/
Текст
Вещества
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
(Сванте Аррениус 1887г.)____
1. При растворении в воде электролиты
распадаются на положительно и
отрицательно заряженные ионы.
2. Под действием электрического
напряжения катионы ©двигаются
к катоду (-), а анионы © - к аноду (+).
3. Степень электролитической диссо-
циации зависит от природы электролита
и растворителя, Т°, концентрации.
Процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде
или расплавлении называется электролитической диссоциацией.
Электролитическая диссоциация - процесс обратимый.
Обратная реакция называется моляризацмеи.
О\
СТЕПЕНЬ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИЙ)
Степень
электролитической
диссоциации -
это величина, которая
показывает отношение
числа молекул, распавших-
ся на ионы к общему числу
молекул, введенных
в раствор
обозначается ОС (альфа)
измеряется в % (долях)
П - число молекул, распавшихся на ионы
(диссоциированных)
М - общее число молекул, введенных в раствор
Схема диссоциации кристалла хлорида натрия
1. Ориентация полярных молекул воды вокруг кристалла
2. Диссоциация хлорида натрия:
^С1 + СГ
3. Гидратация - окружение молекулами воды ионов Ыа и С!
Образование гидратированных ионов.
МЕХАНИЗМ ДИССОЦИАЦИИ ВЕЩЕСТВ С КОВАЛЕНТНЫМ
__________ПОЛЯРНЫМ ВИДОМ СВЯЗИ
8+ 8 с* е-
еэ НС1 сэ ню
Схема диссоциации полярных молекул соляной кислоты
1. Ориентация полярных молекул воды вокруг молекулы соляной кислоты
2. Изменение вида связи с ковалентной полярной на ионную
3. Диссоциация соляной кислоты:
НС1 — Н+ + СГ
4. Гидратация - окружение молекулами воды ионов Н+ и СГ
Образование гидратированных ионов.
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ КИСЛОТ
Все растворимые кислоты в водных растворах
диссоциируют на ионы водорода и ионы кислотных остатков
Полная диссоциация:
Нз8Оз 2Н* + 8Оз2~
Ступенчатая диссоциация:
Нз8Оз 1Г + Н8Оз
Н8Оз = Л + 8Оз 2~
Диссоциация с учетом воды:
Нз8Оз+2НзО 2НзО+ + 8Оз2' Нз8Оз+НгО = Н<О + Н$()<
Н8Оз'+НзО _ НзО+ + 8Оз2
Кислоты - это сложные вещества, при диссоциации которых
в водных растворах образуются только катионы водорода (Н )
Присутствием в растворах ионов водорода объясняются
характерные общие свойства кислот
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ОСНОВАНИЙ
Все растворимые основания в водных растворах диссоциируют
на отрицательно заряженные гидроксид - ионы и положительно
заряженные ионы металлов
Полная диссоциация:
Ва(ОН)г Ваг + 2ОН
Ступенчатая диссоциация:
Ва(ОН)2 ВаОН + ОН
ВаОН — Ваг + ОН
Основания это сложные вещества, при диссоциации которых
в водных растворах образуются только одного вида анионы -
гидроксид-ионы (ОН )
Присутствием в растворах гидроксид-ионов объясняются
характерные общие свойства оснований
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ СОЛЕЙ
Средние и кислые соли диссоциируют неодинаково.
Диссоциация средних солей:
СаСЬ
АЬ(8О4)3
СаГ + 2СГ
2А13+ + 38О*2'
Средние соли - это сложные вещества, которые в
водных растворах диссоциируют только на катионы металлов
и анионы кислотных остатков.
Диссоциация кислых солей:
ИаН8О4 = Яа+ + Н8О<Г
Н8О/ ~Н + 8042~
Кислые соли - это сложные вещества, которые в
водных растворах диссоциируют на катионы металлов
и водорода и анионы кислотных остатков.
СОСТАВЛЕНИЕ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ
Правила:
1. Простые вещества, оксиды, а также нерастворимые
кислоты, основания и соли не диссоциируют
2. Для реакции берут растворы веществ, поэтому
даже малорастворимые вещества находятся в
растворах в виде ионов
3. Если малорастворимое вещество образуется в результате
реакции, то при записи ионного уравнения его считают
нерастворимым
4. Сумма электрических зарядов ионов в левой части уравнения
должна быть равна сумме электрических зарядов ионов
в правой части
СОСТАВЛЕНИЕ ИОННЫХ УРАВНЕНИЙ РЕАКЦИЙ |
Алгоритм составления ионного уравнения реакции Пример
——————-—- — 1. Записать молекулярное уравнение реакции ЗКаОН + ГеСЪ = Ке(ОН)зХ + ЗНаС1
2. С помощью таблицы растворимости определить растворимость каждого вещества 3. Записать уравнение диссоциации исходных веществ и продуктов реакции р Р н Р ЗЫаОН+ ГеСЬ = Ее(ОН)зХ + ЗЫаС! ИаОН == Иа+ + ОН ЕеСЬ — Ее" + ЗСГ НаС1 — Иа+ + СГ
4. Составить полное ионное уравнение ЗНа++ЗОН+Ге3++ЗСГ=Ее(ОН>Х + ЗЫа++ЗСГ
5. Составить сокращенное ионное уравнение (найти одинаковые ионы и сократить их слева и справа) зУаЧЗОН-+Ее3Ч^=Ге(ОН)Д + 3^++0Г ЗОН+Ке=Ге(ОН)з'1-
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА. УСЛОВИЯ ПРОТЕКАНИЯ
Реакции ионного обмена - это реакции между ионами,
образовавшимися в результате диссоциации электролитов.
Реакции ионного обмена протекают до конца в следующих случаях:
1. Если образуется осадок >Ь:
Р Р н р
КаС1 + АдКОз = А§С11 + НаЯОз
СГ + А§* = А$С11
2. Если выделяется газ ?:
ИагСОз + 2НС1 = 2КаС1 + НгСОз С''
СОз2 + 2Н+ = НгО + СОгТ С°2'
3. Если образуется малодиссоциирующее вещество - НаО:
КОН + НЯОз = ККОз + НгО
ОН+Н = НгО
Если в растворах нет таких ионов, которые могут связываться между собой с
образованием осадка газа Т или воды НгО, то реакция является обратимой.
КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА АНИОНЫ
Анион Реактив Результат реакции
80/ 1УОз ро43 СгО42~ 82~ СОз2 СГ Вг Г соли бария Ва2+ Н28О4 (конц.) и Си нитрат серебра Ад+ соли бария Ва2+ соли свинца (нитрат) РЬг+ растворы кислот НГ Са(ОН)2 нитрат серебра Ад+ нитрат серебра Ад+ нитрат серебра Ад+ 80/ + Ва + = Ва$ОЛ белый осадок Си + НОз + 2Н+ = Си2+ + ЖЪТ + НгО выделение бурого газа РО/ + ЗАр = АрзРОЛ ярко-желтый осадок Ва+ + СгО/ = ВаСгО* X желтый осадок РЪ2+ + = РЬ81 черный осадок СОз2 + 211 = НгО + СОг? СОз + Са2+ + 2ОН = СаСОзУ + НгО выделение газа без запаха, вызывающе- го помутнение известковой воды СГ + А#+ = А#СГ белый (творожистый) осадок Вг' + А%+ = А$Вг\г желтоватый осадок Г + А§=А^11 желтый осадок
КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА КАТИОНЫ
Катион Воздействие или реактив Наблюдаемая реакция
Яа+ К+ Са + Ва + Си + Аё+ А13+ ... пламя пламя пламя 1. пламя 2. СОз2~ 1. пламя 2. 8О/~ 1. пламя 2. вода 3. щелочь СГ щелочь ОН (амфотерные свойства гидроксида) красное окрашивание желтое окрашивание фиолетовое окрашивание кирпично-красное окрашивание Га2' + СОз2~ = СаСОЛ белый осадок желто-зеленое окрашивание Ваг+ + 80* = ВаЯОА белый (мелкокристаллический) осадок зеленое окрашивание гидратированные ионы Си имеют голубую окраску Си+ + 2ОН~ = Си(ОН)гЬ синий осадок Лё+ + сг = белый (творожистый) осадок А13+ + ЗОН~ = А1(ОН) 4 желеобразный осадок белого цвета, растворяется в избытке щелочи
2 зак. 150
КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА КАТИОНЫ (продолжение)
Катион Воздействие или реактив Наблюдаемая реакция
щелочь ОН НН/ + ОН~ = Л77.Ч + НгО выделение газа с резким запахом
V 2+ Ге 1. щелочь ОН~ Ге2+ + 2ОН~ = Ре(ОН)г1 зеленоватый осадок, буреет на воздухе
2. красная кровяная соль Кз[Ге(СН)е] ЗГе2+ + 2[Ее(СН)в]3~ = Гез[Ге(СИ)е]21 синий осадок (турнбулева синь)
г, 3+ Ге 1. щелочь ОН~ Ге3+ + ЗОНТ = Ге(ОН)21 бурый осадок
2. роданид аммония ШЪЯСИ Ре3+ + = Ре(8СК)Л кроваво-красный осадок
3. желтая кровяная соль К4Ге(СИ)6] 4Ре3+ + 3[Ре(С^).]' = 1ефРе(СТ>1)в]Л темно синий осадок (берлинская лазурь)
ИЗМЕНЕНИЕ ЦВЕТА РАЗЛИЧНЫХ ИНДИКАТОРОВ ПРИ
ДЕЙСТВИИ РАСТВОРОВ КИСЛОТ И ЩЕЛОЧЕЙ
Индикаторы цвет индикатора в среде
нейтральная [Н+]=[ОН’1 кислая Н* щелочная ОН~
лакмус фиолетовый красный синий
фенолфталеин бесцветный бесцветный малиновый
метилоранж оранжевый красный желтый
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролиз - процесс взаимодействия соли с водой, приводящий к
образованию слабого электролита, (от грек. "гидро" - вода, лизис -разложение)
слабым основанием
сильной кислотой
СиС1г Си2+ + 2СГ
Си + + 2СГ + НгО =
| + ОН
= СиОН+ + Н+ + 2СГ
[Н+] > [ОН]
среда кислая
лакмус-красный
СиС1> + НгО == СиОНС1 4- НС1
основной
хлорид жди
Сильное
"пересиливает "
слабое
Соль образована
сильным основанием
сильной кислотой
ЛаС1~ На* + СГ
Яа+ + СГ + НгО =
^х-п' + он~
—И-----:---1
= Иа +С1 + НгО
гидролиз не идет
[Н+] = [ОН]
среда нейтральная
окраска индикатора
не меняется
лакмус - фиолетовый
слабым основанием
слабой кислотой
А1г8з — 2А1^ + 382'
2АГ + €Н*О = 2А1(ОН)3+ €Н+ |
38 + 6НиО = ЗНг8 + 6ОП I
АЬЯз + 6Н2О - 2А1(0Н)Л+ ЗНаЗТ
полный гидролиз
сильным основанием
слабой кислотой
Яа&Оз = 2Ыа + СО/'
2^+ + СОз2~ + НгО =
^—Н+ + ОН~
—1 _
= 2^а +НСОз -У ОН
[ОН ] > [Н*]
среда щелочная
лакмус-синий
^агСОз + НгО = №НСОз + ЯаОН
гидрокарбонат
натрия
Гидролиз усиливается
при нагревании
системы,
при разведении
водой.
ПАМЯТКА К ИЗУЧЕНИЮ ПОДГРУППЫ ЭЛЕМЕНТОВ
1. Пользуясь периодической системой выпишите символы и названия
химических элементов, относящихся к данной подгруппе.
2. Для каждого элемента запишите формулу состава атома, распределение
электронов по энергетическим уровням, электронную конфигурацию
валентного слоя атома.
3. Объясните характер изменения радиуса атомов с ростом порядкового номера.
4. Предскажите возможные степени окисления элементов подгруппы.
5. Приведите формулы высших оксидов и гидроксидов.
6. Предскажите их кислотно-основные свойства.
7. Сравните активность элементов по подгруппе
(металлические или неметаллические свойства).
ПОДГРУППА КИСЛОРОДА |
О, 8, 8е, Те, Ро (радиоактивный элемент) - халькогены (образующие руды).
электроотрицательность уменьшается,ослабление неметаллических свойств.
химический элемент атомный номер валентные электроны относительная атомная масса радиус атома, нм кристалли- ческая решетка формула оксида формула гидроксида
+4 +6
2822р4 0,045 молеку-
о 8 15,999 лярная —
кислород 8 16 3823р4 32,06 0,081 молеку- лярная 8О2 8Оз Н28+4О3
сера 8е 34 4824р4 78,96 0,092 атом- ная 8еОг 8еОз Н28е+4О3 К8е^О4
селен
Те теллур 52 5825р4 127,60 0,11 атом- ная ТеОг ТеОз Н2ТеиО3 НДеЧ
Ро 84 6826р4 [209] 0,12 металли- ческая РоО2 неус- тойчив Ро(ОН)4
полоний
Н2О - Н28 - Н28е - Н2Те
растворы в воде - кислоты
прочность химической связи уменьшается,
термическая устойчивость падает, сила кислот возрастает
О2 - 8 - 8е - Те
окислительная активность
простых веществ снижается.
КИСЛОРОД И СЕРА
м
1'0
химический знак Размещение ё по энергетическим уровням электронная формула Размещение ё по орбиталям (последний слой) степень окисления валент- ность
8° X X
о 1822822р4 □ТС Г
+8 1 1 2ё 6ё 2Р > 28 [нр Н | И -2. +2 (с фтором) II
А 13 Зй
ЗР Г*"!А 1 1 1
1б5 \ \ \ + 16] ] 2е 8ё 6ё 35 |НЙ Н| / 1 |Н| 36 +2, -2 II
8 кЕ , .ЗР К1 1 1 1 1
возбужденное 33 Г» Н Н1 И 36 +4 IV
состояние ; кЕ зр ВТ» 1 1 1 1
33 ПНН1 ш +6 VI
СЕРА. АЛЛОТРОПИЯ
Твердое кристаллическое вещество, цвет - желтый,
Н (нерастворима), водой не смачивается, плавает на
поверхности (флотация).
Ткип. = 444,6°С
В природе: самородная сера; сульфиды: Ре82 - пирит,
7п8 - цинковая обманка, РЬ8 - свинцовый блеск;
Са8О4- 2НзО - гипс; Ыа:8О4 10Н2О - глауберова соль
0,05% массы земной коры
Аллотропия
моноклинная ( ₽-8 ) - темно-желтые игольчатые кристаллы, Т™ = 119°С, 1,96 г/см3,
устойчива при Т > 96°С, при обычных условиях превращается в ромбическую.
ромбическая 88 (ОС-8 ) $$ ^8 пя ~ г/см3
2 § (наиболее устойчивая
'8—8х модификация)
пластическая (аморфная) 8оо - коричневая резиноподобная масса, неустойчива, при
8Х у3 /8^ / затвердевании превращается в
/ ^3^ Ч8 х8 Х8 8 ромбическую.
СЕРА. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Реакционная способность серы возрастает при нагревании.
8оо -> -> $2 (> 900°С) -> 28 (> 1500°С)
окислитель -2
I. С металлами:
1)без нагревания (№, К)
25а" + §<’ = На/,8-2
2) при нагревании - все (кроме Аи, Рг)
= Хп+28'2
П. С неметаллами:
1) с водородом
Н,с + 8° = Н,"8'2
2) с фосфором
^Г+3‘8° = Р/83'2
3) с углеродом
С° + 28° = С+48/
восстановитель +2, +4, 4-6
I. С кислородом
8+4о;2
28°+30/=28*0/
II. С галогенами (кроме йода)
।——*
8° + С12° = 8+2С12‘1
СЕРОВОДОРОД
сл
резкий запах (пахнут тухлые яйца),
Р хорошая (в IV НЮ - 2.5У Н28 при Т=20°С, р=1атм)
Сильный яд!
Водный раствор - слабая, двухосновнаякислота (сероводородная).
средние, сульфиды 8* кислые, гидросульфиды (только
в растворах) Но
Качественная реакция
РЬ2+ + 82’ = РВ8-1/ черного цвета ____
химические свойства
1. Разложение при нагревании 2. Горение недостаток О, избыток О2 3. С галогенами 4. СНЫО3 5. Со слабыми окислителями Н^К + З" 2Н,8'2 + О2 = 28° + 211,0 2Н> + 30, = 28МО2 + 2Н,О Н,8'2+12 = 2Ш + 8“ Н> + 2ЮЮ, = 8° + 2КГО, +2Н,О Н~8~2 + 2ГеС1, = 2ГеС12 + 2НС1 + 8°
' сильный восстановитель
СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ +4
к>
О'
8О2
оксид серы (IV),
сернистый газ,
сернистый ангидрид
сернистая кислота
X с резким характерным запахом (запах воспламеняющейся спички),
Р хорошая (в IV Н2О - 40 V 8О2 при Т=20°С, р=1атм),
Т = - 10°С - бесцветная жидкость. В природе не существует.
Обесцвечивает многие красители,
убивает микроорганизмы (окуривание овощехранилищ).
Кислотный оксид
Вещество непрочное, существует только в водном растворе.
Н8О;«Ю+8Оз
8О2 + Н2О^Н28О3^Н+ + Н8О, > 211' + 80,2‘
Обладает всеми свойствами кислот
Д? х* - " ’ - ' -л—- . _ .
МЭгЗОз
сульфит натрия
соли
Са(Н80з)2
гидросульфит кальция
средние - сульфиты (80?) кислые - гидросульфиты (Н8О3)
Легко окисляются на воздухе
28О32‘ + О2 = 280/’
СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ +6
80,
летучая жидкость, Ц, Тпл= 16,8°С
(ниже-твердая кристаллическая масса)
Ткип= 66°С, на воздухе «дымит»,
сильно поглощает влагу (хранят в запаянных колбах).
8О3 + Н2О = Н28О4
оксид серы (VI)
серный ангидрид
Является промежуточным продуктом в
производстве серной кислоты.
8О3 поглощается Н28О4 (конц) —> ОЛЕУМ
Кислотный оксид
СЕРНАЯ КИСЛОТА
1Ш
К)
О0
жидкость, ц маслянистая
(«купоросное масло»),
тяжелая (Р—1,84 г/см3),нелетучая,
крайне гигроскопична.
малыми порциями
Помните: Кислоту вливать в воду!
СЕРНАЯ КИСЛОТА
Н28О4 - Н' + Н8О4 Н28О4 + Н2О -Н3О+ + Н8О4
Н8О„’ + 8О42' Н8О; + Н2О -Н3О+ + 8О„2'
Разбавленная - как обычная кислота (сильный электролит).
Концентрированная
1. Образование гидратов
2. Обугливание органических веществ
(сахар, бумага, дерево, волокна)
3. С металлами
а) после Н - 8О2Т
б) с активными металлами -
8, Н28Т, 8О2Т.
На холоду: пассивируются Ге, А1, Сг, Аи, РЬ
при нагреве - только Аи, РЬ
4 ,С неметаллами - продукты различны
Н28О4(к) + п Н2О = Н28О4-пН2О + О
! С^О„ + Н28О4(к) = 12С + гидраты Ц,8О4
I Си + 2 И28О4(к) = Си8О„ + 2Н2О + 8О2Т
| Мр + 2Н28О4(к) = Мв8О4 + 2Н2О + 8О2Т
С + 2 Н28О4(к) СО2 + 28О2 + 2 П2О
I
СОЛИ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ
средние - сульфаты (8О4 ) кислые - гидросульфаты -
- бисульфаты (Н8О4)
Практическое применение:
№1,80,, - сульфат натрия - производство соды, стекла
Ма,8О/101ТО - глауберова соль - в медицине
(КН4)28О4 - сульфат аммония Т
V- сА X У удобрения
К28О4 - сульфат калия )
Са8О4-2Н2О - гипс - в медицине, в строительстве
М<*8О4*7Н,О - горькая соль - в медицине
Си8О4-5Н2О - медный купорос - ядохимикат в с/х
Ре8О4-7Н2О - железный купорос - ядохимикат, в производстве красок
7п8О4-7Н2О - цинковый купорос - микроудобрение, в медицине, в производстве красок
Качественная реакция
Ва2+ + 8О42' = Ва8ОД белый осаД°к’
нерастворимый в кислотах
Изменение концентрации реагирующих
веществ во времени (\Л=соп21)
Ц - начальное время
1г - время окончания эксперимента
ТЕРМИН "СКОРОСТЬ" В ФИЗИКЕ и в химии |
"скорость” в физике в химии
определение Отношение пути ко времени, в течение которого этот путь пройден, (движение равномерное, прямолинейное) Скорость химической реакции - изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени.
обозначение $ $
формула сл а С1-С2 Ас
единицы измерения м/с моль Л'С
примеры Машина прошла 10 м за 2 с. Какова скорость ее движения? а Ю '&=-^- = 5 5 м/с Начальная концентрация $О2 в реакции окисления - 2 моль/л, через 50 с - - 0,5 моль/л. Определить скорость реакции. а 2-0,5 $ = 50 -°’03 0,03М~Ь л-с
3 зак. 150
ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
Реакция происходит при столкновении молекул реагирующих
веществ, ее скорость определяется количеством столкновений
и их силой (энергией).
Природа реагирующих веществ.
2№ + 2ЬЬО = 2ЫаОН + Н2? (всегда)
7п + Н2О = 2пО + Н2?________(только при нагревании)
Концентрация.
Чем выше концентрация,
тем чаще происходят столкновения -
скорость реакции больше.
А + В — С Ф — к [А] [В], где к - константа скорости.
Температура.
При повышении температуры на каждые
10 градусов скорость реакции возрастает в 2-4 раза
(правило Вант-Гоффа).
”01, - скорость реакции при температуре
= 10 - скорость реакции при температуре Ь,
у - температурный коэффициент
ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
(продолжение)
Поверхность соприкосновения
реагирующих веществ
Для гетерогенных систем * скорость прямо
пропорциональна поверхности соприкосновения
реагирующих веществ.
Твердое вещество необходимо измельчить, если
возможно, растворить в воде (измельчить до молекул).
* гетерогенные системы - вещества находятся в разных агрегатных состояниях
Катализатор
Вещества, которые участвуют в химической реакции и
увеличивают ее скорость, оставаясь к концу
реакции неизмененными, называют катализаторами.
Вещества, которые замедляют скорость химической
реакции, называют ингибиторами.
ЭНЕРГИЯ АКТИВАЦИИ- КАТАЛИЗ
Энергию, необходимую для превращения
веществ в состояние активированного
комплекса, называют энергией активации (Еа).
А; + В2 = 2АВ
А - А
А
В
реагенты
активированным
5
с
А А
В
В....в
исходные активированный
комплекс
продукт
реакции
Реакция протекает медленно,
- Еа - большая.
Каталитическая реакция
=> АК __> А +К = АК
гг . АП . тг В + АК = АВ + К
активированный /А -Г Ю — /VI)
Вещество К приняло участие в процессе, но в результате
осталось химически неизменным (катализатор).
Реакция протекает
быстро, Еа - мала.
ОБРАТИМЫЕ РЕАКЦИИ. ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ,
Реакции, протекающие одновременно в двух противоположных
направлениях, называются обратимыми.
2Н1 *Н2 + [2
и)
О\
Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна
скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.
Химическое равновесие - подвижное (динамическое).
СПОСОБЫ СМЕЩЕНИЯ ХИМИЧЕСКОГО РАВНОВЕСИЯ |
Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в равновесии, производится внешнее
воздействие (изменяются концентрация, температура, давление), то оно благоприятствует
протеканию той из двух противоположных реакций, которая ослабляет это воздействие.
А + В-С
1. Концентрация Увеличение концентраций исходных веществ -
[А] или [В] или [А] и [В] /&пр><&о5р
Увеличение концентрации продукта реакции [С] - Уобр > Упр
2. Температура а)А + ВхС + <2 б)А + ВхС-р
а) если реакция экзотермическая (+<2), то увеличение Т°
приводит к тому, что ФО0Р > Фпр.
б) если реакция эндотермическая (~Р), то увеличение Т°
приводит к тому, что Фпр>Фо5р.
3. Давление Увеличение давления приводит к смещению равновесия в сто-
ила газов) рону реакции, ведущей к образованию меньшего числа молекул
А + ВхС увеличение р - <б'Пр>/^обр
2---►! --------
Катализатор не влияет на положение равновесия, а только
ускоряет его достижение.
ПАМЯТКА К ИЗУЧЕНИЮ
ХИМИЧЕСКОГО ПРОИЗВОДСТВА
1. Сырье и химические реакции для получения данного продукта.
2. Условия протекания реакций с тах скоростью.
3. Как создать эти условия (смещение химического равновесия).
4. Принципы химического производства (теплообмен
противоток и другие).
5. Технологическая схема и аппараты для тах эффективного
использования сырья и энергии.
б. Охрана окружающей среды.
ПРОИЗВОДСТВО СЕРНОЙ КИСЛОТЫ (КОНТАКТНЫЙ СПОСОБ)
«Едва найдется другое, искусственно добываемое вещество,
4Ге8г+11О2 = 2Ге2Оз + 88О2 +
процесс гетерогенный
1) измельчение колчедана
2) "метод кипящего слоя"
3) Т=800’С,отвод лишнего тепла
4) увеличение концентрации Оз в воздухе
сырье + Ог => 8Ог
столь часто применяемое в технике, как серная кислота...»
(Д.И.Менделеев)
I стадия печь для обжига в ' кипящем слое”
Ее&—— Х2
пирит
Н28-------
сульфиды цветных
металлов: Си,8,
|^Г -Ч.1Г1 л-. ” — —— -
промежуточные стадии (очистка, осушение, теплообмен)
1. Циклон (центробежная сила)
2. Электрофильтры (электростатическое взаимодействие)
3. Сушильная башня (принцип противотока,насадки)
4. Теплообменник ‘
II стадия контактный аппарат
2802 + 02 =^280з
Т=400-500 °С,кат У2О5
III стадия поглотительная башня
тт огч огл (В°ДУ не используют из-за
80з 4* Н28О4 (конц.) —> ЬОз образования тумана)
(принцип противотока, керамические насадки)
"В химии принципиально не может быть отходов.”
I»
__________ПОДГРУППА АЗОТА |
Ч Р, Аб, 8Ь, В1
Увеличиваются размеры атомов, ослабляется притяжение валентных ё к ядру, ослабление
неметаллических свойств, возрастание металлических свойств, Э.О. уменьшается.
химический элемент порядковый номер валентные электроны относительная атомная масса радиус атома, нм формула оксида формула гидроксида
+3 +5
ы азот 7 2822р3 14,007 0,052 чо, 40, НЖ), ЮТО, ЯМ-1Т11ДЯ га*сЛ«а
ж фосфор 15 3823р3 30,974 0,092 Р2О3 РА Н,РЧ). НР*О, МецфосфирНии ык'Ыа Н.Р'А
Аз МЫШЬЯК 33 4824р3 74,922 0,100 А$2О3 А§205 Н3АзО, ЬНСЮТЗ. (т||ктгер) Н,АкЪ, В1НЛИ1ЯЖ.ЧИ КИСЛОТЫ
8Ь сурьма 51 5825р3 121,75 0,119 8Ь2О3 8Ь2О5 8Ь(ОН), (амфсцдо) 8Ь,О,-пН.О
В! висмут 83 6826р3 208,98 0,130 В12О3 - В|(ОНД
ЫН3, РН3, АзН3, 8ЪН3, В1Н3
В водных растворах не образуют кислот, все сильные восстановители, токсичны, полярность и прочность
связи уменьшается, устойчивость падает, электронодонорные свойства молекул ослабевают.
АЗОТ И ФОСФОР
АЗОТ
(открыт Д. Резерфордом в 1772 г., назван А. Лавуазье в 1787г.)
«азоэ» (греч.) - безжизненный
т, X НХ м
(в 100У Н2О растворяется 1,54У Н при Т=20°С р=1атм)
1ки=-19б°с т^гют
Получение 1) в промышленности - из жидкого воздуха
(Т„,„(О2>-183оС,Тк„гг(М2)=-196°С
2) в лаборатории - разложением нитритов
КН4М)2=Ы2-Г + 2Н2О
Нахождение в природе
Применение
Создание инертной среды
Производство аммиака
в воздухе - 78,09% (по объему)
в земной коре - 0,01% (по массе)
входит в состав важнейших органических
соединений (белков), содержится во всех
живых организмах.
АЗОТ- ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Молекула азота (:К = №) очень устойчива (три ковалентные связи) -
- низкая реакционная способность.
восстановитель ]\2° -> 2ЬГ2 окислитель К2° —> 2К3
Высокая температура (электрическая дуга, 3000°С) К2° + О2~2ГЙ)? -р бесцветный (в природе - во время грозы) 1. С водородом Т=500°С, ка1, р н° + ЗН2^21413 2. С активными металлами а) при комнатной температуре только с литием би+н0=2Ы3к3 нитрид лития б) при нагревании ЗСа + М° = Са,Н/3 нитрид кальция
АММИАК
запах (резкий,
I удушливый),
Р (в IV Н2О р-ся 700У ИН3
при Г=20"С р=1 атм)
ТКИП=-33,4°С
ТЛЛ=-77,8"С
Мг = 17
(легче воздуха)
Н-^7^Н
н
н н
Н-Й:...Н-И:...Н-д:
н н н
Получение ЯДОВИТ
1) в промышленности
ЭД + Н* 2Ь1Н3 + О принцип циркуляции
давление температура
катализатор
Р = 30 - ЮОМПа, Т = 450° - 500°С, к<й = Ре + А12О3; 8Ю2;К
водородная связь
Применение
~> НЬЮ3 —> соли аммония
' 2) в лаборатории
нагревание солей аммония со щелочами
2КН4С1 + Са(ОН), =Ь СаС12 + 2№1,Т + 2Ц.О
(азотные удобрения).
раствор аммиака в воде - «аммиачная вода»
или «нашатырный спирт» - в быту, в медицине в с/х.
легко сжижается, затем испаряется с
поглощением теплоты => в холодильниках.
Способы собирания
путем вытеснения воздуха
над водой
АММИАК. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Образование ковалентной связи по донорно- -акцепторному механизму (как основание) восстановится ь Окисляется до № или ГТ2
н + Ы + Н+—► ы [МН4]+ н' н н нх н 4н ион аммония 1. С кислотами => соли ЪШ3 + НС1 = ИН4С1 хлорид аммония «дым без огня» 2. С водой => основание нн3+Н2О ^кн++ОН среда щелочная, ф-ф малиновый КН4ОН - гидроксид аммония, аммиачная вода, нашатырный спирт 1. Разложение при нагревании 2№13 + ЗН2 2. Горение в кислороде а) без катализатора 4ИН3 +ЗО2 = 2Н° + 6Н2О б) каталитическое окисление (ка1-Р1) 4КН, + 5О2 = 4ЫО +6Н2О 3. С оксидами металлов (для некоторых) ЗСиО + 2ЙН3 = ЗСи + Ы’ + ЗН2О
СОЛИ АММОНИЯ
Соли аммония - это сложные вещества, в состав
которых входят ионы аммония ИНД
соединенные с кислотным остатком.
Получение 1) аммиак + кислота => соли аммония
Ж + НЯО3 =^Н4ЪЮ
2) гидроксид аммония + кислота => соли аммония + вода
2ЫН4ОН + Ы28О4 = (МН4)28О4 + 2Н2О
__________________ сульфат аммония
СЧ
химические свойства примеры
1. Сильные электролиты (диссоциируют в водных растворах). 2. Разложение при нагревании: а) если кислота летучая б) если кислота нелетучая в) если анион проявляет окислительные свойства З. С кислотами (как все соли) => Т, 4. С солями (как все соли) => 4- 5. Соли аммония подвергаются гидролизу. Качественная реакция на ХН4 - реакция обмена со щелочами. №1,С1 =г №1/+ СГ ЫН.С1 ТкнзТ | НС1Т охлаждение (ИН4)28О4 = М1.Т + ЫН4Н8О4 ЫН4НО3 = КО+2Н2О (Ж)2СО5 + 2НС1 = 2№14С1 + Н2О + СО2Т (ТЧН4)28О4 + ВаС12 = Ва8О44 + 2КН4С1 ЫН4С1 + ШОН = ШС1 + М13Т-1 Н2О
ОКСИДЫ АЗОТА
®№0
оксид азота (I)
закись азота
гемиоксид азота
веселящий газ
1ввиииива«1иииииив
ЛО
оксид азота (II)
окись азота
Т/ц. запах сладковатый, Р,
Т = -88,5°С Т,|= = -91°С
Анестезирующее средство
Получение ИН4ПО3 — *Ы2О + 2Н2О
Несолеобразующий
Т,Хм,Т„. = Л51,6°СТ„ = -163,6°С
Получение
1)Ц2 + 02 = 2ЫО (в природе)
2) в промышленности
4]\Н3 + 5О2 = 4X0 + 6 Н2О
Несолеобразующий
Химические свойства
1) разложение при нагревании
Т>700°С
2НчО = 2Ч'’+ О2
2) с водородом
П2+1О + Н2 = К2° + Н2О
Химические свойства
1) легко окисляется
2ИЬ + О2 = 2ЙЪ2
2) окислитель
2кЬ +28О2 = 28О3+Нс
®1Ш
оксид азота (III)
азотистый ангидрид
Ы2О3 соответствует НХО2
(азотистая кислота)существует
только в разб. водных растворах.
Химические свойства
все свойства
кислотных оксидов.
Получение КО, + КО я=Ы,()3
Кислотный оксид
ос
-и
чо
ОКСИДЫ АЗОТА
®МОг
оксид азота (IV)
двуокись азота
диоксид азота
бурый газ
Т, ц бурый, запах резкий,
удушливый,
Р, = 21°С Тга =-11,2°С
Получение 1) 2ЫО + О2 = 2140,1
2) Си + 4НЯО3(к) = Си(ЫО3)2 +
токсичен +2140,? +2Н,О
Химические свойства
1) с водой
2Ь’О? + Н2О = 1ШО, + НЫО2
2) со щелочами
2ИО2 + ЖаОН = ШЬЮ, + КаНО, + Н2О
3) димеризация
2ЬЮ2^ ЬГ2О4
бурый жидкость Ц
®1Ш
оксид азота (V)
азотный ангидрид
Твердое летучее вещество,
неустойчив
Получение
1) 2140, + О3 =Ы2О5 + О2
2) 2Н14О, + Р2О5 = 2НРО3 + 14,0,
Кислотный оксид
Химические свойства
1) легко разлагается
2И2О5 = 4ЫО2? ч-О2?
при 1° со взрывом
2) сильный окислитель
АЗОТНАЯ КИСЛОТА
нмо=
дымящаяся жидкость, 1,52г/см3,
X, едкий запах, Ткип = 82,6°С,
Т = -42°С - прозрачные кристаллы,
очень гигроскопична.
/° -°-
или н-о-мч<_
О" + 6~
НЙО3 но НЫО3
Получение: в лаборатории
№1\Ю3(тв) + Н28О4(конц) =*Ь1аН8О4 + НЬЮ3?
нитрат натрия
в промышленности
1. 4МН3 + 5О25=с4ЫО + 6Н2О + (2
2. 2НО + О2 — 2^ О2(ори охлаждении)
3. 4ИО2 + О2 + 2Н2О^41ЖО3 + р
Сильный окислитель.
Разрушает животные и растительные ткани.
Осторожно!
ОСОБЫЕ СВОЙСТВА АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ |
Сильный окислитель
1. Разлагается при нагревании на свету
4НМО, й2Н2О + 4ЫО2Т + ОД
2. Взаимодействие с белками => ярко-желтое окрашивание (при попадании на кожу рук)
3. Взаимодействие с металлами:
никогда не выделяется водород!
металл + НМОз(к) = соль + вода + газ
Ре, А1, Сг, Аи, 14 с тяжелыми со щелочными и с тяжелыми со щелочными и
пассивирует металлами щелочноземель- металлами щелочноземельными,
(без нагревания) 4 ными также с 8п и Ре
ИО2 Н2О КО ЫН3(ЫНШО3)
IV НЫО3 + ЗУНС1 - «царская водка» Аи + НМО3 + ЗНС1 = АиС13 + КОТ + 2НО
4. С неметаллами: 11КГО3 > КО? или НО; неметаллы окисляются до соответствующих кислот.
Р + 5НЫО3(к) = Н3РО4 + 5КО2 + Н2О ; 8 + 6НКО3(к) = Н28О4 + 61ЧО2 + 2Н2О
При работе соблюдать особую осторожность!
СОЛИ АЗОТНОЙ КИСЛОТЫ - НИТРАТЫ.
АЗОТНЫЕ УДОБРЕНИЯ
МеТЮз
Твердые кристаллические вещества, все хорошо -
растворимы в воде.
Ме КО3^Ме"+ М)3-
Нитраты натрия, калия, аммония, кальция - селитры.
Получение
при взаимодействии:
1) металлов, основных оксидов, оснований, аммиака и некоторых солей с азотной кислотой.
2) оксида азота (IV) со щелочами.
Особые химические свойства: при нагревании разлагаются с выделением кислорода (О2).
Эл.-ХИМ. ряд , ДОМ« |________ОТМЕРЬ | после Си |
напряжений Ме1. МеНО,МеНО,1 (>Л МеМО,Ь> МеО + МО,Т + О,Т Ме\О,=>Ме + МОЛ +О.Т
Качественная реакция на ЪЮ3
2№ЫО3 + 2Н28О4(к) + Си = 2Ю2Т + Си8О4 + Иа28О4 + 2Н2О
бурый голубой
Азотные удобрения
I - минеральные удобрения (селитры, соли аммония, жидкий аммиак, мочевина и др.)
II - органические удобрения (навоз, компост, птичий помет и др.) содержат другие питательные компоненты
III - зеленые удобрения (люпин, бобовые и др.)
ФОСФОР
Несколько аллотропных модификаций
^белый - Р4, запах чесночный, Н в воде, Р в органических растворителях, летуч,
Тга - 44°С, молекулярная кристаллическая решетка, активен, на воздухе
окисляется, в темноте светится, ядовит!
красный Ц красно-бурый, не ядовит, Н в воде и органических растворителях,
атомная кристаллическая решетка, устойчив.
черный похож на графит, жирный на ощупь, Н в воде и органических раство-
рителях, атомная кристаллическая решетка, полупроводник, Ткип = 453°С
(возгонка), Тга = 1000°С (при р=1,8*109Па), устойчив.
фосфор (греч.) - «светоносный».
Получение 5С + 38Ю2 + Са3(РО4)2 ~ 5СО + ЗСа8Ю3 + 2Р (сплавление в электрической печи)
восстановитель окислитель
1) с кислородом 4Р°+ 5О7 = 2Р/)5 белый Т = 40°С красный Т = 260°С черный Т = 400°С 4Рс + ЗО2 - 2Р*Ъз (недостаток О2) 2) с галогенами 2Р°+ ЗС12 = 2РС13 легко разлагается водой РС13 + ЗН2О = Н3РО3 + ЗНС! фосфористая кислота 3) с азотной кислотой ЗР"+ 51ШО3 + 2Н2О = ЗН,рЬ4 + 5X0 1) с металлами грЧзме-МёзР;’ фосфид магния легко разлагается водой Мё,Р2 + 6Н2О - ЗМ«(ОН)2 + 2Р11,Т фосфин
I СОЕДИНЕНИЯ ФОСФОРА -3, +3, +5
3
фосфин 3
СЭзРг
фосфид кальция
Т ,неприятный запах, Ц М в воде,
нестоек, ядовит
ТКИП = -87,4ОС;Т1В1 = -133,8ОС
Получение
Са3Р2 + 6Н2О = ЗСа(ОН)2 + 2РН3Т
Мимическое сВойстВо
I) разлагается при 1°
2Р'К -гр'Чзн
2) слабое основание
РН3 + Н1 = [РН4]1
йодид фосфония
3) сильный восстановитель, на воздухе
самовоспламеняется
®рл
оксид фосфора (III)
фосфористый
ангидрид
существует в виде нескольких модификаций,
имеет молекулярную кристаллическую решетку.
Р,О, соответствует Н3РО3 фосфористая кислота
Получение
4Р + ЗО2 = 2РХ)3
(при недостатке кислорода)
Кислотный оксид
Мимические сВойстВо
1) все свойства кислотных
оксидов
2) как восстановитель
о2н-рД =₽7о5
®ра
оксид фосфора (V)
фосфорный
* ангидрид
имеет несколько модификаций
твердый, белый, очень гигроскопичен
(осушитель газов и жидкостей)
Получение
4Р + 5О2 — 2Р2О,
Кислотный оксид
Мимические сВойстВо
все свойства
кислотных оксидов.
МЕТАФОСФОРНАЯ И ОРТОФОСФОРНАЯ КИСЛОТЫ
+5
НРОз
метафосфорная
°5р-о-н
нро3*н^+ро;
нро3 + н2о « н3о4+ро;
Получение Р2О5 + Н2О = 2НРО3
соли - метафосфаты (МаРО3 - метафосфат натрия)
НзРО,
ортофосфорная
(фосфорная)
/О-н
о=р—о—н
^о-н
Характерны все свойства кислот
белое твердое вещество, хорошо растворимо в воде
Н3РО4 гЗЬГ + РО,3- Н3РО4 хН+ + Н2РО4
Н3РО4 + ЗН2О гЗН3О* + РО4- Н2РО4 гНЧ НРО42
про; ~ п++ро43-
средней силы, не является окислителем
Получение 1. Р2О5 + ЗН2О = 2Н2РО4
2. Са3(РО4)2 (тв) + ЗН28О4 (к) = 2Н2РО4 + ЗСа8ОД
ортофосфаты (РО4) дигидрофосфаты гидрофосфаты
(Н2РО4) (НРО42)
Качественная, реакция с солями серебра (в присутствии ацетата натрия).
ро; + зАё’ = аьро4Х
ярко-желтый
Применение - производство минеральных удобрений
Фосфорные удобрения
Са3(РО4)2 - молотый - "фосфоритная мука" - нерастворим в воде, вносить на кислых почвах.
Са(Н2РО4)2 + 2Са8О4 - суперфосфат простой
Са(Н2РО4)2 - суперфосфат двойной
(МН4)2НРО4 + РШ4Н2РО4 - аммофос
ИН4Н2РО4 + ЫЦМО3 - нитроаммофос
МИНЕРАЛЬНЫЕ УДОБРЕНИЯ. КЛАССИФИКАЦИЯ |
Вещества, содержащие три важнейших питательных
элемента Гч, Р, К и способные в почвенном растворе диссоциировать
на ионы, используются в качестве минеральных удобрений (туков).
минеральные удобрения
- 1 ~ । - , . —
твердые
жидкие
простые
один питательный
элемент
сложные
порошко-
образные
р-р ЫН, в воде
с о>(1ЧН3)=0,25
акшимая 1
селитра
КН4КО3
смешанные
(механ. смесь)
| минеральные удобрения |
I I1
комплексные
(содержат 2
и более
питательных
веществ)
гранулиро-
ванные
(в виде зерен
0 -2-4 мм.)
мочевина двойной суперфосфат
натриевая селитра
КаЫОэ-16%К
бедные
до 40% пит, элемента
концентрированные
>40%
карбамид (мочевина)
СО(УГГ); - 46% X
аммофоска
пн4н2ро4+
+(^Н4)2НРО4+КС1
калийная
селитра КИО
Микроуцобрения - вещества, содержащие Ре, Мп, В, Си, /п, Мо, Со и другие элементы.
Требуются в незначительных количествах.
Применять минеральные удобрения нужно ограниченно, по строгой норме.
Осторожно - яды!
ПОДГРУППА УГЛЕРОДА |
81 бе_____________________8п__________РЬ
у соединений амфотерные свойства
неметалл!' I чес кие св< порядковый номер лист ва резки валентные электроны относительная атомная масса радиус атома, нм формула оксида формула
химический элемент +2 +4 гидроксида
с 6 2822р2 12,01 0,062 со со2 Г ..СО, угольная
углерод Н,8Ю.
81 . кремнии 14 3 823р2 28,09 0,107 8Ю2 кремниевая 6е(ОИ). амфотерн
Се 32 4824р2 72,59 0,109 6еО ОеО2 НХЗсО, германиевая 8п(ОН),
германий амфотерн.
8п олово 50 5825р2 118,69 0,124 8пО 8пО2 НЗпОч оловянная
РЬ свинец 82 6826р2 207,2 0,122 мало РЬО активны РЬО2 РЬ(ОН). основной Н,РЮ. свинцовая
' прочность связи уменьшается
СН4 - 81Н4 - СеН4 - 8пН4 - РЬН4
Т^шгс ____________________
СО2 - 8Ю2-6еО2 - 8пО2-РЬО2
в воде не растворимы
усиливаются основные свойства
УГЛЕРОД И КРЕМНИЙ
УГЛЕРОД. АЛЛОТРОПНЫЕ ВИДОИЗМЕНЕНИЯ
-С^С-С=С-
= с = с = с = с =
Алмаз. Кристаллическое вещество, Р 3,5 г/см3, прозрачный,X.
(изредка окрашен), сильная лучепреломляемость, атомная
кристаллическая решетка, связь ковалентная неполярная,
очень твердый, электрический ток не проводит, плохо проводит тепло.
Используют для обработки особо твердых материалов (буры, стекло-
резы), после огранки - ювелирные изделия (бриллианты).
Графит (от лат. - «пишущий»). Слоистое кристаллическое вещество,
р = 2,5 г/см3, непрозрачен, темно-серого цвета, обладает металлическим
блеском, мягкий, в кристаллической решетке атомы С расположены
слоями, между слоями - межмолекулярные силы, проводит
электрический ток. Используют в качестве электродов, как плавильные
тигли, в ядериых реакторах - в качестве замедлителя нейтронов, как
смазку, ^грифели карандашей.
Карбин. Черный порошок, р= 2г/см3, решетка построена из
прямолинейных цепочек Соо, полупроводник.
Наиболее стабильная модификация углерода.
адсорбция
Опфытя В конце ХУШ в. русским ученым Т.ЕЛовицем
Поглощс.ше"Х&™„ь« и™ ™ Кад' ЧД-^линским.
гг‘„ азоооразных или растворенных веществ повеохностмс
твердого вещества называв™ адсорбцией, а выде^^™
поглощенных веществ - десорбцией
колба заполнена
бурым газом
туда же помещен
к
Древесный уголь
Адсорбция обусловлена
пористостью угля
для очистки от примесей
------ «-^Р^^ДРоцесс - десорбция
Применение
в медицине
для защиты
дыхательных путей
V,
5
УГЛЕРОД. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
малоактивен, на холоде реагирует только с фтором (СР4)
Химическая активность появляется при высоких температурах.
восстановитель с° С+2 ,С+4 окислитель С° —> С'4
1. С кислородом с°+о2=соъ 2С°+ О2 — 2СО (неполное сгорание) 2. С водой С° + Н2О = СО + н2 водяной газ 1° > 1200°С 3. С оксидами металлов С°+ 22пО 22п + ёЪ2 1. С некоторыми металлами 2Ве + С° = Ве2С^ карбид бериллия 4А1 + Зб’ = А14С3'* карбид алюминия 2. С водородом С° + 2Н2^ЙТ метан
о>
со
оксид углерода (II)
окись углерода
угарный газ
Мт = 28
Г ОКСИД УГЛЕРОДА II
?? М в воде,
Р в органических растворителях т"=-205;с С
ЯДОВИТ
П — п Донорно-акцепторное
- и взаимодействие
Получение 1) в газогенераторах С + О2 = СО2? + ()
При обычных условиях СО химически инертен.
При нагревании - восстановитель
СО2 + С = 2СОТ-Р
2) в лаборатории НСООН « Н2О + СО?
муравьиная
кислота
1) с кислородом Г° = 700°С
2) с оксидами металлов
3) с хлором (на свету)
Химические свойства
+2
2СО + О2 = 2СО2 +0
СО + СпО = Сп + СО2
СО + С12 = СС)С12
Несолеобразующий оксохлорвд <*>««) ов вд!
СО;
оксид углерода (IV)
диоксид углерода
угольный ангидрид
углекислый газ
Мг = 44
ОКСИД УГЛЕРОДА IV
Р (в IV Н2О - IV СО2 при Iе 15°С р = 1атм),
СО2(тв.) - хладагент («сухой лед»)
Получение 1) обжиг известняка СаСО3 - СаО + СО2
2) в-лаборатории - действием сильных кислот на карбонаты
СаСО3 + 2НС1 = СаС12 + СО2 + Н2О
Кислотный оксид
Способы собирания
При повышенной 1° - окислительные свойства
С*О2 (тв.) + 2М§ = 2М§0 + С°
путем вытеснения воздуха
«сухой лед»
Качественная реакция - помутнение известковой воды СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3? + Н2О
г известковая вода белый
Применение
Н2$О„ №НСО3
УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА. ЕЕ СОЛИ
НгСОз
н—о
/С = О
Н —О
слабая, существует только в водном растворе
со2+н2о*н2со3
Н2СО3*2Н*+СО3
Н2СО3 + 2Н,О 4-211,0' + СО,
н2со,^н‘+нсо;
ЙСОз^НЧсО,2
Характерны все свойства кислот
_________— СОЛИ—___________
средние - карбонаты (СО3 ) кислые - гидрокарбонаты (НСО3)
СаСОД + Н2О + СО2 = Са(НСО3)2 Са(НСО3)2 ± СаСО31 + СОД + Н2О
Т\а2СО, карбонат натрия - кальцинированная сода - в производстве стекла, мыла, бумаги в быту
ЯаНСО., - гидрокарбонат натрня - питьевая сода - в медицине, в кулинарии, в быту, в производстве
газированных напитков, в огнетушителях.
К2СО3 - карбонат калия - поташ (содержится в золе) - в производстве мыла, тугоплавкого стекла, в фотографии.
СаСО, - карбонат кальция - мел, мрамор, известняк - в строительстве, в быту.
Качественная реакция - действие сильной кислоты («вскипание»)
СО, +2Н*=Н2О+ СО2Т
КРЕМНИИ
«силиций» (лат.) - «кремень»
В земной коре - 27,6% (по массе)
Два аллотропных видоизменения
Кристаллический - алмазоподобная структура, металлический блеск,
большая твердость, хрупок, Г- 2,3 г/см3, Т„л = 1420°С, полупроводник, инертен.
Аморфный - бурый порошок, Г = 2 г/см3, алмазоподобная структура,
сильно гигроскопичен, более реакционноспособен.
Получение
1.2С + 81Ц =Ы° + 2СО
2. 2М§ + 81О2 =2МёО + 81’
Оболочка земной коры - 97%
соединения кремния
810, - кремнезем (основная часть песка)
А1,О,- 2810,* 2Н,О - каолинит
Типичный неметалл, инертен
как восстановитель:
1) с-кислородом + О2 = 8Ю2
(основная часть глины)
К,О* А1,Ог 68Ю, - ортоклаз
(полевой пшат)
оксид кремния (IV) +)
2) с фтором (без нагревания) 81' + 2Р2 = 81Г4Т
г +4 фторид кремния
3) с углеродом 81 +С-81С
карборунд (твердый => точильные, шлифованные камни)
4) с водородом не взаимодействует 81° + Н,Х
М&85 + 211,8(). = 81Н4 + 2Ме8О4
силан, яд!
5) кислоты не действуют
6) со щелочами 81 + 2Ха()Н + Н2О= Ха281О, + 2Н,Т
как окислитель:
1) с металлами 81 ” + 2М^ = М&81
силинид магния
ОКСИД КРЕМНИЯ IV
(510г).
В природе 2 вида кремнезема:
кристаллический и аморфный.
Твердое кристаллическое вещество,
атомная кристаллическая решетка,
тверд., Тпл = 1728°С, Ткип = 2590°С, инертен.
~ О - 81 - О - 81 -
। ।
кварц
кристобалит
коусит
горный хрусталь
агат
яшма
опал
кварцевый песок
Кислотный оксид
1) со щелочами при 1°
8Ю2 + 2ШОН Ка28Ю3 + Н2О
силикат
натрия
2) с солями
8Ю2 + СаСО, Са81О3 + СО2Т
силикат
кальция
3) с основными оксидами
8Ю2 + СаО - Са8Ю3
4) не реагирует с водой
8Ю2 + Н2ОХ
5) особое свойство
4НР + 81О2 - 85р4Т + 2Н2О (травление стекла)
плавиковая '
кислота
КРЕМНИЕВАЯ КИСЛОТА. СИЛИКАТЫ1
о-н о-н
-0-81-0-8! ”О-
0-Н 6-Н
пЗЮг-шНгО
п = 1, т = 1 8Ю2- ДО или Н28Ю3 - метакремниевая (кремниевая) кислота
п = 1, т = 2 8Ю2 • 2Н2О или Н„8Ю4 - ортокремниевая кислота
п = 2, ш = 1 28Ю2 • Н2О или Н2812О5 - двуметакремниевая (поликремниевая) кислота
НА
слабая, непрочная, в воде малорастворима
(образует коллоидный раствор), нет кислого вкуса
При нагревании разлагается Н281О3 - Н2О + 8Ю2
Получение Ка,81О3 + 2НС1 = 2ЫаС1 +
студенистый осадок
Соли - силикаты МеО» п8Ю2
Ка28Ю, - Ка,0 -85О2 - силикат натрия - жидкое стекло - силикатный клей
выветривание
горных пород
(разрушение
минералов)
К2О -А12О3 • 68Ю2 +СО2 + 2Н2О =
ортоклаз
= А12О3 • 28Ю2 • 2Н2О + 48Ю2 + К2СО3
каолинит (глина) кремнезем (песок)
МЕТАЛЛЫ. МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Виды кристаллических решеток:
а - атомная;
б - ионная;
в - металлическая
Кристаллические решетки, в узлах которых находятся положительно
заряженные ионы и некоторое число нейтральных атомов, между
которыми передвигаются относительно свободные электроны,
называют металлическими. Связь - металлическая.
ОБЩИЕ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Физические свойства объясняются особым строением
кристаллической решетки (свободные электроны - «электронный газ»)
Пластичность - способность изменять свою форму при ударе,
прокатываться в тонкие листы, вытягиваться в проволоку.
Аи, Ар, Си, 8п, РЬ, /п, Ре золото - 0,003 мм
уменьшается
Электропроводность - при нагревании уменьшается
(колебание ионов => затрудняется движение е)
о Ае, Си, Аи, А1, Ре
уменьшается
Теплопроводность - закономерность та же. За счет движения
свободных ё —> быстрое выравнивание температуры в массе металла
Металлический блеск - хорошо отражают световые лучи.
Плотность -р< 5 г/см3 - легкие. Самый легкий - литий (Ы)р- 0,53 г/см3.
Самый тяжелый - осмий (Оз)р— 22,6 г/см3
Т плавления - цезий (Сз) Т11Л - 28,6°С, галлий (Ста) Тпл = 30°С
плавятся на ладони руки, Вольфрам (XV) Тпл = 3410°С
Твердость - самый твердый - хром (Сг) - режет стекло.
Самые мягкие - калий (К), рубидий (ВЬ), цезий (Сз) - легко режутся ножом.
ОБЩИЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Сильные восстановители
с простыми
веществами
Ме° - пе => Ме+п
1. С кислородом
4К° + О^=2К2О безнагревания
ЗРе" + 2О2 - Ре3О4 (ВеОРе203) сгорает
2Сп° + О2 — 2СиО окисляется
2. С галогенами 2На° + С12 - 2ЫаС1
хлорид натрия
3. С серой 2А1° + 3 8 - А1283
сульфид алюминия
4. С азотом ЗМ§’ + Н, - М&Н,
нитрид магния
5. С фосфором ЗСа° + 2Р = Са3Р2
фосфид кальция
6. С водородом - только металлы I и II
групп периодической системы.
2Ыа° + Н2 = 2ЫаН
гидрид натрия
ОБЩИЕ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
Сильные восстановители
Ме° + пН’ => Ме" + Н° Т
СО сложными ,
веществами \
Ме" + НОН => Ме(ОН)„ + Й Т
Ме° + НОН => МеО+ Н° Т
Ме“+Ме2К =МеД +Ме“
Ме! активнее Ме2
1. С кислотами
Ме + кислота (неокислитель) == соль + водород?
(не брать НЫС1, Н2$О4(к), металлы после Н в эл.-хим.
ряду напряжений металлов)
2п + 2НС1 = 2пС12 + Н2?
2п" + 2Н'=21г‘ +Н/
2. С водой
а) активные металлы
2Ыа + 2Н2О = 2ЫаОН + Н2Т
2№° + 2Н2О = 2№’ + 2ОН‘ + Н°
б) средней активности при нагревании
2п + Н2О — 2пО + Н2?
в) неактивные (Си, Аи...) - не реагируют
3. С солями (свободный Ме активнее чем в соли - по
эл.-хим. ряду напряжений металлов)
Ре + Си$О4 = Ре$О4 + Си?
Рес + Си2+ Ре2+ + Си0
КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Разрушение металлов и сплавов под воздействием
окружающей среды называется коррозией.
от лат. соггодеге - "разъедать"
В
а - сплошная, б - язвенная, в - точечная, г - межкристалличекая (б, в, г - местная)
Ее‘’-2е->Ге +
2Н++2е->Н"
Ге”+2Н+->Ее2++Нз
Схема действия
гальванической пары
Химическая - взаимодействие металла с сухими газами,
жидкостями-неэлектролитами (обычно 1°, Р)
корродируют турбины, арматура печей, детали двигателей внутреннего сгорания.
Электрохимическая - все случаи коррозии в присутствии Н2О или электролита.
Сущность коррозии
Наряду с химическими процессами (отдача ё) протекают и
электрические (перенос е).
Из двух металлов корродирует более активный.
Скорость коррозии тем больше, чем дальше металлы друг
от друга в эл.-хим. ряду напряжений.
Влияние среды: СГ - усиливает ОН - ослабляет
ЗАЩИТА ОТ КОРРОЗИИ___________________
прямые - около 10% ежегодной выплавки металлов
Потери от коррозии <?
х косвенные
I Защитные поверхности
а) неметаллические: лаки, краски, эмали и др.
б) металлические: гальваностегия (покрытие цинком,
никелем, хромом и др. металлами)
II Создание сплавов с антикоррозионными свойствами
(до 12% хрома Сг, никель №, кобальт Со, медь Си)
III Изменение состава среды - вводят ингибиторы
(органические вещества, замедляющие коррозию)
а - металлических конструкций
IV Электрохимические методы
1. Протекторатная защита - прикрепляют
более активный металл (протектор), который
корродирует (для защиты подземных и подводных
конструкций).
2. Электрозащита: конструкция - катод, металл - анод.
б - корпуса судна
ОСНОВНЫЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ МЕТАЛЛОВ
Металлургия - наука о промышленных способах получения
металлов из природного сырьк
I Пирометаллургия - получение металлов из руд по реакциям восстановления
при высоких температурах.
Из оксидов - восстановители С, СО
ХпО + С = Хп° + СО? * металлы средней активности
Ге2О3 + ЗСО = 2Ге° + ЗСО2 ? и неактивные
восстановитель II,
XV О3 + ЗН2 — \У° + ЗН2О редкоземельные
алюмотермия
ЗМпЪ2 + 4А1 - ЗМп° + 2А12О3 для Мн, Ст, Т1, Мо, XV
Из сульфидов - сульфиды => оксиды => металлы
22и8 + ЗО2 = 22пО + 280,
7лО + С = Хп+СО?
П Гидрометаллургия - получение металлов из растворов их солей
руда => раствор соли => металл
СиО + Н28О4(р) = Си8О4 + Н2О Си8О4 + Ре = Си? + Ре8О4
(для Си, Аи, А", /и, Мо, С и др.)
III Электрометаллургия - получение металлов с помощью электрического
тока (электролиз) - для активных металлов.
ЭЛЕКТРОЛИЗ
Окислительно-восстановительный процесс, который возникает на электродах при
прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита.
На катоде (-) - восстановление На аноде (+) - окисление
Электролиз
расплава хлорида натрия раствора
МаС1-Ыа* + С1' №С1^На+ + С1
(Н2О-Н+ + ОН)
к- а+ к- а+
Ма+ сг Иа*, Н+ ст, он
Ча+ + 1ё = Ма° 2СГ -2ё = С12° 2Н2О + 2ё = Н2°+2ОН (21Т + 2ё=Н2°) 2С1'-2ё = С1°
электролиз . ж
2ЫаС1 + 2Н2О = Н” Т + С12 Т + 2ИаОН
Промышленный способ получения щелочей.
электролиз
2ЫаС1 = 2Ча° + С12°Т
расплав
Для солей неактивных металлов и бескислородных кислот (СиС12) электролиз
раствора и расплава соли одинаков.
Е'ГК+Са24Ка+Мё2+А13+2п2+СгмЕе2+№^8п2+РЪ2+Н+Сид+Нё2+Аё+РС+Аи^
увеличение окислительной активности ионов
ИО3 80/' ОН' СГ Вг Г 82'
увеличение восстановительной активности иоиов
ЭЛЕКТРОЛИЗ С РАСТВОРИМЫМ АНОДОМ.
ПРАКТИЧЕСКОЕ ПРИМЕНЕНИЕ ЭЛ ЕКТРО Л ИЗ А
К-
№+2 + 2ё->№°
восстановление
Ы1° - 2е—№+2
катод - металлическая деталь
анод - Ме, которым покрывают
Электролиз проводят в растворе
соли того металла, из которого
р-р№8О4 окисление
изготовлен анод.
Применяется для очистки некоторых металлов (рафинирование).
Применение электролиза
IВ основной химической промышленности - получение щелочей, галогенов, водорода.
| Электролиз раствора соли активного металла и бескислородной кислоты.
IIВ электрометаллургии - 1) получение активных металлов (Ма, А1 и др.).
| Электролиз расплава соли активного металла.
2) очистка от примесей (рафинирование).
| Электролиз с растворимым анодом.
III Гальваностегия - металлическое покрытие металлов
катод - деталь, растворимый анод - металл, которым покрывают
IV Гальванопластика - снятие копий
Изделие изготавливают из воска или гипса, покрывают графитом.
Модель - катод, материал - анод.
ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ
радиус атома увеличивается, увеличиваются восстановительные свойства (способность отдавать е), уменьшается
прочность хим. связи, уменьшается Т,и, Тстп, все мягкие, серебристые, окисляются иа воздухе. _____
химический элемент порядковый номер относительная атомная масса т„°с тгая°с формула оксида формула гидроксида
Ь1 литий 3 6,941 180,5 1340 Ы2О ЫОН
№ 11 22,990 97,9 886 На/) ИаОН
натрий К 19 39,098 63,7 761 К2О КОН
калий ВЬ 37 85,468 39,3 690 КЬ2О КЬОН
рубидий Ся цезий Рг франций 55 132,905 28,5 672 Ск2О СкОН
87 [223] 18-21 640-660 радиоактивный ...
Типичные металлы - сильные восстановители
Е\ ыон - КаОН - кон - кьон - СкОН Обращаться осторожно!
। едкие щелочи, твердые, очень гигроскопичны, при ‘ В
растворении выделяется большое количество теплоту
сила и растворимость возрастают
СОЕДИНЕНИЯ КАЛЬЦИЯ
СаО
оксид кальция
негашеная известь
жженая известь
кипелка
твердое, ц белый, тугоплавкое (Тпл = 2570°С),
энергично взаимодействует с водой.
Получение обжиг известняка
СаСОДсаО + СО2Т
Основной оксид
Применяется для получения гашеной извести.
- V. ЙГМИКЧМШОМЬ»».— ВИ
Са(ОН)
гидроксид кальция
гашеная известь
известковое молоко
пушонка
известковая вода
твердое, ц белый, М в воде.
Получение СаО + Н2О = Са(ОН)2
«гашение извести»
Сильное основание - щелочь
Применение
1. Гашеная известь в смеси с цементом, водой, песком - в строительстве.
2. Известковое молоко (суспензия) - для получения хлорной извести,
в производстве сахара, в с/х.
3. Известковая вода (прозрачный раствор) - реактив на СО,?, СО,
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ И СПОСОБЫ ЕЕ УСТРАНЕНИЯ
Наличие в природной воде солей
кальция и магния обуславливает ее жесткость
накинь
не дает пены
*не развариваются пищевые продукты
Карбонатная (временная) жесткость -
присутствие в воде ионов Са2+, М§2, НСО3‘
Общая жесткость
,, / Са(НСО3),‘ СаСО3Х + Н2О + СО2Т
\ Мв(НСО3)2 ± М8СОД + Н2О + со2?
добавление известкового молока или соды
Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 = 2СаСО ,1 + 2Н2О
Са(НСО3)2 + №2СО2 = СаСоД + 2№НСО3
Некарбонатная (постоянная) жесткость -
присутствие в воде ионов Са2+, М§2~, 8О42', СГ
Устранение -► добавление соды
Са8О„ + №,СО3 = СаСО3Г + На.80,
М§8О, + №2С0, = М8СО3Г + Ш28О4
Устранение путем
ионного обмена
катионный обмен:
►2КН + Са2!-К,Са + 2Н+
анионный обмен:
2Р.ОН + 8О42* = К,8О4 + 2ОН
В. - сложный органический
радикал
АЛЮМИНИЙ. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
"Этому металлу суждено великое будущее..." Н.Г.Чернышевский
Зр Серебристо-белый металл, пластичный, легкий,
35 I И* I 1 _ М-3) чР = г/см3, высокая тепло- и электропроводность, Тпл = 660°С.
' Получение Ф.Вёлер (1827 г.)
АIС1. + К = ЗКС1 + А1 (без доступа воздуха)
В промышленности электролизом из бокситов
ОО
а
Покрыт тонкой оксидной пленкой (нет реакпий с Н20Г, О2, ПКО3 без нагрева)
Химические свойства
1. С кислородом 4А1°+ ЗО2 = 2А12О3
2. С галогенами (С12, Вг2, Т2) 2А1” + ЗС12 = 2А1С13
3. С серой, азотом, углеродом при нагревании.
2 АГ + 38 = А(283 2АГ + И2 = 2А1+Л 4А1°+ ЗС = Аф3
с простыми
веществами
со сложными
веществами
1. С водой 2А1° + 6Н2О - 2А1(ОН)3 + ЗН,Т (без оксидной пленки)
2. Со щелочами 2АГ+ 2ЫаОН + 10Н2О - 2Па[А1(ОН)4(Н2О)2] + ЗН2?
тетраз^рокссцщаквзалюмтшат натрия
3. С кислотами 2А1*'+ 6НС1 — 2А1С13 + ЗН,?
с НКО . и Н28О4 без нагрева не реагирует
4. Алюмотермия +,
8АГ+ЗЕе3О4 = 4А12О3 +9Ге
Активный металл - восстановитель
СОЕДИНЕНИЯ АЛЮМИНИЯ
оксид алюминия
глинозем
корунд
окрашенный:
красный - рубин
синий - сапфир
твердое, тутоплавкое (Тпл — 2050°С) вещество
Амфотерный оксид с преобладанием
основных свойств
основной А12О3 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН2О
кислотный А12О3 + 2ИаОН + 7Н2О = 2№[А1(ОН)4(Н2О)2]
с водой не реагирует
А1(0Н)з
Получение: осаждение из растворов солей
А1С13 + ЗИаОН = А1(ОП)Д. + 3 ИаС1
ЛГ + ЗОП= А1(ОН),1
белый студенистый
гидроксид алюминия
Амфотерный гидроксид
как основание А1(ОН)3 + ЗНС1 = ЗН2О + А1С13
как кислота А1(ОН)3 + ГаОН + 2Н2О = На[А1(ОН)4(Н2О)2]
тетрагидроксодиакваалюминат натрия
со
ОО
2е 8е 14е 2е
35 1Н1Н1Н1
И
<1 - элемент VIII группы, Аг (Ре) = 56, (26,1 р 30(',п) 26ё
+26
182282
Металл средней активности -
восстановитель
Железо реагирует
без нагревания при нагревании
1) с кислородом во влажном воздухе - образование Ге + О2 + Н2О^Ре2О/пН7О ржавчины 2) с разб. НС1 и Н28О4 Рес + 2НС1 -1ТС1, + Н2Т Реп + 2Н* = Ре2+ + Н°2 с НКО3 и Н28О4(конц.) не реагирует 3) с солями Ре + Си8О4 = СиГ + Ре8О4 Ьс': ьСн‘- Си'1 11'с'+ 1) с кислородом ЗРе" + 2О2 = Рё2О3» РеО 2) с хлором 2Ре‘’ + ЗС1, = 2РеС13 3) с серой Ре" +8^- Ре8 4) с водой ЗРе° + 4Н2О = Ре2О3 • РеО + 4Н2Т 5) с Н28О4(к), НЫО3(к) 2Ре + 6Н28О4 = Ре3(8ОД + 38О2Т + 6Н2О 2Ре° + 1211Ч 380.; = 2Р^ + 38О2 + 6Н2О Ре + 4ШО3^ Ре(ИО3)3 + КО + 2Н2О Ре° + 4Н+ + КО; = Ре3+ + КО + 2Н2О
СОЕДИНЕНИЯ ЖЕЛЕЗА
на воздухе
+2
РеО
+2
Ре(ОН)2
г2О3
+3
Ре(ОН)3
ОСНОВНОЙ <
характер
РеО - твердое, черное, неустойчивое
РеО + 2НС1 = РеС12 + Н,0
РеО + 2Н+= Ре2++ Н2О
Ре(ОН)2 + 2НС1 = РеС12 + 2Н2О
Ре(ОН)2 + 2Н+ = Ре+ + 2Н2О
Ге2О3
——> амфотерный
- твердое, бурое, самое устойчивое
соединение железа с кислородом
РеД + 6НС1 = 2РеС13 + ЗН2О
РеД + 6Н+= 2Ре3+ + ЗН2О
РеД + 2№ОН + ЗН2О = 2На4[Ре(ОН)4]'
тетрападроксоферрат натрия
Ре(ОН)3 + ЗНС1 = РеС13 + ЗН2О
Ре(ОН)3 + ЗН+= Ре* + ЗН2О
Ре(ОН), + №ОН = Ыа[Ре(ОН)4|
Ре(ОН)з + ОН'= [Ре(ОН)4]’
4Ре(ОН)2 + 2Н2О + О2 = 4Ре(ОН)3
Получение
соль + щелочь = основание! + н. соль
Ре8О4+2КаОН=Ка28О4+Ре(ОН)24
Ре”+2ОН’ =1'е(ОП)21
РеС13+ЗМаОН=Ре(ОН)3>1+ЗКаС1
Ре +ЗОН =Ре(ОН).!
Все соединения
бело-зеленый * цвет ----------► желто-коричневый
Ге Качественные реакции Ре +
с красной кровяной солью
К3[Ре(СЫ)6]
ЗРе * + 2[Ре(СЫ)6]^Ре3[ре(СЫ)6]2!
темно-синий
турнбулева синь
1) с желтой кровяной солью
К4[Ре(СЫ)6]
4Ре3 + 3[Ге(СЫ)6]4-> Ре4[Ре(СМ)6]3!
темно-синий
берлинская лазурь
2) с роданидом К или ЫН, *
Ре3* + 38СЫ = Ре(8СЫ)3,
кроваво-красный
роданид железа (Ш)
Названия химических элементов с порядковыми номерами 104-109 рекомендованы
Комиссией ИЮПАК по неорганической номенклатуре в августе 1994г,
I ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА VII VIII г Певиодический закон открыт Д.И. МЕНДЕЛЕЕВЫМ в 1869 году
1 н 1.00794 ВОДОРОД (И) 2 Не 4.002602 ГЕЛИЙ
и 111 IV V VI
2 ы ЛИТИЙ Ве 4 9 012162 БЕРИЛЛИЙ 5 В 10.811 БОР 6 С 12.011 УГЛЕРОД 7 к 14,00674 АЗОТ 8 О 15.9994 КИСЛОРОД 9 Е 18.9984032 ФТОР 10 Ые 20 1797 НЕОН
3 Ыа^', НАТРИЙ 12 24,3050 МАГНИЙ 13 А1 26 981539 Х АГКЭМГМИЙ 14 81 28,0855 КРЕМНИЙ 15 р 30.973762 ФОСФОР 16 О ь 3«*.Ооо СЕРА 17 С1 35.4527 ХЛОР 18 Аг 3.9 948 АРГОН
4 К 19 39.0983 КАЛИЙ Са 20 40.078 КАЛЬЦИЙ 8с 21 44.955910 СКАНДИЙ Т1 7в22 ТИТАН V 23 50,9415 ВАНАДИЙ Сг 24 51.9961 ХРОМ мп61,: 64.93805 МАРГАНЕЦ Ее 26 55.847 ЖЕЛЕЗО Со 27 58Д332О КОБАЛЬТ № 28 53.69 НИКЕЛЬ
I. Си медь 30 2п 65.39 цинк 31 АЧ е9.723 ГАЛЛИЙ 32 Се 72.61 ГЕРМАНИЙ 33 Аз 74.92159 МЫШЬЯК 34 8е 78 ЙВ СЕЛЕН 35 Вг 79,904 БРОМ Кг КРИПТОН
5 кь РУБИДИЙ 8г ,„.Г СТРОНЦИЙ у 39 88.9С5В5 ИТТРИЙ 2г 40 91 224 ЦИРКОНИЙ № 41 92 9О63Э НИОБИЙ мо МОЛИБДЕН Тс 43 97.9072 ТОСНЕЦИЙ Ви 44 101,07 РУТЭЫЙ РОДИЙ Ра 10Д6 ПАЛЛАДИЙ
47 107,6682 О СЕРЕБРО са КАДМИЙ 49 т 1п Индий 50 8п 118 710 ОЛОВО вь СУРЬМА 52 Те 127.60 ТЕЛЛУР 53 I 128.90447 ЙОД 54 Хе 131.29 КСЕНОН
6 Се 55 132.90542 ЦЕЗИЙ Ва 56 137.527 БАРИЙ Ьа* 67 13Й.Ы ЛАНТАН ш 72 П249 ГАФНИЙ Та 73 180.9479 ТАНТАЛ 74 183,85 ВОЛЬФРАМ Ве 75 186,207 РЕНИЙ 08 76 1В0.2 ОСМИЙ 1г 77 192.22 ИРИДИЙ 14 78 195,06 ПЛАТИНА
79 Аи 196.96654 ЗОЛОТО 80 Не 200,59 РТУТЬ В1 204.3833 ТАЛЛИЙ 62 РЪ 207,2 СВИНЕЦ 83 В1 208.98037 ВИСМУТ В4 р 208.5624 ПОЛОНИЙ 85 А1 209.9871 АСТАТ 86 Вп 222Д176 РАДОН Относмтелюйе атомные *«ссы ирыеед км ломвмдума 1нойтэБя<^ 19ъ^ .трДд
7 Ег 87 223,0197 ФРАНЦИЙ Ка._: РАДИЙ Ас- 89 г?7,с2?б АКТИНИЙ Ьъ 104 261 11 ДУБНИЙ Л 105 262 114 ХОЛИОТИЙ Ш 106 263.118 РЕЗЕРФОРДИЙ ВИ 107 БОРИЙ 282.12 Ни 108 ГАНИЙ [265] М1 109 (286) МЕИТПЕРМЙ
*ЛАНТАНОИДЫ
Се 56 140115 ЦЕРИЙ Рг 59 140 30765 ПРАЗЕОДИМ ма60 144.24 ьеадим Рт61 144.9*27 ПРОМЕТИЙ 8т62 САМАН») Ей 63 131.963 ЕВРОПИЙ са64 15725 ГАДОЛИНИЙ ТЪ 65 15ВЙЛ34 ТЕРБИИ Пу 66 V 162 50 ДИСП>ОЗИЙ Но67 1ь4^зоз ГОЛЬМИЙ Ег 68 167.26 ЭРБИЙ Ттю 1156.33421 ТУЛИЙ УЪ 70 173.04 ЛТ ТЕРЕЦ/ Ьи 71 174.9СТ ЛЮТВЦкй
“‘АКТИНОИДЫ
ТЕ 90 ТОРИЙ Ра 91 251Д3353 ПРОТАКТИНИЙ И 92 2ФУВ2&9 УРАН Ир 93 *е37Л4Я2 НЕПТУНИЙ Ри 94 /С4ХЫ2 ПЛУТОНИЙ Ат95 240,0614 АМЕРИЦИЙ Ст96 247.0703 КЮРИЙ Вк 97 247.0703 БЕРКЛИЙ СТ 98 242.0587 КАЛИФОРНИЙ Еб " гьгупз ЭЙ4ПТВ4-ИЙ Ет10° 247.9951 Фермий ма1С1 256,10 МЕЦДЕЛЕВИЙ Мо 102 259,1009 НОБЕЛИЙ Ьг 103 260,105 ЛОУРВТСИЙ
РЯД ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТИ |
81 Н С Р 8 Вг С1 М О Е
МЕТАЛЛЫ -—-------------------------
Электроотрицательность увеличивается
ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЙ РЯД НАПРЯЖЕНИЙ
МЕТАЛЛОВ
К Са № Мд А1 7п Её М 5п РЬ Н Си Нд Ад Р! Аи
РАСТВОРИМОСТЬ СОЛЕЙ, КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ В ВОДЕ
'^\катион анион\^ н+ мнг к+ На* Ад+ Ва2+ Са2+ Мд2+ 2пг+ Си2+ нд2+ РЬ2+ Ее2+ Ее3+ А13+
ОН’ р р р р ея ея (Я м — ЕЯ м и О
ЫОз" р р р р р р р р Р р р р р р р
СГ р р р р и р р р Р р р ЕЯ р р р
з2- р р р р и р — — И н н и и и —
8Оз2 р р р р ЕЯ м !М р ея — и ея — —
80?’ р р р р ЕЯ м ЕЯ р р р ЕЯ р р р
СОз2’ р р р р СМ и м ея м — н м м
ЗЮз2- и — р р н [п) и к м — — Н и — —
роЛ р — р р м К] и м и и н и
СНзСОО р р р р р р р р р р р р р р р
- растворимые ГЛТ - малорастворимые |р - нерастворимые — - разлагаются водой
(больше 1 гв (от 0,001 г до 1 г (меньше 0,001 г или не существуют
100 г воды) в 100 г воды) в 100 г воды)
УСЛОВНЫЕ ОБОЗНАЧЕНИЯ
- растворимо (больше 1 г в 100 г воды)
- малорастворимо (от 0,001 до 1 г в 100 г воды)
Литература
к Ахметов Н.С. Неорганическая химия - ч. 1,2. - М.: "Просве-
щенеи", 1990г.
2. Бердоносов С.С. Введение в неорганическую химию. - М.:
"МИРОС", 1995г.
3. Глинка Н.Л. Общая химия. ~ Л.: '‘Химия", 1984г.
4. Гроссе Э., Вайсмантель X. Химия для любознательных. - Л.:
"Химия", 1987г.
5. Гузей Л.С., Сорокин В.В., Суровцева Р.П. Химия 9 класс - М.:
"Дрофа", 1995г.
6. Кемпбел Дж. Современная общая химия - Т.1-3 - М,: "Мир",
1975г.
7. Колтун М. Мир химии - М.: "Детская литература", 1988г.
8. Кузменко Н.Е., Чуранов С.С. Общая неорганическая химия -
М.: "МГУ", 1977г.
9. Лидин Р.А., Молочко В.А. Химия для абитуриентов - М.:
"Химия" 1994 г.
10. Линсон И.А. Почему и как идут химические реакции - М.:
"Мирос", 1995г.
11. Мартыненко Б.В. Кислоты и основания - М.: "Просвещение",
1988г.
12. Нейтвич Й. и др. Химический тренажер. Т.1,2 - М/. "Мир",
1986г.
13. Неорганическая химия. Энциклопедия школьника - М.: "Со-
ветская энциклопедия", 1985г.
14. Стахеев А.Ю. Вся химия в 50-ти таблицах - М.: "МИРОС", 1993г.
15. Соловьев Ю.И, Трифонов Д.Н., Шамин А.Н. История химии - М.:
"Просвещение", 1984г.
16. Фельдман Ф.Г., Рудзитис Г.Е. Основы общей химии - М.: "Про-
свещение", 1989г.
17. Ходаков Ю.В. Общая химия-М.: "Просвещение", 1972г.
18. Химический энциклопедический словарь (под редакцией Кнуянц
И.Л.)~М.: "Советская энциклопедия", 1983г.
19. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в ВУЗы - М.: "Высшая
школа", 1985г.
Содержание
1. ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
1.1 Электролиты и неэлектролиты ..........................3
1.2 Слабые и сильные электролиты.......................4
1.3 Теория электролитической диссоциации ...............5
1.4 "Степень электролитической диссоциации ...:........6
1.5 Механизм диссоциации веществ с ионным видом связи .7
1.6 Механизм диссоциации веществ с ковалентным полярным
видом связи .......................................... 8
1.7 Электролитическая диссоциация кислот...............9
1.8 Электролитическая диссоциация оснований...........10
1.9 Электролитическая диссоциация солей ..............11
1.10 Составление ионных уравнений реакций ............12
1.11 Составление ионных уравнений реакций ............13
1.12 Реакции ионного обмена. Условия протекания ......14
1.13 Качественные реакции на анионы ..................15
1.14 Качественные реакции на катионы................ 16
1.15 Качественные реакции на катионы..................17
1.16 Изменение цвета различных индикаторов при действии
растворов кислот и щелочей ...........................18
1.17 Гидролиз солей...................................19
2. ПОДГРУППА КИСЛОРОДА
2.1 Памятка к изучению подгруппы элементов ...........20
2.2 Подгруппа кислорода ..............................21
2.3 Кислород и сера ................................ 22
2.4 Сера. Аллотропия .................................23
2.5 Сера. Химические свойства ........................24
2.6 Сероводород ......................................25
2.7 Соединения серы +4 ...............................26
2.8 Соединения серы +6 ...............................27
2.9 Серная кислота....................................28
2.10 Серная кислота ..................................29
2.11 Соли серной кислоты .............................30
3. ОСНОВНЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ТЕЧЕНИЯ ХИМИЧЕСКИХ
РЕАКЦИЙ
3.1 Скорость химической реакции ......................31
3.2 Термин «скорость» в физике и в химии .......... . 32
3.3 факторы, влияющие на скорость химической реакции . .33
3.4 факторы, влияющие на скорость химической реакции .34
3.5 Энергия активации. Катализ .......................35
3.6 Обратимые [реакции. Химическое равновесие ..........36
3.7 Способы см ещения химического равновесия ...........37
3.8 Памятка к изучению химического производства ........38
3.9 Производство серной кислоты контактным способом ....39
4. ПОДГРУППА АЗОТА
4.1 Подгруппа азота ....................................40
4.2 Азот и фосфор ......................................41
4.3 Азот ..............................................42
4.4 Азот. Химические свойства..........................43
4.5 Аммиак ........................................... 44
4.6 Аммиак. Химические свойства .......................45
4.7 Соли аммония ......................................46
4.8 Оксиды азота.........................................47
4.9 Оксиды азота.......................................48
4.10 Азотная кислота....................................49
4.11 Особые свойства азотной кислоты ....................50
4.12 Соли азотной кислоты - нитраты. Азотные удобрения .51
4.13 фосфор ............................................ 52
4.14 Соединения фосфора -3, +3, +5......................53
4.15 Метафосфсрная и ортофосфорная кислота ..............54
4.16 Соли ортофосфорной кислоты. Фосфорные удобрения....55
4.17 Минеральные удобрения ..............................56
5. ПОДГРУППА УГЛЕРОДА
5.1 Подгруппа углерода .................................57
5.2 Углерод и кремний .................................58
5.3 Углерод. Аллотропные видоизменения ...............59
5.4 Адсорбция ..........................................60
5.5 Углерод. Химические свойства .....<................61
5.6 Оксид углерода (II) .............................<.62
5.7 Оксид углерода (IV) ...............................63
5.8 Угольная кислота. Её соли ..........................64
5.9 Кремний............................................65
5.10 Оксид кремния (IV) ................................66
5.11 Кремниевая кислота. Силикаты......................67
6. ОБЩИЕ СВОЙСТВА МЕТАЛЛОВ
6.1 Металлы. Металлическая связь .......................68
6.2 Общие физические свойства металлов ................69
6.3 Общие химические свойства металлов................70
6.4 Общие химические свойства металлов.................71
6.5 Коррозия металлов .................................72
6.6 Защита от коррозии ................................73
6.7 Основные способы получения металлов ...............74
6.8 Электролиз .......................................75
6.9 Электролиз с растворимым анодом. Практическое приме-
нение электролиза .....................................76
7. МЕТАЛЛЫ ГЛАВНЫХ ПОДГРУПП I - III ГРУПП ПЕРИОДИ-
ЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ
7.1 Щелочные металлы .................................77
7.2 Соединения кальция ..............................78
7.3 Жесткость воды и способы ее устранения...........79
7.4 Алюминий. Химические свойства....................80
7.5 Соединения алюминия..............................81
8. ЖЕЛЕЗО
8.1 Железо. Химические свойства.......................82
8.2 Соединения железа ...............................83
8.3 Соединения железа ......,........................84
9. ПРИЛОЖЕНИЕ
9.1 Периодическая система химических элементов
Д.И. Менделеева (короткая форма)......................85
9.2 Ряд электроотрицательности. Электрохимический ряд
напряжений металлов ................................ 86
9.6 Растворимость солей, кислот и оснований в воде...87
9.7 Условные обозначения ............................88
Литература.,..........................................89