)2CO3    2CuO + CO2 + H2O

2Pb(NO3)2    2PbO + 4NO2 + O2

2HMnO4  Mn2O7 + H2O

Химические свойства

 Основные оксиды

Кислотные оксиды

1.      Взаимодействие с водой

Образуется основание:

Na2O + H2O  2NaOH

CaO + H2O  Ca(OH)2

Образуется кислота:

SO3 + H2O  H2SO4

P2O5 + 3H2O  2H3PO4

2.      Взаимодействие с кислотой или основанием:

При реакции с кислотой

образуется соль и вода

MgO + H2SO4  MgSO4 + H2O

CuO + 2HCl    CuCl2 + H2O

При реакции с основанием

образуется соль и вода

CO2 + Ba(OH)2  BaCO3 + H2O

SO2 + 2NaOH Na2SO3 + H2O

Амфотерные оксиды взаимодействуют

с кислотами как основные:

ZnO + H2SO4 ZnSO4 + H2O

с основаниями как кислотные:

ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O

(ZnO + 2NaOH + H2O Na2[Zn(OH)4])

3.      Взаимодействие основных и кислотных оксидов между собой приводит к солям.

Na2O + CO2  Na2CO3

4.      Восстановление до простых веществ:

3CuO + 2NH3  3Cu + N2 + 3H2O

P2O5 + 5C  2P + 5CO

КИСЛОТЫ

 Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты - электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H+).

Классификация

1. По составу: бескислородные и кислородсодержащие.

2. По числу атомов водорода, способных замещаться на металл: одно-, двух-, трёхосновные.

Бескислородные:

 

Название соли

HCl - хлористоводородная (соляная)

одноосновная

хлорид

HBr - бромистоводородная

одноосновная

бромид

HI - йодистоводородная

одноосновная

йодид

HF - фтористоводородная (плавиковая)

одноосновная

фторид

H2S - сероводородная

двухосновная

сульфид

 

 

 

Кислородсодержащие:

 

 

HNO3 – азотная

одноосновная

нитрат

H2SO3 - сернистая

двухосновная

сульфит

H2SO4 – серная

двухосновная

сульфат

H2CO3 - угольная

двухосновная

карбонат

H2SiO3 - кремниевая

двухосновная

силикат

H3PO4 - ортофосфорная

трёхосновная

ортофосфат

Получение

1. Взаимодействие кислотного оксида с водой (для кислородсодержащих кислот):

 SO3 + H2O  H2SO4

P2O5 + 3H2O  2H3PO4

2. Взаимодействие водорода с неметаллом и последующим растворением полученного продукта в воде (для бескислородных кислот):

H2 + Cl2  2HCl

H2 + S  H2S

3. Реакциями обмена соли с кислотой

Ba(NO3)2 + H2SO4  BaSO4 + 2HNO3

в том числе, вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из солей более сильными кислотами:

 Na2SiO3 + 2HCl  H2SiO3 + 2NaCl

2NaCl(тв.) + H2SO4(конц.)    Na2SO4 + 2HCl

Химические свойства

1. Действие на индикаторы.

акмус красный,    метилоранж - розовый

2.  Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации):

 H2SO4 + 2KOH K2SO4 + 2H2O

2HNO3 + Ca(OH)2 Ca(NO3)2 + 2H2O

3. Взаимодействие с основными оксидами:

 CuO + 2HNO3    Cu(NO3)2 + H2O

4. Взаимодействие с металлами:

 Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2

2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2

(металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, кислоты-неокислители).

Взаимодействие с солями (реакции обмена), при которых выделяется газ или образуется осадок:

H2SO4 + BaCl2  BaSO4 +2HCl

2HCl + K2CO3  2KCl + H2O + CO2

СОЛИ

 Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.

Классификация

 СОЛИ

 

Средние

Кислые

Основные

Двойные

Смешанные

Комплексные

 Средние. При диссоциации дают только катионы металла (или NH4+)

 Na2SO4  2Na+ +SO42-

CaCl2  Ca2+ + 2Cl-

 Кислые. При диссоциации дают катионы металла (NH4+), ионы водорода и анионы кислотного остатка.

 NaHCO3  Na+ + HCO3-  Na+ + H+ + CO32-

 Продукты неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на атомы металла.

Основные. При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и кислотного остатка.

 Zn(OH)Cl  [Zn(OH)]+ + Cl-  Zn2+ + OH- + Cl-

 Продукты неполного замещения групп OH соответст-вующего основания на кислотные остатки.

 

Двойные. При диссоциации дают два катиона и один анион.

 KAl(SO4)2  K+ + Al3+ + 2SO42-

Смешанные. Образованы одним катионом и двумя анионами:

CaOCl2  Ca2+ + Cl- + OCl- 

Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы.

 [Ag(NH3)2]Br  [Ag(NH3)2]+ + Br -

Na[Ag(CN)2]  Na+ + [Ag(CN)2]-    Средние соли

Получение

Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с противоположными свойствами:

1)     металла с неметаллом:

 2Na + Cl2  2NaCl

2) метлла с кислотой:

Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2

3) металла с раствором соли менее активного металла

Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu

4)     основного оксида с кислотным оксидом:

 MgO + CO2  MgCO3

5)     основного оксида с кислотой

 CuO + H2SO4    CuSO4 + H2O

6)     основания с кислотным оксидом

 Ba(OH)2 + CO2 = BaCO3 + H2O

7)     основания с кислотой:

 Ca(OH)2 + 2HCl  CaCl2 + 2H2O

8)     соли с кислотой:

 MgCO3 + 2HCl  MgCl2 + H2O + CO2

BaCl2 + H2SO4  BaSO4 + 2HCl

9)     раствора основания с раствором соли:

 Ba(OH)2 + Na2SO4 2NaOH + BaSO4

10)  растворов двух солей

3CaCl2 + 2Na3PO4  Ca3(PO4)2 + 6NaCl

Химические свойства

1.Термическое разложение.

CaCO3  CaO + CO2

2Cu(NO3)2  2CuO + 4NO2 + O2

NH4Cl  NH3 + HCl

2. Гидролиз.

Al2S3 + 6H2O  2Al(OH)3 + 3H2S

FeCl3 + H2O  Fe(OH)Cl2 + HCl

Na2S + H2O  NaHS +NaOH

3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями.

 AgNO3 + HCl  AgCl + HNO3

Fe(NO3)3 + 3NaOH  Fe(OH)3 + 3NaNO3

CaCl2 + Na2SiO3  CaSiO3 + 2NaCl

4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами катиона или аниона.

2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O

Кислые соли

Получение

1. Взаимодействие кислоты с недостатком основания.

 KOH + H2SO4  KHSO4 + H2O

2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида

Ca(OH)2 + 2CO2  Ca(HCO3)2

Химические свойства.

1. Термическое разложение с образованием средней соли

Ca(HCO3)2  CaCO3 + CO2 + H2O

2. Ваимодействие со щёлочью. Получение средней соли.

Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2  2BaCO3 + 2H2O

Основные соли

Получение

 1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой

 ZnCl2 + H2O  [Zn(OH)]Cl + HCl

2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних солей металлов 

AlCl3 + 2NaOH  [Al(OH)2]Cl + 2NaCl

3.  Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями

2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O[Mg(OH)]2CO3 + CO2 + 4NaCl

Химические свойства.

1.Термическое разложение.

[Cu(OH)]2CO3(малахит)  2CuO + CO2 + H2O

2. Взаимодействие с кислотой: образование средней соли.

Sn(OH)l + HCl  SnCl2 + H2O

Комплексные соли

Строение

 K4[Fe(CN)6]

K4[Fe(CN)6]

– Внешняя сфера

K4[Fe(CN)6]

– Внутренняя сфера

K4[Fe(CN)6]

– Комплексообразователь (центральный атом)

K4[Fe(CN)6]

– Координационное число

K4[Fe(CN)6]

– Лиганд

 

Центральными атомами обычно служат ионы металлов больших периодов (Co, Ni, Pt, Hg, Ag, Cu); типичными лигандами являются OH-, CN-, NH3, CO, H2O; они связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью.

 Получение

 1. Реакции солей с лигандами:

 AgCl + 2NH3  [Ag(NH3)2]Cl

FeCl3 + 6KCN  K3[Fe(CN)6] + 3KCl

Химические свойства.

1. Разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений:

2[Cu(NH3)2]Cl + K2S CuS + 2KCl + 4NH3

2. Обмен лигандами между внешней и внутренней сферами.

K2[CoCl4] + 6H2O  [Co(H2O)6]Cl2 + 2KCl

ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
МЕЖДУ РАЗЛИЧНЫМИ КЛАССАМИ СОЕДИНЕНИЙ

  

Примеры

1. металл + неметалл  соль

Hg + S  HgS

2Al + 3I2  2AlI3

2. основной оксид + кислотный оксид  соль

Li2O + CO2 Li2CO3

CaO + SiO2  CaSiO3

3. основание + кислота = соль

Cu(OH)2 + 2HCl  CuCl2 + 2H2O

FeCl3

+

3HNO3

Fe(NO3)3

+

3HCl

Соль

 

кислота

 

соль

 

кислота

4. металл  основной оксид

2Ca + O2 2CaO

4Li + O2 2Li2O

5. неметалл  кислотный оксид

S + O2  SO2

4As + 5O2  2As2O5

6. основной оксид  основание

BaO + H2O Ba(OH)2

Li2O + H2O  2LiOH

7. кислотный оксид  кислота

P2O5 + 3H2O  2H3PO4

SO3 + H2O  H2SO4


Тема:

 Электролитическая диссоциация

План лекции:

  1.  Электролиты и неэлектролиты.
  2.  Основные классы неорганических соединений с точки зрения электролитической диссоциацией.

В начале XIX в. английский учёный М.Фарадей, изучая особенности водных растворов солей, кислот и оснований проводить электрический ток, пришёл к заключению, что вещества можно разделить на электролиты и неэлектролит.

Вещества, растворы которых обладают электрической проводимостью, называются электролитами.

 К электролитам относятся растворы кислот, щелочей, солей. Соли и щелочи проводят ток не только в растворенном состоянии, но и в расплавленном.

Вещества, растворы которых не обладают электрической проводимостью, называются неэлектролиты.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, сухие соли, основания, дистиллированная вода.

В 1887 г. шведский ученый С.Аррениус выдвинул теорию электролитической диссоциации.

Распад электролита на сольватированные (гидратированные) ионы под действием молекул растворителя называют электролитической диссоциации.

Электролитическая диссоциация происходит за счет химического взаимодействия молекул растворителя с молекулами растворяемого вещества, причем решающее значение имеет химическая связь и строение молекул. Следует различать полярность связи и полярность молекулы. Вода – молекула полярная. Атомы водорода в молекуле воды расположены под углом к кислороду и к ним смещен положительный заряд, а отрицательный заряд, а отрицательный заряд смещен к кислороду.

Степень диссоциации α растворов некоторых кислот, солей, оснований

0,1 М растворы при 18°C

Степень диссоциации

Кислоты

Очень сильные электролиты: HNO3, HCl, HBr

Сильные электролиты: H2SO4

Электролиты средней силы: H3PO4, H2PO3,HF

Слабые электролиты: CH3COOH, H3PO3, HNO2

Очень слабые электролиты: H2S, H2CO3

80 – более 90

Более 50

До 20

Менее 2

Менее 1

Основания

Очень сильные электролиты: KOH, NaOH, Ba(OH)2

Сильные электролиты: Sr(OH)2, Ca(OH)2, LiOH

Слабые электролиты:NH4OH

Очень слабые электролиты: нерастворимые в воде

Более 80

Более 20

Менее 2

Менее 0,1

Соли

Очень сильные электролиты: хлориды щелочных и щелочно-земельных металлов

Сильные электролиты: растворимые соли серной кислоты

Слабые электролиты: растворимые соли фосфорной, сернистой, угольной кислот

Более 80

40 70

2 20

На основании теории электролитической диссоциации Аррениус дал новые определения основаниям, кислотам, солям.

Основания – электролиты, диссоциирующие с образованием гидроксид-ионов OH-:

NaOH Na+ + OH-

Если основание содержит в молекуле несколько групп OH-, то может происходить ступенчатая диссоциация:

Ca(OH)2  Ca(OH)+ + OH- (первая ступень)

Ca(OH)+  Ca2+ + OH- (вторая ступень)

Сначала отщепляется один гидроксид-ион, а последующие ионы OH- - в сильно разбавленных растворах. Уравнение полной диссоциации имеет следующий вид:

Ca(OH)2  Ca2+ +2OH-

Кислотыэлектролиты, диссоциирующие с образованием катионов водорода Н+:

HNO3  H+ + NO3- 

Многоосновные кислоты средней силы и слабые диссоциируют ступенчато:

H2S  H+ +HS-

HS-  H+ + S2-

Как уже отмечалось ранее, различают следующие виды солей: средние, кислые, основные, двойные, смешанные.

Средние соли, растворимые в воде, являются сильными электролитами и диссоциируют с образованием положительных ионов металла и отрицательных ионов кислотного остатка:

Cu(NO3)2  Cu2+ +2NO3-

Fe2(SO4)3  2Fe3+ + 3SO42-

Кислые солиэлектролиты, содержащие в анионе водород, способный отщепляться в виде иона Н+.

Кислые соли рассматривают как продукт, получающийся из многоосновных кислот, в которых не все атома водорода замещены на металл. Диссоциация кислых солей происходит по ступеням, например:

Ca(H2PO4)2  Ca2+ + 2H2PO4- (первая ступень)

H2PO4-  H+ + HPO42- (вторая ступень)

HPO42-  H+ + PO43- (третья ступень)

Однако степень электролитической диссоциации уже по второй ступени очень мала, поэтому раствор кислой соли содержит лишь незначительное число водорода.

Основные солиэлектролиты, содержащие в катионе одну или несколько гидроксогрупп OH-, способных переходить в состояние ионов OH- (отщепляться).

Основные соли характерны для многовалентных металлов и диссоциируют с образованием основных и кислотных остатков:

AlOHCl2  AlOH2+ + 2Cl-

Диссоциация ионов основных остатков на ионы металла и гидроксогруппы почти не имеет места.

Тема: Ионные уравнения реакций

План лекции:

  1.  Решение ионных уравнений.

В растворах электролитов реакции происходят между гидратированными ионами, поэтому их называют ионными реакциями. В направлении их важное значение имеют природа и прочность химической связи в продуктах реакции. Обычно обмен в растворах электролитов приводит к образованию соединения с более прочной химической связью. Так, при взаимодействии растворов солей хлорида бария ВаСl2 и сульфата калия K2SO4 в смеси окажутся четыре вида гидратированных ионов Ва2+(Н2О)n, Сl- (H2O)m, K+(H2O)p, SO2-4(H2O)q, между которыми произойдет реакция по уравнению:

BaCl2+K2SO4=BaSO4+2КСl

Сульфат бария выпадет в виде осадка, в кристаллах которого химическая связь между ионами Ва 2+ и SO2-4 более прочная, чем связь с гидратирующими их молекулами воды. Связь же ионов К+ и Сl- лишь незначительно превышает сумму энергий их гидратации, поэтому столкновение этих ионов не приведет к образованию осадка.

Следовательно, можно сделать следующий вывод. Реакции обмена происходят при взаимодействии таких ионов, энергия связи между которыми в продукте реакции намного больше, чем сумма энергий их гидратации.

Реакции ионного обмена описываются ионными уравнения-ми. Труднорастворимые, летучие и малодиссоциированные соеди-нения пишут в молекулярной форме. Если при взаимодействии растворов электролитов не образуется ни одного из указанных видов соединения, это означает, что практически реакции не протекают.

Образование труднорастворимых соединений

Например, взаимодействие между карбонатом натрия и хлоридом бария в виде молекулярного уравнения запишется так:

Na2CO3+ ВаСl2 = BaCO3+2NaCl или в виде:

2Na++СO2-3+Ва2+ +2Сl- = BaCO3+ 2Na++2Сl -

Прореагировали только ионы Ва2+ и СО-2, состояние остальных ионов не изменилось, поэтому краткое ионное уравнение примет вид:

CO 2-3+Ba 2+ =BaCO3

Образование летучих веществ

Молекулярное уравнение взаимодействия карбоната кальция и соляной кислоты запишется так:

СаСO3+2НСl=СаСl22О+CO2

Один из продуктов реакции — диоксид углерода СО2 — выделился из сферы реакции в виде газа. Развернутое ионное уравнение имеет вид:

СаСО3+2Н++2Сl -  = Са 2+ +2Сl -2O+CO2

Результат реакции описывается следующим кратким ионным уравнением:

СаСO3+2Н+=Са 2+ 2О+CO2

Образование малодиссоцированного соединения

Примером такой реакции служит любая реакция нейтрализации, в результате чего образуется вода — малодиссоциированное соединение:

NaOH+НСl=NaCl+Н2О

Na++ОН-+Н++Cl-  = Na++Сl -2О

ОН-+Н+= Н2O

Из краткого ионного уравнения следует, что процесс выразился во взаимодействии ионов Н+ и ОН-.

Все три вида реакций идут необратимо, до конца.

Если слить растворы, например, хлорида натрия и нитрата кальция, то, как показывает ионное уравнение, никакой реакции не произойдет, так как не образуется ни осадка, ни газа, ни малодиссоциирующего соединения:

Na++Сl-+К++NO-3 +    Na+ + NO-3+К+ + Сl-

Пример 1. Составьте молекулярное и ионное уравнение реакции взаимодействия нитрата серебра с хлоридом калия.

Решение:

Составим молекулярное уравнение реакции:

AgNO3+KCl = AgCl  + KNO3

По таблице растворимости устанавливаем, что AgNO3, КСl, KNO3 — растворимые соединения, AgCl — нерастворимое вещество.

Составляем ионное уравнение реакции с учетом растворимости соединений:

Ag+ + NO-3 + K+ + Сl- = AgCl + К+ + NO-3

Исключаем из правой и левой частей уравнения одинаковые ионы и получим краткое ионное уравнение:

Ag+ + Cl-   = AgCl

Краткое ионное уравнение раскрывает сущность происходящего химического превращения. Видно, что фактически приняли участие в реакции лишь ионы Ag+ и Сl-. Остальные ионы остались без изменения.

Пример 2. Составьте молекулярное и ионное уравнение реакции между: а) хлоридом железа (III) и гидроксидом калия; б) сульфатом калия и иодидом цинка.

Решение:

а) Составляем молекулярное уравнение реакции между FeCl3 и КОН:

FeCl3+3KOH =Fe (OH)3 + 3KCl

По таблице растворимости устанавливаем, что из полученных соединений нерастворим только гидроксид железа Fe(OH)3. Составляем ионное уравнение реакции:

 Fe 3+ +3Cl -+3K+ +3OH-  =Fe (OH)3+ 3K++3Сl-

В ионном уравнении показано, что коэффициенты 3, стоящие в молекулярном уравнении, в равной степени относятся к ионам. Это общее правило составления ионных уравнений. Изобразим уравнение реакции в краткой ионной форме:

Fe 3+ +3OH- = Fe(OH)3

Это уравнение показывает, что в реакции принимали участие лишь ионы Fe3+ и ОН-.

б) Составим молекулярное уравнение для второй реакции:

K2SO4+ZnI2  = 2KI+ZnSO4

Из таблицы растворимости следует, что исходные и полученные соединения растворимы, поэтому реакция обратима, не доходит до конца. Действительно, здесь не образуется ни осадка, ни газообразного соединения, ни малодиссоциированного соединения. Составим полное ионное уравнение реакции:

2К++SO2-4+Zn2+ +2I-    +  2К+ + 2I- +Zn 2+ +SO2-4

Пример 3. По ионному уравнению: Cu2+ +S2- -= CuS составить молекулярное уравнение реакции.

Решение:

Ионное уравнение показывает, что в левой части уравнения Должны быть молекулы соединений, имеющих в своем составе ионы Cu 2+ и S2-. Эти вещества должны быть растворимы в воде.

По таблице растворимости выберем два растворимых соединения, в состав которых входят катион Cu2+ и анион S2-. Составим молекулярное уравнение реакции между данными соединениями:

CuSO4+Na2S          CuS+Na2SO4


Тема: Окислительно-восстановительные реакции 

в растворах

План лекции:

  1.  Окислитель и восстановитель.
  2.  Схема составление ОВР.

Химические превращения, в которых происходит изменения степеней окисления атомов химических элементов, называются окислительно-восстановительными процессами (реакциями), сокращённо ОВР.

Атом или ион, который в ходе химической реакции отдаёт электроны, называется восстановителем.

Процесс отдачи электронов атомов или ионом называется процессом окисления.

Если атом или ион принимает электроны, его называют окислителем.

Процесс принятия электронов ионом или атомом называется процессом восстановления.

В любой окислительно-восстановительной реакции должны присутствовать окислитель (окислители) и восстановитель (восстановители). Процесс окисления-восстановления взаимно обратимый.

Причём количество отданных электронов должно быть равно количеству принятых электронов, т.е. сбалансированным. Для этого был создан метод электронного баланса (МЭБ).

Свойства отдавать или принимать электроны атомом или ионом могут быть обусловлены несколькими факторами:

  1.  количеством внешних электронов;
  2.  электронной конфигурацией атома;
  3.  радиусом атома;
  4.  электроотрицательностью элемента (чаще всего для простого вещества) ;
  5.  исходной степенью окисления (в сложных веществах);
  6.  взаимным влиянием атома в молекуле.

Сущность окислительно-восстановительных процессов не зависит от сосатвареагирующих и полученных веществ , будь то простые вещества, сложные, органические или неорганические . Суть этой реакции – переход электронов от одной частицы к другой, к торой сопровождается изменением степеней окисления.

Рассмотри м в качестве примера соляную кислоту. В этом соединение катион водорода (H+1) является «потенциальным» окислителем, так как может только принимать электроны, а анион хлора (CI-1) – «потенциальным» восстановителем, так как может только отдавать электроны.  При обычных условиях это соединение устойчиво, т.е. указанные возможности не реализуются, невозможна внутримолекулярная реакция. Так как катион водорода – слишком слабый окислитель для аниона хлора. Реакцию можно осуществить, подобрав такие вещества, которые могут выступить в роли партнёра в реакции окисления восстановления с раствором соляной кислоты.

Например:

4HCI-1 + Mn+4O2=Mn + CI20 + 2H2O.

Mn+4 + 2e-=Mn+2|1;

2CI-1 - 2e-=CI20|1.

Частным случаем окислительно-восстановительной реакции в растворах является процесс электролиза растворов солей или щелочей, который идёт на электродах под действием электрического тока.

Имеются 3 типа окислительно-востановительных реакций:

1) в межмолекулярных реакциях окислитель и восстановитель – разные вещества;

2) если окислитель и восстановитель находятся в одном соединение – это внутримолекулярные ОВР;

3) в реакциях диспропорционирования элемент с промежуточной степенью окисления одновременно и окисляется, и восстанавливается.


Тема: Гидролиз

План лекции:

  1.  Понятие  - гидролиз.
  2.  Механизм составления реакции гидролиза.

Гидролиз (от гидро... и греч. lýsis — разложение, распад), реакция ионного обмена между различными веществами и водой. В общем виде Гидролиз можно представить уравнением:

где А—В — гидролизующееся вещество, А—Н и В—ОН — продукты гидролиза.

Равновесие в процессе гидролиза солей подчиняется действующих масс закону. Если в результате гидролиза  образуется нерастворимое или легколетучее вещество.  Гидролиз идёт практически до полного разложения исходной соли. В остальных случаях гидролиз солей проходит тем полнее, чем слабее соответствующая соли кислота или основание.

Если гидролизу подвергается соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием, например KCN, раствор имеет щелочную реакцию; это объясняется тем, что анион слабой кислоты частично связывает образовавшиеся при диссоциации воды ионы Н+ и в растворе остаётся избыток ионов OH-:

 

Раствор соли сильной кислоты и слабого основания, например NH4Cl, — кислый

 

Если заряд катиона (или аниона) соли больше единицы, то гидролиз часто приводит к образованию кислых (или основных) солей в качестве продуктов первой ступени процесса, например:

CuCl2 ® Cu (OH) Cl ® Cu (OH)2.

Количественной характеристикой гидролиза  солей может служить степень гидролиза определяемая отношением концентрации гидролизованной части молекул к общей концентрации данной соли в растворе; в большинстве случаев она невелика. Так, в 0,1 молярных растворах ацетата натрия CH3COONa или хлорида аммония NH4CI при 25 °С a = 0,01%, а для ацетата аммония CH3COONH4 a = 0,5%. С повышением температуры и разбавлением раствора степень гидролиз увеличивается.

Гидролиз солей лежит в основе многих важных процессов в химической промышленности и лабораторной практике. Частичный гидролиз трёхкальциевого силиката является причиной выделения свободной извести при взаимодействии портландцемента с водой (см. Цемент). Благодаря гидролизу  возможно существование буферных систем, способных поддерживать постоянную кислотность среды. Такие растворы имеют и очень важное физиологическое значение — постоянная концентрация ионов Н+ необходима для нормальной жизнедеятельности организма. С гидролизом солей связан ряд геологических изменений земной коры и образование минералов, формирование природных вод и почв.

Гидролиз органических соединений — расщепление органического соединения водой с образованием двух или более веществ. Обычно гидролиз осуществляется в присутствии кислот (кислотный гидролиз) или щелочей (щелочной гидролиз). Гидролитическому расщеплению чаще всего подвергаются связи атома углерода с другими атомами (галогенами, кислородом, азотом и др.). Так, щелочной гидролиз галогенидов служит методом получения (в том числе и промышленного) спиртов и фенолов, например:

В зависимости от строения углеводородного радикала (R) и от условий реакции гидролиз галогенпроизводных может осуществляться как мономолекулярный (SN1) или бимолекулярный (SN2) процесс. В случае мономолекулярной реакции вначале происходит ионизация связи углерод — галоген, а затем образующийся ион карбоний реагирует с водой; щёлочь, если она добавлена, не влияет на скорость Гидролиз и служит только для нейтрализации выделяющейся галогеноводородной кислоты и смещения равновесия:

 

В случае бимолекулярной реакции скорость гидролиза  прямо пропорциональна концентрации щёлочи:

RHal+ + HO- ® ROH + Hal-SN2.

Исключительно важен гидролиз сложных эфиров (реакция, обратная этерификации):

Кислотный гидролиз сложных эфиров является обратимым процессом:

Щелочной гидролиз сложных эфиров необратим, поскольку он приводит к образованию спирта и соли кислоты:

Этот процесс широко применяется в промышленности для получения спиртов и кислот, например при омылении жиров с целью получения глицерина и солей высших алифатических кислот (мыла).

Аналогично сложным эфирам гидролизуются амиды кислот:

 Случаи гидролиза  углерод-углеродной связи сравнительно редки. К ним относятся, в частности, кетонное (действием кислот и разбавленных щелочей) и кислотное (действием концентрированной щёлочи) расщепление 1,3-дикарбонильных соединений, например ацетоуксусного эфира:

Термин «Гидролиз» обычно применяется в органической химии также по отношению к некоторым процессам, которые более правильно было бы называть гидратацией

Гидролиз сложноэфирных, гликозидных (в углеводах) и амидных (в белках) связей играет огромную роль в жизнедеятельности любых организмов, например, в таких процессах, как усвоение пищи, передача нервных импульсов и т. п. Гидролиз в живом организме катализируется ферментами гидролазами. 


Тема: Электролиз

План лекции:

  1.  Понятие – электролиза.
  2.  

Процесс электролиза.

  1.  Применение электролиза.

Электролиз (от электро... и греч. lysis — разложение, растворение, распад), совокупность процессов электрохимического окисления-восстановления на погруженных в электролит электродах при прохождении через него электрического тока. Э. лежит в основе электрохимического метода лабораторного и промышленного получения различных веществ — как простых (Э. в узком смысле слова), так и сложных (электросинтез).

Изучение и применение Э. началось в конце 18 — начале 19 вв., в период становления электрохимии. Для разработки теоретических основ Э. большое значение имело установление М. Фарадеем в 183334 точных соотношений между количеством электричества, прошедшего при Э., и количеством вещества, выделившегося на электродах (см. Фарадея законы). Промышленное применение Э. стало возможным после появления в 70-х гг. 19 в. мощных генераторов постоянного тока.

Особенность Э. — пространственное разделение процессов окисления и восстановления: электрохимическое окисление происходит на аноде, восстановление — на катоде. Э. осуществляется в специальных аппаратах электролизёрах.

Э. происходит за счёт подводимой энергии постоянного тока и энергии, выделяющейся при химических превращениях на электродах. Энергия при Э. расходуется на повышение гиббсовой энергии системы в процессе образования целевых продуктов и частично рассеивается в виде теплоты при преодолении сопротивлений в электролизёре и в других участках электрической цепи.

На катоде в результате Э. происходит восстановление ионов или молекул электролита с образованием новых продуктов. Катионы принимают электроны и превращаются в ионы более низкой степени окисления или в атомы, например при восстановлении ионов железа (F3+e-  Fe2+), электроосаждении меди (Cu2+ + 2e- Cu). Нейтральные молекулы могут участвовать в превращениях на катоде непосредственно или реагировать с промежуточными продуктами катодного процесса. Электрохимическая реакция получения того или иного вещества (в атомарном, молекулярном или ионном состоянии) связана с переносом от электрода в электролит (или обратно) одного или нескольких зарядов в соответствии с уравнением химической реакции. В последнем случае такой процесс осуществляется, как правило, в виде последовательности элементарных одноэлектронных реакций, то есть постадийно, с образованием промежуточных ионов или радикальных частиц на электроде, часто остающихся на нём в адсорбированном состоянии.

Скорости электродных реакций зависят от состава и концентрации электролита, от материала электрода, электродного потенциала, температуры и ряда других факторов. Скорость каждой электродной реакции определяется скоростью переноса электрических зарядов через единицу поверхности электрода в единицу времени; мерой скорости, следовательно, служит плотность тока.

Количество образующихся при Э. продуктов определяется законами Фарадея. Если на каждом из электродов одновременно образуется ряд продуктов в результате нескольких электрохимических реакций, доля тока (в %), идущая на образование продукта одной из них, называется выходом данного продукта по току.

Преимущества Э. перед химическим методами получения целевых продуктов заключаются в возможности сравнительно просто (регулируя ток) управлять скоростью и селективной направленностью реакций. Условия Э. легко контролировать, благодаря чему можно осуществлять процессы как в самых «мягких», так и в наиболее «жёстких» условиях окисления или восстановления, получать сильнейшие окислители и восстановители, используемые в науке и технике. Э. — основной метод промышленного производства алюминия, хлора и едкого натра, важнейший способ получения фтора, щелочных и щелочноземельных металлов, эффективный метод рафинирования металлов. Путём Э. воды производят водород и кислород. Электрохимический метод используется для синтеза органических соединений различных классов и многих окислителей (персульфатов, перманганатов, перхлоратов, перфторорганических соединений и др.). Применение Э. для обработки поверхностей включает как катодные процессы гальванотехники (в машиностроении, приборостроении, авиационной, электротехнической, электронной промышленности), так и анодные процессы полировки, травления, размерной анодно-механической обработки, оксидирования (анодирования) металлических изделий (см. также Электрофизические и электрохимические методы обработки). Путём Э. в контролируемых условиях осуществляют защиту от коррозии металлических сооружений и конструкций (анодная и катодная защита). 

 


Тема: Физические свойства металлов

План лекции:

  1.  Плотность металлов.
  2.  Температура плавления металлов.
  3.  Удельная теплоемкость металлов
  4.  Скрытая теплота металлов
  5.  Коэффициент теплопроводности металлов при 20 oС
  6.  Коэффициент теплового расширения.
  7.  Цвета металлов

Плотность. Это - одна из важнейших характеристик металлов и сплавов. по плотности металлы делятся на следующие группы:

легкие (плотность не более 5 г/см3) - магний, алюминий, титан и др.:

тяжелые - (плотность от 5 до 10 г/см 3) - железо, никель, медь, цинк, олово и др. (это наиболее обширная группа);

очень тяжелые (плотность более 10 г/см 3) - молибден, вольфрам, золото, свинец и др.

В таблице 2 приведен значения плотности металлов. (Это и последующие таблицы характеризуют свойства тех металлов, которые составляют основу сплавов для художественного литья).

Плотность металлов

Металл

Плотность г/см3

Металл

Плотность г/см3

Магний

,74

Железо

,87

Алюминий

,70

Медь

,94

Титан

,50

Серебро

,50

Цинк

,14

Свинец

,34

Олово

,29

Золото

,32

Температура плавления. В зависимости от температуры плавления металл подразделяют на следующие группы:

  •  легкоплавкие (температура плавления не превышает 600 oС) - цинк, олово, свинец, висмут и др.;
  •  среднеплавкие (от 600 oС до 1600 oС) - к ним относятся почти половина металлов, в том числе магний, алюминий, железо, никель, медь, золото;
  •  тугоплавкие ( более 1600 oС) - вольфрам, молибден, титан, хром и др.

Ртуть относится к жидкостям.

При изготовлении художественных отливок температура плавления металла или сплава определяет выбор плавильного агрегата и огнеупорного формовочного материала. При введении в металл добавок температура плавления, как правило, понижается.

Температура плавления и кипения металлов

Металл

Температура, 

Металл

Температура, 

плавления

кипения

плавления

кипения

Олово

Серебро

Свинец

Золото

Цинк

Медь

Магний

Железо

Алюминий

Титан

1680

Удельная теплоемкость. Это количество энергии, необходимое для повышения температуры единицы массы на один градус. Удельная теплоемкость уменьшается с увеличением порядкового номера элемента в таблице Менделеева. Зависимость удельной теплоемкости элемента в твердом состоянии от атомной массы описывается приближенно законом Дюлонга и Пти:

ma cm = 6.

где, ma - атомная масса; cm - удельная теплоемкость (Дж/кг * oС).

В таблице 4 приведены значения удельной теплоемкости некоторых металлов.

Скрытая теплота плавления металлов. Это характеристика (таблица 5) наряду с удельной теплоемкости металлов в значительной степени определяет необходимую мощность плавильного агрегата. Для расплавления легкоплавкого металла иногда требуется больше тепловой энергии, чем для тугоплавкого.

Например, для нагревания меди от 20 до 1133 oС потребуется в полтора раза меньше тепловой энергии, чем для нагревания такого же количества алюминия от 20 до 710 oC.

Удельная теплоемкость металлов

Металл

Температура,oС

Удельная теплоемкость, Дж/кг * oС

Металл

Температура,oС

Удельная теплоемкость, Дж/кг * oС

Магний

-100

,03
,18

Цинк


св.420

,35
,51

Титан

-100

,47

Серебро


,23
,25

Медь

,5
Св.1100

,40
,55

Олово


,22
,27

Алюминий

-100

,87
,29

Золото

-100

,12
,15

Железо

-100

,46
,05

Свинец


,12
,14

Скрытая теплота металлов

Металл

Скрытая теплота
плавления,
 Дж/кг

Металл

Скрытая теплота
плавления,
 Дж/кг

Свинец

,2

Медь

,7

Олово

,9

Железо

,2

Золото

,0

Магний

,6

Цинк

,6

Алюминий

,7

Серебро

,0

Титан

,8

Теплоемкость. Теплоемкость характеризует передачу тепловой энергии от оной части тела к другой, а точнее, молекулярной перенос теплоты в сплошной среде, обусловленный наличием градиента температуры. (таблица 6)

Коэффициент теплопроводности металлов при 20 oС

Металл

Коэффициент теплопроводности, кВт/м * oС

Металл

Коэффициент теплопроводности, кВт/м * oС

Серебро

,410

Цинк

,110

Медь

,386

Олово

,065

Золото

,294

Железо

,067

Алюминий

,210

Свинец

0,035

Магний

,144

Титан

,016

Качество художественного литья тесно связано с теплопроводностью металла. В процессе выплавке важно не только обеспечить достаточно высокую температуру металла, но и добиться равномерного распределения температуры во всем объеме жидкой ванны. Чем выше теплопроводность, тем равномернее распределена температура. При электродуговой плавке, несмотря на высокую теплопроводность большинства металлов, перепад температуры по сечению ванны достигает 70-80 oС, а для металла с низкой теплопроводностью этот перепад может достигать 200 oС и более.

Благоприятные условия для выравнивания температуры создаются при индукционной плавке.

Коэффициент теплового расширения. Эта величина, характеризующая изменение размеров образца длиной 1 м при нагревании на 1 oС, имеет важное значение при эмальерных работах (таблица 7)

Коэффициенты теплового расширения металлической основы и эмали должны иметь по возможности близкие значения, чтобы после обжига эмаль не растрескивалась. Большинство эмалей, представляющих твердый коэффициент оксидов кремния и других элементов, имеют низкий коэффициент теплового расширения. Как показала практика, эмали очень хорошо держаться на железе, золоте, менее прочно - на меди и серебре. Можно полагать, что титан - весьма подходящий материал для эмалирования.

Коэффициент теплового расширения металлов

Металл

Температура, oС

α*10-8 oС -1

Металл

Температура, oС

α*10-8oС -1

Титан


,3
,8

Алюминий


,3
,8

Железо


,0
,7

Олово (α- модификация)

,0

Золото


,0
,7

Олово (β-модификации)

,4

Медь


,7
,8

Магний

,8

Серебро


,9
,6

Свинец


,5
,3

Цинк


,5
,3

-

-

-

Отражательная способность. Это - способность металла отражать световые волны определенной длины, которая воспринимает человеческим глазом как цвет (таблице). Цвета металла указаны в таблице.

Соответствие между цветом и длиной волны

Цвет

Длина волны, нм

Цвет

Длина волны, нм

Фиолетовый

Желтый

Синий

Оранжевый

Голубой

Красный

Зеленый

Пурпурный

Цвета металлов

Металл

Цвет

Металл

Цвет

Магний

Бело-серый

Цинк

Голубовато-белый

Алюминий

Серовато-белый

Серебро

Белый

Титан

Серовато-белый

Олово

Серовато-белый

Железо

Голубовато-белый

Золото

Желтый

Медь

Красновато-розоватый

Свинец

Серовато-белый

Чистые металлы в декоративно-прикладном искусстве практически не применяются. Для изготовления различных изделий используют сплавы, цветовые характеристики которых значительно отличаются от цвета основного металла.

В течении долгого времени накапливался огромный опыт применения различных литейных сплавов для изготовления украшений, бытовых предметов, скульптур и многих других видов художественного литья. Однако до сих пор еще не раскрыта взаимосвязь между строением сплава и его отражательной способностью.

Тема: Калий

План лекции:

  1.  Физические и химические свойства.

Калий (лат. Kalium), химический элемент с атомным номером 19, атомная масса 39,0983. 

Калий встречается в природе в виде двух стабильных нуклидов: 39К (93,10% по массе) и 41К (6,88%), а также одного радиоактивного 40К (0,02%). Период полураспада калия-40 Т1/2 примерно в 3 раза меньше, чем Т1/2 урана-238 и составляет 1,28 миллиарда лет. При bраспаде калия-40 образуется стабильный кальций-40, а при распаде по типу электронного захвата образуется инертный газ аргон-40. 

Калий принадлежит к числу щелочных металлов. В периодической системе Менделеева калий занимает место в четвертом периоде в подгруппе IА. Конфигурация внешнего электронного слоя 4s1, поэтому калий всегда проявляет степень окисления +1 (валентность I). 

Атомный радиус калия 0,227 нм, радиус иона K+ 0,133 нм. Энергии последовательной ионизации атома калия 4,34 и 31,8 эВ. Электроотрицательность калия по Полингу 0,82, что говорит о его ярко выраженных металлических свойствах. 

В свободном видемягкий, легкий, серебристый металл. 

Физические и химические свойства

 Металлический калий мягок, он легко режется ножом и поддается прессованию и прокатке. Обладает кубической объемно центрированной кубической решеткой, параметр а = 0,5344 нм. Плотность калия меньше плотности воды и равна 0,8629 г/см3. Как и все щелочные металлы, калий легко плавится (температура плавления 63,51°C) и начинает испаряться уже при сравнительно невысоком нагревании (температура кипения калия 761°C). 

Калий, как и другие щелочные металлы, химически очень активен. Легко взаимодействует с кислородом воздуха с образованием смеси, преимущественно состоящей из пероксида К2О2 и супероксида KO2 (К2О4): 

2K + O2 = K2 O2,  K + O2 = KO2. 

При нагревании на воздухе калий сгорает фиолетово-красным пламенем. С водой и разбавленными кислотами калий взаимодействует с взрывом (воспламеняется образующийся водород (H)):   2K + 2H2O = 2KOH + H2 


Тема: Натрий

План лекции:

  1.  Распространение натрия в природе.   
  2.  Историческая справка.
  3.  Физические свойства натрия
  4.  4.Химические свойства натрия
  5.  Получение натрия.
  6.  6.Получение натрия.

Натрий (Natrium), Na, химический элемент I группы периодической системы Менделеева: атомный номер 11, атомная масса 22,9898; серебристо-белый мягкий металл, на воздухе быстро окисляющийся с поверхности. Природный элемент состоит из одного стабильного изотопа 23Na. 

Историческая справка. Природные соединения Натрия - поваренная соль NaCl, сода Na2CO3 - известны с глубокой древности. Название "Натрий", происходящее от арабского натрун, греч. nitron, первоначально относилось к природной соде. Уже в 18 веке химики знали много других соединений Натрия. Однако сам металл был получен лишь в 1807 году Г. Дэви электролизом едкого натра NaOH. В Великобритании, США, Франции элемент называется Sodium (от испанского слова soda - сода), в Италии - sodio. 

Распространение натрия в природе.

Натрий - типичный элемент верхней части земной коры. Среднее содержание его в литосфере 2,5% по массе, в кислых изверженных породах (граниты и другие) 2,77, в основных (базальты и другие) 1,94, в ультраосновных (породы мантии) 0,57. Благодаря изоморфизму Na+ и Ca2+, обусловленному близостью их ионных радиусов, в магматических породах образуются натриево-кальциевые полевые шпаты (плагиоклазы). В биосфере происходит резкая дифференциация Натрия: осадочные породы в среднем обеднены Натрием (в глинах и сланцах 0,66%), мало его в большинстве почв (среднее 0,63%).