/
Теги: общее школьное образование общеобразовательная школа химия
ISBN: 978-5-04-230945-8
Текст
А. Жуляева
<007..
КЛАССЫ
химия
Прокачай свой , •
уровень на МАКСИМУМ о
ОСНОВНЫЕ
♦ТЕМЫ
и школьного
I КУРСАЗА
УДК 373.5:54
БЬК 24я721
Ж87
Макет подготовлен при содействии ООО «Айдиономикс»
Жуляева, Таисия Александровна.
Ж87 Химия: прокачай свой уровень на максимум /
Т. А. Жуляева. — Москва : Эксмо, 2026. — 320 с. —
(Школьный курс. Справочник в стиле аниме).
ISBN 978-5-04-230945-8
Справочник содержит сведения по всем темам школьного курса
химии за 8—11 классы. Пособие, оформленное в аниме-стилистике,
превращает изучение непростых теоретических вопросов в увлека-
тельное приключение. Материал сопровождается удобными схема-
ми и таблицами, что упрощает восприятие сложных понятий и тем,
а визуальные образы аниме-персонажей и их подсказки помогают
преподнести теорию наиболее наглядным, интересным, а самое
главное — запоминающимся способом.
Книга предназначена для школьников и учителей, для любите-
лей аниме и манги, а также для всех, кто интересуется вопросами
химии.
УДК 373.5:54
ЬЬК24я721
ISBN 978-5-U4-230945-8
© Жуляева Т. А., 2026
© ООО «Айдиономикс», 2026
© Оформление. ООО «Hiiaie.n>ciBO «Эксмо», 2026
ВВЕДЕНИЕ..........................................................7
ПЕРВОНАЧАЛЬНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ.................................8
Основные понятия..................................................8
Тела и вещества................................................. 8
Методы исследования в химии.................................... 10
Вещества и смеси............................................... 11
Химические реакции...............................................13
ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ХИМИИ.......................................14
Современные представления о строении атома.....................14
Молекулы и ионы..................................................14
Развитие представлений о строении атома..........................15
Модель атома.....................................................15
Атомная орбиталь и энергетические уровни.........................16
Химический элемент, простые и сложные вещества...................22
Валентность и степень окисления..................................24
Химическая связь и строение вещества.............................27
Химическая связь .............................................. 27
Вещества молекулярного и немолекулярного строения................31
Кристаллическая решётка вещества.................................32
Химическая формула...............................................33
Закон постоянства состава........................................34
Периодический закон и Периодическая система химических
элементов Д. И. Менделеева.......................................34
Атомный и ионный радиусы.........................................36
Электроотрицательность...........................................37
Металлические и неметаллические свойства.........................39
Кислотные и основные свойства.................................. 40
Окислительные и восстановительные свойства.......................41
Типы химических реакций..........................................43
Классификация неорганических реакций.............................43
Факторы, влияющие на скорость химических реакций.................45
Химическое равновесие. .................................. 49
Электролитическая диссоциация....................................53
Реакции ионного обмена...........................................56
Окислительно-восстановительные реакции...........................58
Коррозия металлов............................................ 62
Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)........63
Механизмы реакций в органической химии...........................66
Определение характера среды водных растворов веществ.............67
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ......................69
Классификация неорганических веществ..........................69
Металлы.......................................................71
Металлы ТА группы — щелочные..................................72
Металлы ПА группы...............................................75
Алюминий........................................................79
Железо..........................................................82
Хром............................................................86
Медь............................................................89
Марганец........................................................91
Цинк............................................................94
Неметаллы................................................... 97
Водород.........................................................98
Кислород.......................................................104
Вода........................................................... 108
Галогены.......................................................109
Галогеноводороды...............................................115
Кислородсодержащие кислоты хлора...............................118
Сера...........................................................121
Азот...........................................................124
Аммиак.........................................................125
Фосфор.........................................................127
Углерод........................................................ 130
Кремний........................................................133
Оксиды.........................................................136
Классификация оксидов..........................................136
Основания........................................................14 L
Классификация оснований........................................141
Амфотерные гидроксиды........................................ 144
Кислоты........................................................145
Общая характеристика . .........................................145
Серная кислота................................................. 148
Азотная кислота................................................153
Ортофосфорная кислота.......................................... 155
Соли......................................................... 157
Общая характеристика...........................................157
Тривиальные названия неорганических веществ....................160
Цвета некоторых неорганических веществ.........................163
Промышленное получение аммиака.................................1G5
Применение неорганических веществ..............................166
ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ.............................................170
Теория строения органических соединений........................170
Органические вещества..........................................170
Гомология......................................................171
Изомерия.......................................................173
Взаимное влияние атомов в молекулах.............................177
Типы связей в молекулах органических веществ...................178
Гибридизация атомных орбиталей углерода........................178
Классификация органических веществ.............................182
Номенклатура органических веществ..............................185
Насыщенные углеводороды........................................189
Алканы......................................................... 189
4 <§. содгржд/р/с
® -------------------------------
Циклоалканы..................................................192
Ненасыщенные углеводороды....................................195
Алкены.......................................................195
Алкины................................................. 200
Ароматические углеводороды...................................203
Арены........................................................203
Гидроксисоединения......................................... 207
Спирты.......................................................207
Фенолы.......................................................213
Карбонильные соединения......................................215
Карбоновые кислоты...........................................221
Сложные эфиры................................................228
Азотсодержащие соединения....................................231
Амины................................................ 231
Аминокислоты............................................... 235
Биологически важные вещества: жиры, белки, углеводы..........238
Жиры.........................................................238
Белки...................................................... 239
Углеводы.....................................................240
Именные реакции в органической химии.........................242
Тривиальные названия органических веществ....................244
Цвета некоторых органических веществ.........................248
Применение органических веществ..............................250
УСЛОВИЯ ПРОТЕКАНИЯ И ПРИЗНАКИ ХИМИЧЕСКИХ
РЕАКЦИЙ.......................................................253
Качественные реакции.........................................253
Качественные реакции на катионы..............................253
Качественные реакции на анионы...............................257
Качественные реакции на органические вещества................260
Признаки газов...............................................266
Окрашенные осадки............................................267
Окрашенные растворы..........................................267
Другие окрашенные вещества...................................268
РАСЧЁТЫ В ХИМИИ..............................................269
Количественные характеристики вещества.......................269
Относительная атомная масса..................................269
Относительная молекулярная масса вещества.................... 270
Формульная единица вещества..................................270
Молярная масса вещества......................................271
Массовая и объёмная доли компонентов.........................272
Мольная доля компонента......................................273
Плотность вещества........................................... 274
Вычисление массовой доли растворённого вещества в растворе.... 275
Раствор ...................................................... 276
Растворение..................................................277
Способы выражения концентрации раствора......................278
Расчёты объёмных отношений газок при химических реакциях.... 282
Закон Авогадро. Следствия 1 и 2 из закона Авогадро................282
Закон объёмных отношений газов при химических реакциях............285
Математические расчёты в химии....................................287
Расчёты массы вещества или объёма газов по известному количеству,
массе или объёму веществ........................................ 287
Расчёт теплового эффекта реакции..................................289
Расчёты массы (объема, количества вещества) продуктов реакции,
если одно из веществ дано в избытке (имеет примеси)...............289
Избыток одного из реагентов..................................... 290
Примеси...........................................................291
Расчёты массы (объема, количества вещества) продукта реакции по известной
массовой доле растворённого вещества в растворе...................292
Нахождение молекулярной формулы вещества ....................... 294
Расчёты массовой доли (массы) химического соединения
в смеси...........................................................297
Расчёты массовой или объёмной доли выхода продукта реакции
от теоретически возможного........................................299
МЕТОДЫ ПОЗНАНИЯ В ХИМИИ...........................................301
Экспериментальные основы химии....................................301
Правила работы в лаборатории......................................301
Первая помощь при ожогах и отравлениях............................302
Правила безопасности при работе с едкими, горючими и токсичными
веществами, средствами бытовой химии..............................303
Лабораторная посуда и оборудование . .............................303
Научные методы исследования химических веществ
и превращении.....................................................310
Методы разделения смесей и очистки веществ........................310
ПРИЛОЖЕНИЕ........................................................315
Формулы для расчётных задач.......................................315
Тривиальные названия кислот и кислотных остатков..................316
Растворимость солей, кислот и оснований в воде....................317
Физические величины, используемые при решении задач...............318
Взаимосвязь классов неорганических веществ........................319
реяние
Перед вами справочник, который поможет обобщить, систематизи-
ровать и закрепить знания по химии за курс основной и сред-
ней школы.
Теоретические блоки информации в пособии дополнены схемами
и таблицами, проиллюстрированы примерами к правилам для за-
поминания и быстрого поиска материала. Книга содержит сведе-
ния по теоретическим и практическим аспектам разделов «Перво-
начальные химические понятия», «Теоретические основы химии»,
«Неорганическая химия», «Органическая химия», «Условия про-
текания и признаки химических реакций», «Расчёты по хими-
ческим формулам и уравнениям реакций», «Методы познания
в химии».
Темы, представленные в пособии, соответствуют программам
средних школ и включены в образовательный стандарт базового
и профильного уровней, то есть присутствуют как в содержании
государственного (итогового) контроля, так и в программах для
поступающих в вузы.
На страницах книги читателя встретят различные персонажи,
которые расскажут полезную информацию, что сделает процесс
запоминания материала более интересным и продуктивным.
Пособие поможет учащимся
при подготовке к школьным
личным формам текущего и
контроля, а также к сдаче
итоговой аттестации.
и выпускникам
занятиям, раз-
промежуточного
государственной
Книга будет полезна школьникам, студентам
и учителям, а также всем, кто интересуется
химией.
Желаем успехов!
£ Ц^&^х^1Ые у
' химические ро^ятия
основные nOHQTUQ
___:__._.___—._- -- - - *~ —- — -
Важнейшая задача химии — получе-
ние веществ, необходимых в народном
хозяйстве (пластмасс, минеральных удо-
брений, лекарств и др.), из других ве-
ществ путём химических превращений.
то, из чего
то
вещество
желез-
же вещества мож-
тело.
Свойства веществ
етва
его агрегатное состояние
при-
ве-
но изготовить различные предметы:
ножницы и иголку из железа.
'С Из разных веществ можно изгото-
Первое свойство любого веще-
вить одинаковые
ку из древесины,
алюминия.
J Из одного и того
предметы: лож-
ложку из сплава
Вещество
состоит физическое тело.
Физическое тело
что имеет форму и зани
мает определённый объём.
✓ Железо
ный гвоздь
физическое тело.
Предмет
ленное
человеком
изготов-
(произведённое)
физическое
знаки,
щества
по которым
отличаются
от друга или сходны
ду собой.
ДРУГ
меж-
при так называемых нормальных
условиях (н. у.), когда темпера-
тура составляет О С, а давление
равно 101,3 кПа (килопаскаля).
в
@ химические
Объём и форма Расположение частиц
Газообразное
Не имеет Расстояние между частицами больше размера частиц
Жидкое
Сохраняет объём, меняет форму Расстояние между частицами равно их размеру или меньше его, они расположены близко друг к другу
Твёрдое
Имеет Расположены вплотную друг к другу, в строгом порядке
//ITIHIWl
Кроме агрегатного состояния, к важ-
нейшим свойствам веществ относят:
♦ запах;
* цвет;
й вкус;
★ твёрдость;
♦ температуру кипения и плавления;
♦ плотность;
й растворимость;
й ковкость;
★ пластичность;
й способность проводить тепло
и электричество.
Состояния вещества:
а — пар (газообразное), б —
вода (жидкое), в — лёд (твёр-
дое).
ОСПОРЬ понятия @ 9 (В)
----------- -
II/ '
методы uccaeaosahuq г
в химии
__ - j J t frr ~ - - "-°- -^—-=—- ~---
Метод Описание
Наблюдение Способ получения информации путём прямой и непосредственной регистрации событий и условий их протекания
Эксперимент Исследование явления в определённых условиях
Моделирование Процесс исследования реального мира с помощью создания абстрактных, графических и математиче- ских моделей
Прогнозирование Научно обоснованное предсказание развития событий или явлений в будущем на основе исследований
ЧАСТНЫЕ МЕТОДЫ
Метод Описание
Химический эксперимент Наблюдение за изменениями химического ве- щества в определённых условиях, в том числе и посредством самостоятельного создания дан- ных условий
Анализ Разделение объекта (мысленно или реаль- но) на составные части с целью изучения их по отдельности
Синтез Соединение составных частей обт>екта с целью изучения его как единого целого; получение химических соединений химическими и физи- ческими методами
ю © ПеРг’оЬ/гЧллЬЦ&е химические ГОГт^ТИ^
Ф -------------------
Исследовать химические свойства вещества можно не толь-
ко в специальной лаборатории. Например, чай становится
светлым при добавлении лимонного сока. Всё дело в осо-
бых веществах — индикаторах, которые меняют свой цвет
в кислой или щелочной среде. Если к чаю добавить лож-
ку соды, напиток станет тёмным.
еещестед
ы смеси
Чистое вещество — вещество,
состоит из частиц одинакового
Смесь — вещества, в состав
входят частицы разного вида.
которое
вида.
которых
Чистое вещество Смесь
Чистые вещества всегда однородны и, в отличие
от большинства смесей, имеют постоянный состав
и постоянные температуры кипения и плавления.
Это позволяет отличить чистое вещество от его
смеси с другими веществами.
CMECB j
£ Однородные (гомогенные) у
Неоднородные (гетерогенные)
Смеси, в которых невозможно обна-
ружить образующие их частицы ви-
зуально или с помощью оптических
приборов.
Смеси, в которых визуально или
с помощью оптических приборов
можно заметить частицы разных
веществ.
Жидкие.
J Растворы (раствор сахара или
соли в воде).
Суспензии.
Взвесь песка в воде.
Способ Описание
Фильтрация Физическое отделение твёрдых частиц от жидкости
Отстаивание Оседание тяжёлых компонентов в жидкостях
Выпаривание Испарение влаги
Дистилляция Разделение жидкостей с разной температурой кипения
Адсорбция Скопление одного соединения на поверхности другого
Речной песок и железные опилки можно разделить с помо-
щью действия магнита: железные опилки притянутся к магниту,
а песок останется
химические редкции
Химическая реакция — превращение
одних веществ в другие без изменения
ядер атомов.
Д Исходные вещества -----► Продукты реакции 2Н2 + О2 = 2Н2О
Свойства исходных веществ ---► Свойства продуктов реакции
хими-
ржавление железа и даже порча продуктов
ческие процессы.
Некоторые химические реакции можно проводить
дома. Например, гашение соды уксусом, очистка чай-
ника от накипи с помощью лимонной кислоты, иод-
ная проба на крахмал (с появлением синей окраски),
TgojteTMi/scfcjif
осЦорЫ ХИМИИ
СОВРЕМЕННЫЕ ПРЕДСТАВЛЕНИЯ Э
О СТРОЕНИИ АТОМА ./
----_-______I_о_ь_._—_-_
Атом
химически неделимая элек-
тронеитральная частица, состоящая из
положительно заряженного ядра и дви-
жущихся вокруг него отрицательно за-
ряженных электронов.
Молекула — мельчайшая частица вещества, способная суще-
ствовать самостоятельно, сохраняющая его состав и химиче-
ские свойства.
Ионы заряженные частицы, образующиеся из нейтраль- Y
ных атомов или молекул путём отдачи или присоединения '**
электронов.
..............................................................
14 © Т£0Р£7И*/£С£И£ 0С№& fUMUH
Ф ------------------
(«сли-
атоме
е (за-
460
Греческая модель: твёрдый
недеформируемый шар.
г. до н. э. •—
О
0
3 897
1911
1913
Наши
©
©
Современная модель:
частица-волна.
Модель Дж. Томсона
вовый пудинг»): в
(заряд « + ») плавают
ряд «-»).
Планетарная модель Э. Ре-
зерфорда: в центре массивное
ядро с зарядом « + », вокруг
ядра вращаются отрицательно
заряженные электроны.
Электроны вращаются по строго
определённым круговым орби-
там. Излучение или пох^лощение
энергии электроном происходит
только при его переходе с од-
ной орбиты на другую.
AT0W
Электрон — ё.
Заряд — -1, масса —
а. е. м.
Протон — р.
Заряд — +1, масса
1 а. е.
м.
Ядро (положительно заряжено)
Нейтрон — п.
Заряд — 0, масса — 1 а. е. м.
Электрон
Протон
Масса электрона в 1836 раз
меньше массы протона.
Размеры атомов
лютея от 1
до 5 • 10 1,1 м.
колеб-
10 10
Если известно строение вещества,
то можно предсказать его свойства.
Атомная орбиталь — область пространства, в которой веро-
ятность нахождения электрона составляет не менее 95 %.
Атомные орбитали различаются по энергии, размерам, форме,
ориентации в пространстве.
Электроны обладают тем большим запасом энергии, чем дальше
они расположены от ядра. В атоме имеются электроны с близ-
кими значениями энергии, которые образуют электронные слои.
Энергетические уровни разделены па подуровни: s, р, d и /. При
этом первый энергетический уровень имеет один подуровень: з;
второй — два подуровня: з и р;
третий — три подуровня: з, р,
d; четвёртый — все четыре под-
уровня: з, р, d, f.
При заполнении орбиталей элек-
троны обозначаются стрелками:
На одной орбитали одна
стрелка направлена вверх, дру-
гая — вниз. Это связано с тем,
что на одной орбитали может
находиться не более двух элек-
тронов, которые отличаются ори-
ентацией собственного магнитно-
го поля — спином (обозначают
I или у).
Протонное число (Z) — количество протонов в ядре. Численно
равно порядковому номеру в Периодической системе.
Массовое число (А) — общее число протонов (Z) и нейтро-
нов (7V).
ТИПЫ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ
Принцип Хунда
На одной орбитали может располагаться не более двух
электронов. При заполнении одинаковых орбиталей действу-
ет «правило пустого автобуса»: сначала появляется по одно-
му электрону на каждой орбитали, потом начинается засе-
ление этих же орбиталей вторыми электронами.
Может быть
* ) к л к л к
7
А i V к ) к
@ ОСПОРЬ
Изотопы — вид атомов од-
Масса атома сконцентрирована
в ядре, массовое число равно
сумме протонов и нейтронов.
Чтобы узнать число нейтронов
в ядре атома определённого
изотопа, нужно из массового
числа вычесть число протонов.
В Периодической системе при-
ного и того же элемента, >.
которые имеют одинаковое
число протонов, но отлича- '*•*
ются числом нейтронов. >*.'
ведены значения усреднённых массовых
чисел с учётом их содер-
жания в природе.
Изотопы имеют одинаковое количество протонов в ядре, но раз-
ное число нейтронов и, соответственно, разные массовые числа.
Большинство химических элементов являются совокупностями
изотопов. Например, природный кислород состоит из изотопов
’£0 (99,76 %), (0.04 %) и (0,2 %), природный хлор —
из изотопов 17 С1 (75,53 %) и ™ С1 (24,47 %). Наличие несколь-
ких изотопов у элементов — основная причина дробных значе-
ний атомных масс элементов. Наиболее многочисленны изотопы
(по 6—10) у элементов с Z от 40 до 56. то есть расположенных
в середине Периодической системы элементов. При этом число
устойчивых (стабильных) изотопов меньше числа неустойчивых,
то есть радиоактивных. Элементы, начиная с полония (84) и за-
канчивая ураном (92), состоят только из неустойчивых изотопов.
При Z > 92 изотопы становятся настолько нестабильными, что
все тяжёлые элементы, начиная с нептуния (93), получены ис-
кусственным путём.
Так как изотопы одного и того же элемента имеют одинаковый
заряд ядра и, соответственно, одинаковое электронное строение,
то химические свойства их практически тождественны. Исключе-
ние составляют изотопы лёгких элементов, у которых атомные
массы существенно различаются. У таких изотопов и их соедине-
ний наблюдается заметная разница химических свойств.
ПРОСКОК
ЭЛЕКТРОНА
элементы
Проскок электрона
Некоторые
бочных групп имеют
внешнем электронном
по-
ка
слое
1 электрон, так как проис-
ходит проскок (провал) элек-
трона с s-подуровня послед-
него уровня на d-подуровень
предпоследнего уровня. Объ-
ясняется это тем, что энер-
переход
электрона с внешнего энер-
гетического уровня на более
низкий, что объясняется боль-
шей энергетической устойчиво-
стью образующихся при этом
^электронных конфигураций.
гетически более выгодно, когда в атоме имеется наполовину или
полностью заполненный подуровень (р!; р6; d5; d10; f; f14).
Необходимо запомнить элементы, у атомов которых происходит
проскок электрона: хром Сг, молибден Мо, медь Си, серебро Ag,
золото Аи.
Так, у атома хрома происходит проскок электрона с 4ь-подуровня
на Bd-подуровень и образуется более устойчивая электронная кон-
фигурация 4s13d5 (вместо 4s23d4). В связи с этим у атома хрома
на внешнем (4-м) уровне находится 1 электрон.
Валентные электроны —
электроны, которые могут
участвовать в образовании
химической связи.
Валентными электронами главных подгрупп являются электро-
ны внешнего уровня, а для побочных подгрупп валентными на-
зывают электроны не только внешнего уровня, но и с?-электроны
предвнешнего (предпоследнего) уровня. Например, калий содержит
1 валентный электрон, так как находится в 1А группе, а хром
имеет 6 валентных электронов (1 электрон находится на внешнем
уровне и 5 электронов — на предвнешном). Количество валент-
ных электронов для большинства элементов определяется по но-
меру группы.
J ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ ЭЛЕМЕНТОВ ПЕРВЫХ^ 7
У ЧЕТЫРЁХ ПЕРИОДОВ
1Н 2Не 3L1 4 Be 5В 6с
+1 )1 +2 )2 +3 )2 )х +4 )2 )2 +5 )2 )3 4 6 )2 )|
1s1 Is2 1з22з1 1s22s2 ls‘22s22p] =1, О1 N •N м со
7n 8° 9f ioNe iiNa 12Мё
+7 )2 )5 +2 )2 )6 +9 )2 )7 +10 )2 )8 +U)2 )8 )1 +12 )2 )8 )2
ls22s22p3 1 s22s22p4 1 s22s22p5 ls22«22p6 ls22s22p63s1 ls22s22p63s2
13-^1 14S1 15Р
)г )8 )з +14 ), )8 )4 +15 )2 )8 )5
ls22s22p63s23p1 ls22s22p63s23p2 ls22s22p63s23p3
16$ i7Cl 18Аг
+ 16 )2 )8 )б +17 )2 )8 )7 +13 )г )« )8
ls22s22p63e23p4 ls22s22p63«23p5 ls22s22p63s23p6
19* 20^а 2iSc
+19 )2 )g )i +20 )2 )8 )8 )2 +21 )2 )g )э ^2
ls22s22p63s23p64s1 ls22s22pb3s23p64s2 \s22s22pu3s23pb4s23dy
22^ 24^Г
)г Is Iio I2 +23 )2 )8 )п )2 +24 )2 )8 )I3 X
ls22s22p63s23p64s23d2 1 s22s22pb3s23p&4s23d* ls22s22/3s23p64sl3d5
25МП 26Ве 27Со
+25 )2 )8 )1з )2 +26 )2 )8 )14 )2 +27 )2 )8 )15 )2
1 s22s22p63s23p64s23d5 1 s22e22p63s23p64s23d6 As22s22p63s23pb4s23d7
28^1 29^U 30^П
+28 )2 )8 )1б )2 +29 )2 )8 )18 )j +30 )2 )8 )18 )2
ls22s22p63s23p64s23d8 ls22s22p63s23p64s13d1() ls22s22p&3s23pe>4s23d}0
3iGa 32Ge
+31 )2 )8 )18 )3 +32 )2 )8 )18 )4
1 s22s22p63s23p64s23d104p1 ls22s22pb3s23pb4s23dw4p2
зз-A-s 34Se
+33 )2 )8 )18 )5 +34 )2 )8 )18 )6
ls22s22p63s23p64s23d104p3 ls22s22p63s23p64s23d104p4
35Вг 36КГ
+35 )2 )8 )18 )7 +36 )2 )8 )18 )8
1822822p63s23p64s23d104p6 ls22s22p63s23p64s23d104p6
*
WMU4£^(A 9^£^£tjT,
ы$ж#ы£ $£Щ££-тм
Химический элемент
совокупность атомов с оди-
наковым количеством элек-
тронов (одинаковым заря-
дом ядер).
Каждый химический элемент
имеет название и обозначается
символом или химическим зна-
ком. Символ химического эле-
мента состоит из одной или
двух букв. Как правило, исполь-
зуются первые буквы латинского
названия элемента.
Порядковый номер элемента (7V), или зарядовое (протонное) чис-
ло Z, показывает, сколько электронов и протонов находится
в атоме. Количество электронов равно количеству протонов.
При соединении друг с другом атомов одного и того же элемен-
та образуется простое вещество.
В приведённой ниже таблице показано, какие характеристики
описывают элемент, а какие — вещество.
Химический элемент
Простое вещество
★ Порядковый номер.
★ Положение в Периодиче-
ской системе химических эле-
ментов.
★ Строение атома, электрон-
ная конфигурация.
★ Изотопный состав.
★ Аллотропные модификации.
★ Радиус атома.
★ Распространённость на Зем-
ле (массовая доля).
★ Содержание в продуктах
питания, живых организмах,
минералах.
★ Массовая доля в соедине-
ниях.
★ Валентность.
★ Степень окисления.
★ Электроотрицательность.
★ Название соединений
★ Цвет, вкус, запах.
★ Агрегатное состояние.
★ Химические свойства.
★ Способы получения.
★ Применение.
★ Температуры плавления
и кипения.
★ Кристаллическая решётка.
★ Электро- и теплопровод-
ность.
★ Твёрдость.
★ Растворимость.
★ Содержание в смеси, спла-
ве (массовая доля).
★ Магнитные свойства.
♦ Масса, объём.
★ Плотность
Сложное вещество — ве-
щество, состоящее из ато-
мов разных химических
элементов.
Символ элемента -Li 3 ---Порядковый номер (JV)
6,939-— Относительная атомная масса
Название элемента —'Литий
PAAEHThOcTL
Валентность — способность атома образовывать ко-
валентные химические связи. Валентность выражает-
ся небольшими целыми числами, обозначается обычно
римскими цифрами
Н—О—S—О- Н
Валентность серы
II (2 ковалент-
лентность каждого атома кислорода
ные связи), валентность атомов водорода
лентная связь).
О
VI (6 ковалентных связей), ва-
Количество связей, которые образует атом, равно
валентности.
Разберём это на примере серной кислоты H2SO4.
О
Валентность определяют по числу связей, которые один
атом образует с другими. Для определения валентно-
сти нужно хорошо представлять графические формулы
веществ. Есть несколько элементов, у которых валент-
ность всегда одинакова. Два самых важных — водород
(одновалентный) и кислород (двухвалентный).
I (1 кова-
Химические элементы
Постоянная валентность Переменная валентность
Элемент Валентность Элемент Валентность
Н I О II, III
Cl, Br, I I, III, IV, V, VII
Химические элементы
Постоянная валентность Переменная валентность
F I N III, IV
P III, V
Li, К, Na, Rb, Cs 1 S 11, IV, VI
C III, IV
Be, Mg, Ca, Ba, Sr, Zn II Mn II, IV, VI, VII
Fe, Cr II, III, VI
1 Чаще всего высшая валентность совпадает с номером груп-
____I пы, однако необходимо запомнить, что кислород, фтор
'Ч и азот никогда не проявляют валентности, равной номеру
N группы. Высшая валентность фтора — I, кислорода — III.
Высшая валентность азота — IV, а не V, поскольку азот
на внешнем уровне имеет лишь 4 орбитали и, соответ-
< ственно, может образовывать только 4 связи.
О
Степень окисления (СО) — ус-
ловный заряд, который возник
бы на атоме данного элемен-
та в химическом соединении,
если предположить, что все
электронные пары полностью
сместились к атомам элементов
с наибольшей электроотрица-
тельностью, то есть все связи
имеют ионный характер.
Обозначая степень окис-
ления, важно использо-
вать следующую форму
записи: сначала знак,
потом цифра (например,
+5, -2). Запись 2-, 3+
используют для обозначе-
ния заряда иона!
1.
В
на
правила расчёта степени окисления
Степень окисления элементов
простых веществах всегда рав-
0.
2. Сумма всех степеней окисления
в молекуле равна 0, а в ионе —
заряду иона.
( ИСКЛЮЧЕНИЯ
Соединения кислорода с фтором
u г2 И пероксиды Нг Ог ,
, +2-1
Ва Ой .
3. Фтор (как самый электроотрицательный элемент) всегда про*
являет степень окисления -1.
- - исключения /
Гидриды металлов (соединения водорода с металлами
главных подгрупп I—II групп), где водород проявляет
степень окисления —1: Na ]Н l, BaHg1.
4. Кислород почти всегда проявляет степень окисления -2, кро-
ме соединений с фтором, например O2+1F2, O*2F2, а также перок-
сидов H-jOg1 и супероксидов КО2] 2.
5. Металлы проявляют положительные степени окисления (отри-
цательные тоже, но в рамках школьной программы они не рас-
сматриваются). Металлы IA группы имеют постоянную степень
окисления +1, металлы ПА группы — +2, металлы П1А груп-
пы — -1-3. У металлов побочных подгрупп нет постоянной степе-
ни окисления.
6. Степени окисления неметаллов зависят от того, с какими ато-
мами они соединены:
★ если только с атомом металла, то степень окисления неметал-
ла отрицательная (например, сульфиды металлов: Na2+1S-2);
★ если с атомом неметалла, то степень окисления может быть
и положительная, и отрицательная — это зависит от электро-
отрицательности атомов элементов, входящих в соединение; на-
пример, в сероводороде H2+1S-2 сера более электроотрицательна по
сравнению с водородом, а в соединении с кислородом S’”Og2 —
менее электроотрицательна.
7. Водород чаще всего проявляет степень окисления +1, кроме
гидридов металлов, в которых его степень окисления равна -1,
например Na41H-1.
8. Максимальная степень окисления для неметаллов 1А—
УША подгрупп (кроме кислорода и фтора) равна номеру группы,
минимальная степень окисления для этих элементов рассчитыва-
ется по формуле: номер группы минус 8.
9. Для металлов минимальная степень окисления — О.
Определение степени окисления в сложном веществе.
1) Записать формулу соединения: SO;|.
2) У кислорода в оксидах степень окисления равна -2, у серы х — SXO 3
3) Сумма всех степеней окисления равна 0, следует составить уравнение:
х + 3 • (-2) = 0;
х = +6.
Степень окисления серы — + 6.
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
И СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА
- - _________»_- — - ,
Химическая связь — связь между
атомами в молекуле или молекуляр-
ном соединении, возникающая в ре-
зультате переноса электронов с одного
атома на другой либо обобществления
электронов для обоих атомов.
грязь
При образовании химической связи атом стремится получить
электронную конфигурацию благородного газа и окружить себя
двумя (дублет) или восемью (октет) электронами.
Характеристика Описание
Длина связи Расстояние между ядрами двух химически связанных атомов
Энергия связи Минимальное количество энергии, которое необходимо затратить на разрыв связи. Чем больше длина связи между атомами, тем меньше энергия связи, и наоборот
Кратность связи Число общих электронных пар, за счёт ко- торых образована химическая связь между атомами
Валентный угол Угол между воображаемыми прямыми, про- ходящими через центры атомов, участву- ющих в образовании химической связи
описания типа связи
1.
2.
3.
4.
5.
6.
7.
Определение.
Соединяющие частицы.
Разность электроотрицательности соседних атомов.
Механизм возникновения связи.
Свойства.
Примеры.
Схема образования.
Ковалентная полярная связь
£ Ковалентная неполярная связь
1. Связь между атомами разного
вида.
2. НеМ + НеМ.
3. < 1,7.
4. Образование общих электронных
пар.
5. Насыщаемость и направленность.
6. Н2О, HF, SO2, СН4.
7. • •
1. Связь между атомами одного
вида.
2. НеМ + НеМ.
3. 0.
4. Образование общих электронных
пар.
5. Насыщаемость и направленность.
6. 02, n2, С12, S8.
7. • •
Двойная ковалентная связь
О=С=О
Одиночная ковалентная связь
С1-С1
ВАЖНО!
Ковалентная полярная связь может быть и между метал-
лом и неметаллом, но встречается редко.
Металлическая связь
Ионная связь
1. Связь, удерживающая вместе
атомы металла, с наличием высо-
кой концентрации в металлах элек-
тронов проводимости — «электрон-
ного газа».
2. Me + Me.
3. 0.
4. Делокализация связывающих
электронов.
5. Ненаправленность.
6. Металлы: Na, Л1, Ли.
7.
Катион металла
Электрон
1. Связь на основе электростатиче-
ского взаимодействия между про-
тивоположно заряженными ионами.
2. Катион + анион.
3. > 1,7.
4. Электростатическое притяжение
заряженных частиц.
5. Ненаправленность и ненасыщае-
мость.
6. Соли, основания, оксиды метал-
лов: NaF, СаС12, MgF2> Li2S, BaO,
NHtCl.
7.
Водородная связь
1. Связь между положительно поляризованным ато-
мом водорода одной молекулы и отрицательно по-
ляризованным атомом другой молекулы.
2. А—Н ... А—Н.
3. Водородная связь имеет частично электростатиче-
скую, частично донорно-акцепторную природу. Раз-
ность электроотрицательности не имеет значения.
4. Протон одной молекулы притягивается неподе-
лённой электронной парой атома другой молекулы.
5. Бывает внутримолекулярная и межмолекулярная.
6. Н9О, HF, NH;i, карбоновые кислоты, спирты,
амины, белки, нуклеиновые кислоты.
Межмолекулярная
У веществ с водородными связями, как прави
ло, более высокие температуры кипения. На
пример, вода (Н2О) кипит при 100 JC, а серо
водород (H2S) — при -60 С.
Электронные облака атомов имеют различную форму, их пере-
крывание может осуществляться разными способами. В зависимо-
сти от способа перекрывания и симметрии образующегося облака
различают а- и л-связи (сигма- и пи-связи).
Особенность л-связи
л-Связь возможна только
ных связей (двойных и
может быть образована
<т-связи.
п-Связи образуются при перекры-
вании р- или с/-орбиталей по обе
стороны от линии соединения
атомов.
в случае образования крат-
тройных), так как л-связь
только после образования
30 @ Т£0РГП4Ч£С£И£ OCftOfW ХИМИИ
Алгоритм определения типа связи
Нет---- Вещество образовано одним элементом?
Да
Нет — Вещество образовано двумя
элементами? ---Да
Вещество является кислотой?
Нет — ЭО <
1,7? - Да
Да
Ионная
Полярная КС
Нет
Полярная КС
Ионная между Me и кислотным
остатком
- Вещество
образовано Me? —
1ет
Да
Неполярная КС Металлическая
По типу строения все вещества делятся на молекулярные и не-
молекулярные. Среди органических веществ преобладают молеку-
лярные вещества, среди неорганических — немолекулярные.
Молекулярные вещества Немолекулярные вещества
Вещества, у которых наименьшими структурными частицами являются молекулы (молекулярная кристалли- ческая решетка). J Газы или жидкости при нор- мальных условиях: О2, Н2О Вещества, минимальными структур- ными частицами которых являются атомы или ионы (ионная, атомная, металлическая кристаллические ре- шётки). По агрегатному состоянию немолекулярные вещества при нор- мальных условиях чаще всего твёр- дые. Z Металлы, соли, алмаз, графит
/ \ Вода — молекулярное ве- 1Н2ОИ щество *“тг г— Z ' 1 Ut/ - '-2>Х- Алмаз — немолекуляр- " ное вещество \ \Ч
Кристаллическая решётка вещества
упорядоченное
расположение частиц (атомов, молекул, ионов) в строго
определённых точках пространства. Узлы решётки -
точки, в которых размещены частицы кристалла.
ТИПЫ РЕШЁТОК
Химическая
щества
вещества,
формула
условная
ве-
запись
отражающая его
качественный и количествен-
ный состав.
II ндекс
цифра, находя-
щаяся справа внизу у сим-
вола химического элемента,
обозначающая число атомов
этого элемента в химической
у^формуле вещества.
Символы химических элемен-
тов показывают, из каких ато-
мов состоит вещество (его ка-
чественный состав), а индексы
указывают число атомов хими-
ческих элементов в веществе
(его количественный состав).
Коэффициент цифра
в химической записи, кото- V.
рая ставится перед форму- *•*
лой и показывает число от-
дельных атомов, молекул или Г.’.
Индекс 1 в химической
формуле не пишется.
Если в формуле записан
знак химического элемен-
та без индекса, значит,
в частице вещества со-
держится один атом дан-
ного элемента.
Повторяющиеся группы атомов
в формуле заключают в скобки.
Химические формулы веществ
молекулярного строения показы-
вают состав молекул. Это моле-
кулярные формулы.
СвЩЬ и СТрОЕ^НЕ РЩЕСТРА ©
33
Закон был открыт француз-
ским химиком Ж. Л. Пру-
стом в 1799—1809 гг.
ДСовременная формулировка закона
и количественный состав.
Всякое чистое вещество молекуляр-
ного строения независимо от места
нахождения и способа получения
имеет постоянный качественный
Закон не является всеобщим. Он справедлив только
для веществ, имеющих молекулярное строение. Со-
став веществ немолекулярного строения часто зависит
от способа их получения.
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА
ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ
А. И. МЕНДЕЛЕЕВА
Периодический закон: свойства атомов
химических элементов, а также состав
и свойства образуемых ими веществ
находятся в периодической зависимо-
сти от зарядов атомных ядер.
Периодическая система химических элементов — графическое вы-
ражение периодического закона. Она состоит из периодов и групп.
Существует популярный миф, что таблица химических
элементов приснилась Д. И. Менделееву. Работа над вы-
явлением закономерностей свойств открытых элементов ве-
лась и до Д. И. Менделеева, и им самим на протяжении
многих лет. Открытие периодического закона — результат
долгих и кропотливых исследований, а не случайность.
© м
© Теоретические octfotfbt тимии
ячейки периодически р&мцы
Заряд ядра Z совпадает
с порядковым номе-
ром элемента в Перио-
дической системе (чис-
лом протонов в ядре).
Но нему также опреде-
ляется число электронов
в атоме.
ПСРИОДЦЧсСкМ 3A£Off Ц ПСРИОДИЧЕС^А* СИСТЕМА... © &
Химические и физические свойства простых и сложных ве-
ществ, содержащих те или иные химические элементы, находятся
в периодической зависимости от расположения данного элемента
в Периодической системе.
Радиус атома — расстояние от ядра атома до электрона,
находящегося на внешнем слое электронной оболочки атома.
Количество электронных слоёв равно номеру периода, соответ-
ственно, вниз по группе число электронных слоёв увеличивается,
а значит, радиус агома возрастает.
С
они
ми, так
как притягиваются к ядру
это и есть причина ма-
радиуса атома.
увеличением числа электронов
становятся более скученны-
сильнее:
ленького
Вправо по периоду (среди эле-
ментов главных подгрупп) ко-
личество электронов на внеш-
нем уровне увеличивается, но
общее число уровней остаётся
без изменений. Отрицательно
заряженные электроны притя-
гиваются к положительно заря-
женному ядру, и, чем больше
их в пределах одного уровня,
Ионные радиусы
радиу-
сы ионов (заряженных ча-
стиц), в которые превраща-
ются атомы в результате
отдачи или присоединения
тем больше сила этого притяже-
ния
атом немного сжимается. Вправо по периоду (среди зле-
ментов главных подгрупп) радиус атома уменьшается.
Радиус атома в периоде
Уменьшается слева направо —>
Оба элемента находятся в 2-м периоде
Находятся в VIIА группе — семь
электронов на внешнем уровне.
Находятся в 1А группе — один
электрон на внешнем уровне.
Радиус атома больше, один элек-
трон слабее притягивается к ядру.
Радиус атома меньше, электроны
сильнее притягиваются к ядру,
атом сжимается.
^ек-рр^^ТриЦАТ^^^Т11
о-------------------------------------------------\
Электроотрицательность (ЭО) — фундаментальное химиче- V
ское свойство, способность атома притягивать к себе валент- л
ные электроны других атомов. Элементы VIIIA группы — 7
благородные газы — имеют завершённый внешний уровень, •’<
< поэтому обладают нулевой электроотрицательностью. д
периодический JAfcoft И периодиЧес^ СИСТеМА @ *7
Американский химик Л. Полинг в 1932 г. впер
вые представил концепцию электроотрицательности.
А в 1934
P. Малликен разработал свою шкалу
электроотрицательности химических элементов.
Шкала Полинга Шкала Малликена
Л. Полинг объяснял, что для лю- бой пары атомов АВ энергия про- стой связи А — В сильнее, чем среднее из энергии простых связей А — А и В — В. Первая самая распространённая шкала относительных атомных элек- троотрицательностей Полинга охва- тывает значения от 0,7 для атомов франция до 4,0 для атомов фтора Li Н F 1 1 1 1,0 2,1 4,0 Способность атома в молекуле при- тягивать к себе электронный заряд зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. Р. Мал- ликен ввёл представление об элек- троотрицательности атома А как о средней величине энергии связи наружных электронов при ионизации валентных состояний (от А до А ) и на этой основе предложил соот- ношение для электроотрицательности атома: ЭО - '/2 + ЕСР). 1ион — энергии ионизации атома; Еср — сродство к электрону
энергия,
необходимая для отрыва внешнего
электрона от изолированного атома
в газовой фазе. При отрыве элек-
трона от атома образуется соответ-
ствующий катион.
Энергия ионизации
Сродство к электрону —
энергия, которая выделяется
при присоединении электрона
к нейтральному атому.
Энергия ионизации обычно выра-
жается в электронвольтах (1 эВ =
= 96,485 кДж моль).
@ Теоретические основу тимии
Электроотрицательность
Электроотрицательность увеличивается вправо по периоду и вверх
по подгруппе.
Группа 1А ПА ША 1VA VA VIA VI1A
Период
1 Н
2 В
3 Si Неметаллы
4 As
5 Металлы Те
6 At
7
Увеличивается
Самым электроотрицательным элементом является фтор F: во всех
его соединениях степень окисления равна -1. Второй по электро-
отрицательности —
электроотрицательный
кислород О, третий
азот N, а наименее
франций (Fr). Чем ближе элемент к фто-
ру в Периодической системе, тем выше его электроотрицательность.
Металлы обладают небольшой электроотрицательностью и склонны
отдавать свои электроны.
л?грф^Ч£^кй£ й #£л?£7'/ЦДй‘/£^й£
Металлические свойства
со-
вокупность физико-химических
свойств, характерных для эле-
ментов и их простых веществ,
которым соответствуют про-
стые вещества
металлы.
Иеметаллические свойства —
совокупность физико-хими-
ческих свойств, характерных
для элементов и их простых
веществ, которым соответ-
ствуют простые вещества —
неметаллы.
Металлы — простые вещества, обладающие характерным метал-
лическим блеском, высокой электро- и теплопроводностью, пла-
стичностью, ковкостью.
Металлы в соединениях проявляют только положительные степе-
ни окисления. В химических реакциях металлы способны только
отдавать электроны и проявлять восстановительные свойства.
Металлические
Неметаллические свойства
Усиливаются вниз по подгруппе
и влево по периоду.
Усиливаются вверх по подгруппе
и вправо по периоду.
и ОыЮМН* <№й&ТМ
Кислотные свойства
сово-
купность свойств, которые опре-
деляют поведение кислот в хи-
мических реакциях, например
взаимодействие с основными
х^оксидами и основаниями.
Основные свойства явля-
ются противоположностью
кислотных и показывают /*'
поведение оснований в хи-
мических реакциях. .V
и п 111 m 11 i i и i 11 и 111 и i >п ГЛ
Основными являются оксиды металлов, а кислотными — оксиды
неметаллов (или металлов в высокой степени окисления). Соот-
ветственно, кислотные свойства оксидов и гидроксидов изменяют-
ся по Периодической системе подобно неметаллическим свойствам
простых веществ, основные свойства, наоборот, изменяются по-
добно металлическим свойствам.
Окислительные свойства —
способность атома или иона
Восстановительные
свой-
ства
способность атома
принимать электроны, по-
нижая свою степень окисле-
НИЯ.
или иона отдавать электро-
ны, повышая свою степень
окисления.
Восстановительные свойства
Окислительные свойства
Усиливаются влево по периоду
и вниз по подгруппе.
Усиливаются вправо по периоду
и вверх по подгруппе.
СВОЙСТВА
Усиливаются
свойства в обратных направлениях.
типы химических редкций
Химические реакции могут сопровождать-
ся изменением окраски раствора, выделе-
нием газа, образованием осадка, а также
поглощением или выделением энергии.
Критерий: число и состав реагентов и продуктов
Тип реакции Описание
Соединения Из двух и более веществ образуется одно сложное вещество: А + В + С -» D. С + О2 —> СО2
Разложения Из одного сложного вещества образуется два и более вещества: А -> В + С + D. (NH4)2Cr2O7 —> N2 -* Cr2O3 + 4Н2О
Замещения Атомы или группы атомов одного из исходных веществ замещают атомы или группы атомов в другом исходном веществе. Zn + 2НС1 —> ZnCl2 + Н2 2NaI + Cl2 2NaCl + 12
Обмена Исходные вещества обмениваются составными частями. 2NaOH + H2SO4 -> Na2SOt + 2Н2О CaCOo 4- 2ИС1 -> СаС12 + Н2О + СО2 О Li L L1
Критерий: количество фаз
Гомогенные Реагенты и продукты реакции находятся в од- ной фазе (газовые реакции, реакции в раство- рах). NaOH + НС1 -> NaCl + Н2О
Гетерогенные Реагенты и продукты реакции находятся в раз- ных фазах. Zn (тв.) + 2НС1 (ж.) -> ZnCl2 + Н2 (г.)
Критерий: обратимость
Тип реакций Описание
Обратимые Реакция протекает в обоих направлениях. Про- дукты могут реагировать друг с другом с по- лучением реагентов. N, + ЗН, 2NH3 Н2 + 12 Ь 2HI
Необратимые Реакция протекает только в прямом направле- нии. Zn(OH)2 -> ZnO + Н2О
Критерий: изменение степеней окисления
Окислительно-восстановительные реакции
Изменяются Zn + H2SO4 —> Н2 + ZnSO4 MnO2 + 4НС1 -> CL + MnCL + 2H,0
Не окислительно-восстановительные реакции
Сохраняются Са(ОН), + СО, -> СаСОч + Н,0 4 ' Ct £1 О £
Критерий: наличие катализатора
Тип реакции Описание
Каталитические Реакция протекает с катализатором. МпОо 2Н202 К О2 + 2Н,0
Некаталитические Реакция идёт без катализатора. 4 КСЮ., -> ЗКСЮ. + КС! о Ч
Критерий: тепловой эффект
Тип реакций Описание
Экзотермические Выделяется теплота (+ Q). СаО + Н2О -» Са(ОН)2 4- Q
Эндотермические Поглощается теплота (- Q). Fe(OH)2 FeO + Н,0 - Q
тепловой эфср&кт химической редкции
Тепловой эффект химической
реакции (Q) — количество 'Л
теплоты, выделяющееся (+ Q) >*•*
или поглощающееся (— Q)
в результате протекания хи- Л
мической реакции. .V
Тепловой эффект реакции из-
меряется в килоджоулях (кДж)
и указывается в правой части
уравнения: + Q — теплота вы-
деляется; — Q — теплота по-
глощается.
Теплота образования — тепловой эффект реакции
образования 1 моль вещества из простых веществ.
Хотя и не всегда, но можно по внешним при-
знакам определить тепловой эффект реакции. На-
пример, реакция разложения дихромата аммония
((NH4)2Cr2()7) — экзотермическая, её называют «вул-
канчиком» из-за выделения большого количества те-
плоты и схожести с извержением вулкана.
термохимическое уравнение
Термохимическое уравнение реакции
уравнение хими-
ческой реакции, в котором указывается тепловой эффект.
Тепловые эффекты прямой и обратной реакций имеют противопо-
ложные знаки и равны по абсолютным величинам.
0,5N2 (г.) -I- 1,5Н2 (г.) NH3 (г.) + 46 кДж
NH3 (г.) ±5 0,5N2 (г.) 4- 1,5Н2 (г.) - 46 кДж
Для того чтобы вещества вступили в реакцию, они
должны соприкасаться (сталкиваться) друг с другом.
Тилы ХНМИЧССМ* РЕАКЦИЙ © 45
Для разрыва связей в мо-
лекулах Н2 и N2 требуются
большие энергии — такие
молекулы обладают малой
реакционной способностью.
В сильнополярных молеку-
лах (HCI, Н2О) для раз-
рыва связей затрачивается
меньше энергии и скорость
реакции значительно выше
Скорость химической реак-
изменение
ции
времени в единице объёма.
71*1
концен-
реагиру-
единицу
трации одного из
ющих веществ в
Скорость химических реакций в большой степени зависит от ха-
рактера химических связей и строения молекул реагентов. Реак-
ции протекают в направлении разрушения менее прочных связей
и образования веществ с более прочными связями. В раство-
рах электролитов реакции между ионами протекают практически
мгновенно.
ЕСЛИ ТЕМПЕРАТУРА УВЕЛИЧИВАЕТСЯ,
СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ УВЕЛИЧИВАЕТСЯ
Молекулам вещества недоста-
точно столкнуться друг с дру-
гом, чтобы произошла хими-
ческая реакция. Они должны
обладать определённым запасом
кинетической энергии.
Правило Вант-Гоффа
Скорость химической реакции увеличивается
в 2—4 раза при повышении температуры
на каждые 10 градусов.
где I?! — скорость реакции при температу-
ре tf, v2 — скорость реакции при темпера-
туре t«; Y — температурный коэффициент.
ЕСЛИ КОНЦЕНТРАЦИЯ РЕАГЕНТОВ УВЕЛИЧИВАЕТСЯ,
СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ УВЕЛИЧИВАЕТСЯ
Чем больше молекул исходных
веществ находится в системе,
тем больше вероятность их
столкновения.
ЕСЛИ ПОВЕРХНОСТЬ СОПРИКОСНОВЕНИЯ УВЕЛИЧИВАЕТСЯ,
СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ УВЕЛИЧИВАЕТСЯ
Поверхность твёрдых веществ может быть увеличена при их из-
мельчении, а для растворимых веществ
при их растворении.
Zn + 2НС1 = ZnCl2 + н2
При взаимодействии цинка с соляной кислотой большое влияние
на скорость реакции оказывает степень измельчения цинка. Быстрее
всего реакция протекает при использовании порошка, намного мед-
леннее — с гранулами, очень медленно — с большим куском цинка.
Используя разные препаративные формы, или смеси, можно контроли-
ровать скорость выделения водорода (ток водорода).
При сжимании плотность газа
увеличивается: между молеку-
лами уменьшается расстояние
и увеличивается вероятность
их столкновения.
ЕСЛИ В РЕАКЦИИ УЧАСТВУЕТ КАТАЛИЗАТОР
СКОРОСТЬ РЕАКЦИИ УВЕЛИЧИВАЕТСЯ
Катализатор
торое влияет на скорость хи-
мическои реакции,
при
протекании
остаётся неизменным как
по составу, так и по массе
вещество, ко-
но само
реакции
тализатор)
Ингибитор (отрицательный ка-
вещество, ко-
торое позволяет замедлить
протекание нежелательных хи-
мических процессов.
При гомогенном катализе реагенты и катализатор находятся в од-
в раз-
ном агрегатном состоянии, при гетерогенном катализе
личных состояниях.
Катализаторы увеличива-
ют скорость химических
реакций, но сами не рас-
ходуются.
ход РЕАКЦИИ
© _____________________
Состояние химического равнове-
сия характерно для обратимых
химических реакций.
Химическое равновесие — это
состояние химической системы,
при котором скорость прямой ре-
акции равна скорости обратной.
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ ПО ОБРАТИМОСТИ
Химические реакции Описание
Обратимые Протекают в прямом и обратном на- правлениях
Необратимые Протекают только в одном прямом направлении
При гомогенном катализе реагенты и катализатор находятся в одном агре-
гатном состоянии, при гетерогенном катализе
в различных состояниях.
УСЛОВИЯ НЕОБРАТИМОСТИ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ )
В реакции ионного обмена образуется газ, осадок или слабодиссоцииру-
ющее соединение (вода, слабое основание или слабая кислота).
КОН + НС1 = КС1 + Н2О
2.NaNO2 + H2SO4 = 2HNO2 + Na2SO4
Выделяется большое количество С + энергии, ()2 = СО2 например при реакции горения. + Q
Константа равновесия —
количественная характе-
ристика состояния хими-
ческого равновесия.
При неизменной темпера-
туре константа равнове-
сия остаётся неизменной
величиной.
Чем больше константа равновесия, тем сильнее равновесие сме-
щено в сторону образования продуктов прямой реакции. Очень
большое значение константы равновесия соответствует практически
необратимой реакции, а очень малое значение говорит о том, что
прямая реакция практически не протекает.
Принцип Ле Шателье J
Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, ока-
зать какое-либо внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону
той реакции, которая ослабляет эффект от оказанного воздействия.
Чтобы
дукта,
ле на
химического
простых ве-
выход про-
технологи подбирают условия, опираясь в том чис-
принцип Ле Шателье.
Обратимые реакции часто лежат в основе
производства, например синтеза аммиака из
ществ:
Ы2 + ЗН2 У2 2NH3.
повысить эффективность и увеличить
Константа равновесия j
аА + ЬВ -> сС 4 dl>,
где строчные буквы — коэффициен-
ты, заглавные буквы — химические
вещества.
к = |СГ • IDI'1
1аГ • |в)ь
А. Л. Ле Шателье (1850—1936) —
французский химик и физик. Ис-
следовал влияние давления и тем-
пературы на смещение равновесия.
@ T£OP£Tii4£CW£ ОСБОНУ ХИМИИ
Фактор, влияющий на равновесие Влияние
Концентрация При увеличении концентрации реаген- тов равновесие смещается в сторону продуктов, то есть прямой реакции. При увеличении концентрации про- дуктов равновесие смещается в сто- рону реагентов, то есть обратной реакции
Температура При повышении температуры равно- весие смещается в сторону эндотерми- ческой реакции, а при понижении — в сторону экзотермической
Давление х /’ Давление влияет на равновесие, толь- ко если в реакции присутствует хотя бы одно газообразное вещество. При уменьшении давления равнове- сие смещается в сторону образования большего химического количества га- зообразных веществ. При увеличении давления — в сторону образования меньшего химического количества га- зообразных веществ
Объём Объём реакционной системы влияет на равновесие, только если в реак- ции присутствует хотя бы одно газо- образное вещество. При уменьшении объёма увеличивается давление, со- ответственно, равновесие смещается в сторону образования меньшего хи- мического количества газообразных веществ. При увеличении объёма — в сторону образования большего хи- мического количества газообразных веществ
Катализатор Катализатор и ингибитор не смещают химического равновесия
ТЕМПЕРАТУРА
Химическое равновесие
Химическое равновесие
--------------------►
A + B^C + D + У
реагенты продукты
СО2 (г.) + С (тв.) 2СО (г.)
Химическое равновесие
1 газ
Химическое равновесие
------------------->
А+Вь^С + D- Q
реагенты продукты
Химическое равновесие
<--------------------
A+B^C + D — Q
реагенты продукты
2 газа
СО2 (г.) + С (тв.) 2СО (г.)
ТОЛЬКО ДЛЯ ГАЗОВ
Если мы попытаемся удалить какое-либо вещество из системы
(уменьшить его концентрацию), то система будет стремиться за-
полнить пустое место, которое мы создали. Таким образом, мож-
но сказать: куда добавляем — оттуда смещается, откуда берём —
туда смещается.
Химическое равновесие
Химическое равновесие
Электролитическая диссоциация — частичный или пол- V
ный распад вещества в растворе или расплаве на поло- Л*
. жительно и отрицательно заряженные частицы — ионы. ‘Л
^^тттттттттгтттттттттттттгтт-гттттттттттттттттттттттттттттттттттттЛ
Электролитическая диссоциация
СГ СГ *
СГСГ *
NaCl -» Na+ + СГ
Диссоциация соли в водном рас-
творе
NaOH -> Na+ + ОН-
Диссоциация щёлочи в водном
растворе
Молекула воды — полярная молекула, диполь. Отрицательно за-
ряженным концом она притягивается к катионам, положительно
заряженным — к анионам. Вода «вклинивается* в кристалличе-
скую решётку и разрушает её; вещество диссоциирует на ионы,
окружённые диполями воды (сольватированные ионы).
ТцЛь ХИМИЯМ* PfyfZi&ii @ У?
Механизм диссоциации веществ \ с ионной связью / ^=U г 1. Ориентация молекул воды около ионов кристалла. 2. Гидратация молекул воды с иона- ми поверхностного слоя кристалла. 3. Диссоциация кристалла электро- лита на ионы. рЛ - о=у -(ci .-(Na) \a'"-Vl ) CD M l > ‘ Диссоциация веществ с ионной связью (NaCl) -(сг) (Naj>- < (сГ)- ЯВВ ’Mb СЗЛСГКЕЭ СР(Аа)б +) NaCJ (ионная связь) в растворе ^4 Т 'k 1 X к ^ \ \| -1 ВАЖНО! Растворимость и сила элек- 1 тролита не одно и то же! 1 / Механизм диссоциации веществ / с ковалентной полярной связью о __—г " 1. Ориентация молекул воды око- ло полюсов молекул вещества. 2. Гидратация молекул воды с молекулами вещества. 3. Ионизация молекул вещества. 4. Диссоциация молекул вещества на гидратированные ионы. —А 4-1 о <$-э Диссоциация веществ с кова- лентной связью (НС1) (х\ (+^(+~4XFD Z/hci^\ 1 ft? в 1 )С5> сг)(О> ^04 ^04 Схема энергетических уровней: 1 — полярная молекула в начале гидратации, 2 — переход в ион- ную структуру под действием ди- полей растворителя. 3 и 4 — гидратированные катион и анион
Диссоциация сильных электролитов протекает необратимо:
НС1О3 -> Н + СЮ3.
В растворе сильного электролита растворённое вещество находит-
ся в виде ионов (катионов и анионов); педиссоциированные моле-
кулы практически отсутствуют.
Диссоциация слабых электролитов — обратимый процесс, проте-
кает частично:
СЩСООН £5 СНоСОО" + FT;
hno2 *5 Н” + NO2.
Слабые многоосновные кислоты и слабые многокислотные основа-
ния диссоциируют ступенчато.
отношение к электролитической диссоцидции
Сильные электролиты Слабые электролиты
Класс веществ: основания
Щёлочи: LiOH, КОН, NaOH, RbOH, CsOH, Са(ОН)2, Sr(OH)2, Ва(ОН)2 NH3 • Н2О, все нерастворимые ос- нования: Fe(OH)2, Cu(OH)2 и др.
Класс веществ: кислоты
HI НВг НС1 H2SO4 HNO3 НС1О4 НС1О3 НВгО4 H2SeO, HSCN HMnO4, H2MnO4 H2CrO4, H2Cr2O7 Почти все комплексные кислоты: H3[Fe(CN)6], H[AuC141 HCN H2SO3 hno2 нею нсю2 Н3РО4 и другие фосфорные кислоты н2со3 HF H2S, Н2Яе, Н2Те H2SiO3 и другие кремниевые кис- лоты H3AsO4 H3AsO3 н'.А1Оч н"во3 сн3соон
Сильные электролиты Слабые электролиты
Класс веществ: амфотерные гидроксиды
— Все амфотерные гидроксиды: А1(0Н)3, Ве(ОН)2, Zn(OH)2, Сг(ОН)3 И др.
Класс веществ: соли
Большинство солей независимо от растворимости: NaCl, AgNO3, BaSO4, Ca(NO3)2 Некоторые соли, имеющие кова- лентные связи: HgCl2, Hg(CN)2, Fe(CNS)3, Cdl2
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
★ При растворении в воде
электролиты диссоциируют (рас-
падаются) на ионы.
★ Причиной диссоциации элек-
тролита в водном растворе яв-
ляется его гидратация, то есть
Свойства
от свойств
атомов, из
зовались.
ионов
отличаются
атомов или группы
которых они обра-
взаимодействие электролита с молекулами воды и разрыв хими-
ческой связи в нём.
* В растворе ионы существуют в гидратированном виде, в от-
личие от безводных солей, в которых ионы негидратированные.
Свойства гидратированных ионов отличаются от свойств негидра-
тированных ионов.
★ Под действием электрического тока катионы движутся к отри-
цательному полюсу источника тока — катоду, а анионы — к по-
ложительному полюсу источника тока — аноду.
★ Химические свойства растворов электролитов определяются
свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.
РХИкЦШЛ ММСГО
Реакции ионного обмена — реакции в водных рас-
творах между электролитами, протекающие без изме-
нения степеней окисления образующих их элементов.
1. Записать молекулярное уравнение реакции:
NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3.
2. Определить растворимость каждого вещества с помощью таб-
лицы растворимости:
Р Р Н Р > А
NaCl + AgNO3 = AgCll + NaNO3. + 4
3. Записать полное ионное уравнение реакции:
Na+ + СГ + Ag+ + NO3- = AgCll + Na+ + NO3".
4. Составить сокращённое ионное уравнение, сокращая одинако-
вые ионы с обеих сторон:
Ag" + Cl" = AgCll.
Если реагирующие вещества являются сильными электролитами,
которые при взаимодействии не образуют осадков, газов или
малодиссоциирующих веществ, то реакция не протекает, а в раст-
воре присутствует смесь ионов.
Если в реакцию ионного обмена всту-
пают две соли, то они обе должны
быть растворимыми. Реагировать мо-
гут щёлочи и растворимые соли. Не-
растворимые соли (кроме BaSO4, AgCl,
AgBr, Agl, HgS) могут реагировать co
многими кислотами.
Обычно в реакциях ион-
ного обмена образует-
ся или газ, или осадок.
В реакциях двойного ги-
дролиза наблюдается од-
новременно два признака
(и газ, и осадок).
ТУЛЫ XHfM4£CW)C Р£А£ЦИй @ У7
^u^uTWM-М^ТМвРиТеМЫ* реляции
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — реакции
L протекающие с изменением степеней окисления элементов.
ВАЖНО!
Элемент в своей наивысшей степени окисления в ОВР может
быть только окислителем. Элемент в низшей степени окисле-
ния в ОВР может быть только восстановителем. Элемент, на-
ходящийся в промежуточной степени окисления, в ОВР может
быть и окислителем, и восстановителем.
При
ба-
составлении электронного
кими восстановителями.
Существуют реакции с несколь-
Д ТИНЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
Межмолекулярные (атомы восстановителя и окислителя в составе раз-
ных молекул). 2А1 + ЗС12 -> 2А1С13
Внутримолекулярные (атомы окислителя и восстановителя в составе
одного сложного вещества).
2КС1О3 -> 2КС1 + ЗО2
Диспропорционирование (один и тот же атом является и окислителем,
и восстановителем).
2NO2 + Н20 -> HNO2 + HNO3
Д. И. Менделеева слева направо увеличивается окислительная
способность атомов элементов и уменьшается их восстановитель-
ная способность. В главных подгруппах сверху вниз усиливается
восстановительная способность атомов элементов и уменьшается
их окислительная способность. Наиболее активными восстановите-
лями являются металлы I и II групп, наиболее активными окис-
лителями — неметаллы VI и VII групп (кислород, озон, гало-
Окислитель Характер среды Продукт восстановления
КМп+7О4 (МпО4) Кислая (И ) Мп2+ (бесцветный раствор)
Нейтральная (Н2О) МпО2 (бурый осадок)
Щелочная (ОН ) МпО2- (зелёный раствор)
продукты еосстдноелениз
КОНЦЕНТРиРОВАННОЙ серной кислоты hsso4 z -
Восстановитель Продукт восстановления
Окислитель H2SO4 (разб.)
Активные Me (щелочные (щ.), щёлочпоземельные (щ./з.)) н2
Металлы от А1 до Н2
Неактивные Me (после Н2) Не реагирует
Окислитель H2SOt (конц.)
Активные Me (щ., щ./з.) H2S
Металлы от А1 до Н2 H2S (при нагревании) S, SO2
Неактивные Me (после Н2) S02 £
8, Р, С so2
Восстановитель Продукт восстановления
Окислитель HNO3 (разб.)
Активные Me (щ., щ./з.) Nii;, NH3
Me средней активности и неак- тивные NO
Окислитель HNO3 (конц.)
Активные Me (щ., щ./з.) n2o
Me средней активности и неак- тивные no2
S, Р, С no2
Окислительно-восстановительные реакции являются самыми распро-
странёнными в природе и на производстве. В природе: фотосинтез,
дыхание, брожение, гниение. В промышленности их применяют для
получения металлов, удобрений.
Используется несколько методов составления окислительно-восста-
новительных реакций: метод электронного баланса, метод элек-
тронно-ионного баланса (метод полуреакций) и др.
Распознать ОВР довольно легко — достаточно расставить степени
окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют
степень окисления:
K^S’2 + 2К+1Мп+7О;2 = 2К^Мп*6О<2 + S°.
Степень окисления меняют атомы мар-
ганца и серы:
S 2 - 2ё = S°;
Мп"7 + = Мп’6.
Выписываем
отдельно
атомы элементов, меня-
ющих степень окисления,
в состоянии ДО реакции
и ПОСЛЕ реакции.
ВАЖНО!
важно следить за тем, как обозна-
указывается знак, потом число.
ПРАВИЛА РАССТАНОВКИ КОЭНРЗРИЦНЕНТОе
МЕТОДОМ ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА
При записи электронного баланса
чены степени окисления. Сначала
S + 6
1. Записать уравнение химической
реакции. Определить элементы,
атомы которых изменили степень
окисления (реакция А).
2. Записать уравнения элект-
ронного баланса, определив число
отданных и принятых электронов.
Указать окислитель и восстав о ви-
Правило электронного
баланса
Общее число электронов, отдан-
ных восстановителем, должно
быть равно общему числу элек-
тронов, принятых окислителем.
тель, процесс окисления и восстановления.
3. Для установления электронного баланса число электронов ум-
ножить на наименьшие множители (соответственно 2 и 5 в при-
ведённом выше примере).
4. Полученные коэффициенты перенести в уравнение реакции
(реакция Б).
5. Если окисляемое вещество содержит два восстановителя, опре-
делить общее число отданных электронов.
Окислитель Мп*7 + 5е —♦ Мп+2 5 2 (процесс восстановления)
10
Восстановитель 2С1- - 2ё —> С12 2 5 (процесс окисления)
А) КМп+7О4 + НС1-1 -> Mn+’CU1 + КС1-1 + Cl? + Н2О
' I ш it it
Б) 2КМпО4 + 16IJC1 X 2МпС12 + 2КС1 4- 5С1? + 8ЩО
, *Ж it it it
Коррозия металлов — разрушение металлов и сплавов под воз-
действием окружающей среды. Коррозия бывает химической
и электрохимической (под воздействием воды или в присут-
ствии электролита).
Химическая коррозия обусловливается взаимодействием металлов
с сухими газами (О2, SO2, H2S и т. д.) и жидкими неэлектро-
литами (смазочные масла, нефть, керосин). Самый распространён-
ный пример — коррозия железа и его сплавов во влажном воз-
духе:
4Fe + 6Н2О + ЗО2 -> 4Fe(OH)3.
Электрохимическая коррозия происходит при контакте металлов
с водой и электролитами.
СПОСОБЫ ЗАЩИТЫ МЕТАЛЛОВ ОТ КОРРОЗИИ
Покрытие металла другим более активным металлом, стоящим в элек-
трохимическом ряду напряжений металлов левее.
Суть процесса коррозии: помимо отдачи электронов (химиче-
ских процессов) происходит их перенос (электрические процес-
сы). Из двух металлов быстрее разрушается более активный. Чем
дальше металлы расположены друг от друга в электрохимическом
ряду напряжений металлов, тем выше скорость коррозии.
Электрохимический ряд напряжений металлов
Активность металлов уменьшается
Li К Са Na Mg Al Мп Zn Ст F Ni Sn Pb
(Н) Си Hg Ag Pt Au
Металлы, которые вытесняют
водород из кислот
Металлы, которые не вы-
тесняют водород из кислот
шепчем,
ft---------------------------------------------------------->
протекающий на электродах при прохождении постоянного
ч электрическох'о тока через раствор или расплав электролита.
положительно
заряженный
электрод (анод присоединяют
к положительному полюсу
внешнего источника элек-
трического тока), катод —
отрицательно заряженный
электрод (катод присоеди-
няют к отрицательному по-
люсу внешнего источника
электрического тока). Обра-
зующиеся при диссоциации
электролита катионы пере-
мешаются к катоду, а ани-
При электролизе анод
оны
к аноду.
При электролизе расплавов на катоде восстанавливаются катионы
металлов.
Ме'г + + пе~
Ме°
При электролизе водных растворов электролитов в электродных
процессах могут участвовать и молекулы воды. Катодный процесс
восстановления зависит от положения катиона в электрохимиче-
ском ряду напряжений металлов.
В кислых растворах (растворах кислот) па катоде происходит вос-
становление ионов водорода и выделение газообразного водорода.
2НГ + 2е~
н2, Е°
О В
СХЕМА КАТОДНОГО ВОССТАНОВЛЕНИЯ \
АНОДНЫЕ ПРОЦЕССЫ
Характер анодного процесса окисления зависит от материала ано-
да. Аноды бывают растворимые и инертные (нерастворимые).
Растворимые аноды (все металлы, кроме Pt) — аноды, матери-
ал которых участвует в окислительно-восстановительной реакции,
то есть окисляется в процессе электролиза. Инертные (нераство-
римые) аноды (графит, Pt) — аноды, материал которых не уча-
ствует в окислительно-восстановительной реакции.
ПрУцс^ы $ МДчы* рл&Т№раь
Бескислородный (S2-, I , Вг , С1“) Кислородсодержащий (ОН , SO2", NO3, СО|“ и F")
Окисление анионов: 2СГ - 2е“ = С12 В кислой и нейтральной среде — окисление воды: 2Н2О - 4е~ = О2 + 4Н+. В щелочной среде — окисление ионов ОН-: 4ОН ’ - 4е~ = О2 + 2Н2О
тигр химиуесм* реляции © «г
1 схема электрохимических процессов, протекдющих?
при электролизе водного раствора nacl |
- с инертными электродАми
В раствире NaCl диссоциирует: NaCl = Na+ + Cl .
Процесс электролиза выражается схемой.
Катод Q 2Н2О + 2е~ = Н2 + 2ОН- 2 1
Анод 0 2СГ - 2е~ = С12 2 1
2СГ + 2Н2О электР°лиз С12 + Н2 + 2ОН-;
2NaCl + 2Н2О электР°лиз ci2 + Н2 + 2NaOH.
меммзмы реакций $ $рг/щм£^М
Реакции могут быть радикальными или ионными. Механизм про-
текания реакции зависит от промежуточных продуктов, образую-
щихся в процессе реакции.
рддикдльный мехАнизм редкции
Радикальные реакции — это процессы, которые про-
текают с гомолитическим разрывом связи.
Гомолитический разрыв — разрушение ковалентной связи между
двумя атомами, в результате которого каждый атом получает по
одному электрону, превращаясь в свободные радикалы.
Свободный радикал
частица, имеющая неспаренный электрон.
/ Схема гомолитического разрыва )
I Разрыв связи
А41Б------------------► А + ’Б
Радикальный механизм реакции наблюдается
в процессе галогенирования алканов.
Гетеролитический разрыв — разрушение связи, при котором один
атом получает оба электрона, ранее бывших общей электронной
парой. В результате гетеролитического разрыва образуются заря-
женные частицы — ионы.
Схема гетеролитического разрыва
, Разрыв связи „ ,
А |: Б----------- —►□Д+ +• :Б“
$Цр£Д£\ЫЦлР MPArffW &Р£ДЫ МДЦЫ*
Среда раствора может быть нейтральной, кислой или щелочной.
Кислая [Н+] > [ОН ] pH < 7
Нейтральная [Н+] « [ОН ] pH - 7
Щелочная [Н+] < гон 1 pH > 7
В воде и водных растворах присутствуют ионы Н и ОН . Из-
быток или недостаток этих ионов определяет среду раствора.
ВАЖНО!
pH
водородный показатель кислотности водных растворов
тилы химически* @
б7
ИНДИКАТОРЫ
Индикаторы
вещества.
окраска которых меняется
в зависимости от характе-
ТИПЫ ИНДИКАТОРОВ
Универсальные
Можно определить примерные
значения pH растворов (с точно-
стью ±1).
В зависимости от среды растворов
универсальная индикаторная бума-
га окрашивается в определённые
цвета.
Полоску такой бумаги опускают
на секунду в исследуемый раствор
и по цветной шкале определяют
величину pH.
Изготавливают путём пропитыва-
ния фильтровальной бумаги сме-
сью специальных красителей, при-
дающих ей жёлтый цвет.
Кислотно-основные J
Меняют свою окраску в зависимо-
сти от характера среды.
Причина смены цвета — измене-
ния в строении молекул индика-
тора в кислой (щелочной) среде,
что приводит к изменению спек-
тра поглощения раствора.
6b, @ T£OP£TU4£CW£ OCftOPbi
/ЦеорГЛЦиЧ£С&& ХИМИЯ
—"*<. ''-.—Ч,. Ч «—Г» —rjr S > s — -_-г. -- . —
Ц KAACCUqpUKAUUQ
НЕОРГАНЦЧЕСКЫХ бЕЩЕСТб /
Все неорганические вещества делятся
на простые и сложные.
Простые вещества — вещества, состоя-
щие из атомов одного элемента.
Сложные вещества — вещества, состо-
ящие из атомов различных химических
элементов.
Отличить простое вещество от сложного нетрудно.
Но на экзамене по химии абитуриенты часто попада-
ют в ловушку, не прочитав условие задания до кон-
ца. Например, необходимо выбрать два сложных ве-
щества с п-связыо: N2, СО, H2SOt, НС1, Н2О. В N2
л-связь есть, но это вещество простое. Абитуриенты
часто отмечают этот вариант как правильный ответ.
Вещества Описание
Металлы Все элементы побочных подгрупп и эле- менты ниже диагонали «бор — астат»
Неметаллы Элементы главных подгрупп (кроме VIII) выше диагонали «бор — астат»
Благородные газы Элементы VIIIА группы
кЛ^ссиуиммия кгоРГлЦИЧгсмх ещссъ
69
Периодическая система элементов
I II III IV V VI VII VIII
1 Н He
2 Li Be c N () F Ne
3 Na Mg Al Si P s Cl Ar
4 К Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni
Си Zn Ga Ge Se Br Kr
5 КЬ Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd
Ag Cd In Sn Sb I Xe
6 Cs Ba La Hf Ta w Re Os Ir Pt
Au Hg T1 Pb Bi Po Rn
7 Fr Ra Ac Db JI Rf Bh Hn Mt
неметаллы
металлы
— благородные газы
важно:
Название оксида: оксид + название элемента в родительном па-
деже. Если степень окисления (СО) переменная, её ставят после
названия оксида: оксид меди(1). Обратите внимание на то, что
в названиях неорганических соединений между словом и скобкой
с указанием СО не ставится пробел: оксид железа(Ш).
Вещества Описание
Оксиды Два химических элемента, один из которых — О (СО -2)
Основные и амфотерные гидроксиды Атомы Me и одна или несколько гидроксо- групп -ОН
Кислоты Атомы Н (способны замещаться на атомы Me) и кислотный остаток
Соли Катионы Me (катионы аммония) и кислотный остаток
70 @ /1£ОрГлЦИЧ1СЫЯ ХИМИЯ
Ф ---------------
Различают и используют два вида номенклатуры как неорганиче-
ских, так и органических веществ.
I Тривиальная
номенклатура
Представляет собой систему истори-
чески сложившихся названий, при-
меняемых до настоящего времени.
Эти названия не отражают строе-
ния молекул и часто связаны с ис-
точником выделения органического
соединения (муравьиная кислота),
окраской (метилоранж, малахитовый
зелёный), способом получения (аце-
тон, фенолфталеин) и пр.
Международная
номенклатура
Международная (систематическая)
номенклатура ИЮПАК (International
Union of Pure and Apphde Chemistry
(IUPAC) — Международный союз
теоретической и прикладной химии)
является общепризнанной и универ-
сальной. Систематические названия
составлены из слов, специально соз-
данных или выбранных для описа-
ния структурных особенностей со-
единения.
xW
В конце XIX в. в Русском физи-
ко-химическом обществе обсуждали
предложение строить названия ве-
ществ по аналогии с именем, от-
чеством и фамилией людей. Хло-
рид калия (КС1) должен был стать
Калий Хлоровичем, а хлорат ка-
лия (KClO-j) — Калий Хлоровичем
Кисловым. Обсуждение отложили
на неопределённый срок и не вер-
нулись к нему до сих пор.
гс..............................
В конце XVIII в. Л. Л. Лавуа-
зье утвердил комиссию по созда-
нию химической номенклатуры.
До этого одно и то же вещество
могло иметь несколько различ-
ных названий.
=--ч.----ж--
МЕТАЛЛЫ
Металлы — группа химических эле-
ментов, обладающих в виде простых
веществ при
характерными
ствами.
нормальных условиях
металлическими свой-
группы — щечных
Основные сведения
К щелочным металлам относятся Li, Na, К, Kb, Cs, Fr. Bee
щелочные металлы чрезвычайно активны, во всех химических
реакциях проявляют восстановительные свойства.
Кто и когда открыл
Li И. Арфведсон, 1817 г.
X. Дэви, 1807 г.
К X. Дэви, 1807 г.
Р. В. Бунзен и Г. Р. Кирхгоф, 1861 г.
Cs Р. В. Бунзен и Г. Р. Кирхгоф, 1860 г.
М. Перей, 1939 г.
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ J
. . ... .электролиз
Li: 2L1C1 --------> 2L1 + С^.
Na: 2NaCl электР°лиз > 2Na + С1
К: KCI 4 i\a ы К + NaCL
Cl
Na
NaCl
700—800 °C
2RbCl + Ca —> 2Rb 4* CaCl2.
72 & п£0Г>ГаПЧЧ£СК/'Р ХИМИЯ
Щелочные металлы хранят под слоем керосина
и достают непосредственно перед применением.
На воздухе они быстро окисляются из-за взаи
модействия с воздухом и парами воды.
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с галогенами
2Li + F2 —> 2LiF 2Na + Cl2 2NaCl 2Na + Br2 -> 2NaBr 2K + I2 —> 2KI С фтором реакция протекает при комнатной температуре, с хлором только рубидий и цезий взаимодей- ствуют при комнатной температу- ре, остальные — при нагревании. С бромом щелочные металлы взаи- модействуют более энергично, чем с хлором, из-за его жидкого агре- гатного состояния. Реакции с иодом протекают при нагревании
Взаимодействие с кислородом
4Li + O2 —> 2Li2O 2Na + O2 -> Na2O2 (с примесями оксида) К + O2 -» KO2 (с примесями пероксида)
Нагретые щелочные металлы сгорают на воздухе или в кис- лороде, образуя оксиды (литий), пероксиды (натрий) и надпе- роксиды (супероксиды) (калий, рубидий, цезий)
Взаимодействие с серой
2Li + S -> Li2S 2К + S -» K2S С серой щелочные металлы реаги- руют при нагревании, образуются сульфиды и дисульфиды
Взаимодействие с фосфором
3Na + Р -> Na3P О С фосфором щелочные металлы ре- агируют при нагревании в атмосфе- ре инертного газа
Химические реакции К оммента рии
Взаимодействие с азотом
6Li + N2 -> 2Li3N 6Na + N2 -> 2Na.»N О С азотом реагируют литий (при комнатной температуре) и натрий (при нагревании или при электрическом разряде). Тяжёлые щелочные металлы нитридов не образуют
Взаимодействие с углеродом
2Li + 2С —> Li2C2 Щелочные металлы реагиру- ют с углеродом с образовани- ем карбидов, преимущественно ацетиленидов
Взаимодействие с кремнием
4К + Si -> K4Si При сплавлении кремния со щелочным металлом в инерт- ной атмосфере образуются си- лициды
Взаимодействие с водородом
2Na + Н2 -» 2NaH С водородом щелочные метал- лы при нагревании образуют гидриды
Взаимодействие с водой
2Li 4- 2Н2О -> 2LiOH + Н2 it £t Все щелочные металлы реаги- руют с водой, выделяя водо- род. Реакция экзотермическая, натрий воспламеняется, осталь- ные реагируют со взрывом, литий реагирует спокойнее остальных
Взаимодействие с аммиаком
2Na 4- 2NH.; 2NaNH2 + Н2 NaNH2 + Н20 -> NaOH 4- NH., Щелочные металлы легко рас- творяются в жидком аммиаке с образованием амида, но при добавлении воды данное веще- ство легко гидролизуется
74 (§• fffOffiWVKW* fHMU*
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с солями
3Na + А1С13 -> Al + 3NaCl 4Na + TiCl4 -> 4NaCl + Ti Щелочные металлы могут вос- станавливать другие метал- лы из расплавов их оксидов и солей. Однако из-за высокой активности и трудности про- ведения реакций щелочные ме- таллы обычно не используют
Взаимодействие с кислотами
2Na + 2НС1 -> 2NaCl + Н2 Щелочные металлы реагиру- ют с кислотами, но реакции протекают очень бурно, также их следует проводить в инерт- ной атмосфере. В связи с эти- ми трудностями они не имеют практического значения
Соединения металлов окрашивают пламя в раз-
ные цвета. Этим свойством пользуются изготови-
тели фейерверков. Соли стронция придают «звёз-
жёлтый,
дам» салюта красный цвет, натрия
бария — зелёный.
ял ГРУППЫ
Отдают два валентных е.
М° - 2ё -» М2+
Основные сведения j
К металлам ПЛ группы относятся Be. Mg.
Са, Sr, Ba. Ra. Последние четыре являются
щёлочноземельными. Be и Mg по свойствам
отличаются от щёлочноземельных металлов.
При £комн они устойчивы к действию О2
и П2О благодаря очень тонкой оксидной
плёнке.
Кто и когда открыл
Вр Л. Н. Воклен, 1797 г.
Be Mg Са Sr Ba Ra
Дж. Блэк, 1755 г.
X.
А.
Дэви, 1808 г.
Крофорд, 1790 г.
Ba X. Дэви, 1808 г.
Атомный радиус
Металлические свойства
Реакционная способность
Восстановительные свойства
Ra
и II. Кюри, 1898 г.
2
=.
к
з-
s
ч
а.
х
и
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с галогенами
Са + CI2 —> СаС12 Mg + Вг2 —> MgBr2 С галогенами металлы образуют галогениды. С иодом реакция идёт во влажной среде
76 <& tfCopTAlfiWcw* химия
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с кислородом
2Са + О2 —> 2СаО Ва + О2 -» ВаО2 2Ва 4- О2 = 2ВаО 2Mg 4- О2 -> 2MgO При сжигании щёлочноземель- ных металлов всегда получа- ются оксиды, пероксиды об- разуются только в результате взаимодействия с барием. Каль- ций горит красноватым пламе- нем, магний — ослепительно- белым
Взаимодействие с серой
Са 4 S —> CaS 3Mg + S -> MgS С серой все металлы образуют сульфиды
Взаимодействие с азотом и фосфором
ЗСа + N2 —> Ca3N2 ЗВа + 2Р Ва3Р2 3Mg + N2 -> Mg3N2 При нагревании с азотом все металлы образуют нитриды, а с фосфором — фосфиды
Взаимодействие с углеродом
Са + 2С —> СаС2 При нагревании с углеродом щёлочноземельные металлы и магний образуют карбиды состава МеС2, которые реаги- руют с водой с образованием ацетилена
Взаимодействие с кремнием
Si + 2Mg —> Mg2Si С кремнием протекают реакции с образованием силицидов
Взаимодействие с водородом
Са + Н2 —> СаН2 При нагревании в атмосфере водорода щёлочноземельные ме- таллы образуют гидриды. Гид- рид магния получают только при повышенном давлении
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с водой
Са 4- 2Н2О -> Са(ОН)2 4- Н2
Mg + 2Н2О -4- Mg(OH)2 + Н2
Щёлочноземельные металлы реагируют с водой, магний реаги-
рует с водяным паром при нагревании (поскольку увеличива-
ется растворимость основания)
Взаимодействие с аммиаком
3Mg + 2NH3 -> Mg3N2 + ЗН2
ЗСа + 2NH3 -> ЗСаН2 + N2
Са + 2NH3 -» Ca(NH2)2 + Н2
При взаимодействии с аммиаком магний образует нитрид,
а кальций — гидрид
Взаимодействие с солями и оксидами металлов
Mg + CuSO4 —> Си + MgSOj
Mg + 2AgBr -> MgBr2 4- 2Ag
5Mg + V2O5 -> 5MgO + 2V
Магний часто используют для вытеснения менее активных ме-
таллов из их солей или оксидов — магниетермия. Эта реак-
ция малоприменима для металлов, стоящих в ряду активности
левее магния. Если внести такой металл в раствор соли, пре-
жде всего будет протекать его реакция с водой с образовани-
ем соответствующего гидроксида и выделением водорода
Взаимодействие магния с некоторыми оксидами неметаллов
1) 2Mg 4- СО2 -> 2MgO 4- С
2Са 4- СО2 —> 2СаО 4- С
2) Mg + N2O -> MgO 4- N2
2Mg + SiO2 -> 2MgO 4- Si
1) При горении магниевой ленты в атмосфере углекислого газа
происходит образование углерода.
2) Аналогичные реакции возможны с оксидами других неметал-
лов
7s @ ^ОРГАНИЧЕСКИ хнми*
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с кислотами
1) Ba + 2НС1 -> BaCl2 4- H2 > MgSO4 4- H2 CaBr2 4- H2
Mg + H2SO4 - Са 4- 2НВг -» Sr + 2НС1О., -
> Sr(C103)2 + Н2
2) 4Са 4- 5H9SO| 4Mg 4- 5H2SO4 4Са + 10HNO.. 0 (коиц.) (конц.) -> (разб.) 4CaSO4 + H2S? 4- 4Н.,0 4MgSO4 4- H2S? 4- 4Н2О 4Ca(NO3)2 + N2OT + 5H2O
4Са 4- 10HNO3 4Mg + 10HNO3 (оч. разб.) i (разб.) -> -» 4Ca(NO3)2 4- NH4NO3 4- 311.0 4Mg(NO3)2 4- N2Ot 4- 5H2O
4Mg 4- 10HNO3 (оч. разб.) 1 -> 4Mg(NO3)2 4- NH4NO3 4- 3II2O
1) В результате реакции щёлочноземельных металлов и маг-
ния с кислотами-неокислителями образуются соли и выделяет-
ся водород.
2) С кислотами-окислителями в зависимости от концентрации
могут образовываться разные продукты восстановления кислот
Магний активно горит на воздухе с выделением большого ко-
личества тепла и света. Если реакция вышла из-под контроля,
ни в коем случае нельзя использовать для тушения пожара
воду (Н2О), песок (SiO2) или углекислотный огнетушитель (СО2).
Указанные компоненты этих средств вступают с магнием в экзо-
термические реакции, поэтому возгорание только усилится.
Год открытия: 1825.
Кто открыл: Г. Эрстед.
Простое вещество: твёрдое.
>—)
I группы.
атома
2p63.s23p* 1.
Химический элемеш
Металл главной подгруппы II
Валентность: III.
Электронная конфигурация
в основном состоянии: 1з22®2
Степень окисления: +3.
Природные соединения
★ Корунд А12О3.
★ Боксит Л12О3 • Н2О.
★ Красный рубин А12О3 • Сг2О3.
★ Берилл ЗВеО • А12О3 • 6SiO2.
Применение: алюминий распро-
странён во всех сферах жизне-
деятельности человека. Он, как
и железо, — главный конструк-
ционный материал на Земле.
Из его сплавов делают морские
суда, вагоны поездов, кузова ав-
томобилей.
Алюминий можно
в тонкую проволоку
вытянуть
длиной
1 км, её вес будет всего 27 г.
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с галогенами
2А1 + ЗС12 -> 2А1С13 2А1 + ЗВг2 -> 2А1Вг3 2А1 + 312 -> 2АП3 При небольшом нагревании реа- гирует с С12, а с 12 и Вг2 — при комнатной температуре
Взаимодействие с кислородом
4А1 + ЗО2 -4- 2А12О> В виде стружек А1 ярко горит на воздухе
Ф ----------
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с серой
2Al + 3S -> ALS, При нагревании взаимодейству- ет с S
Взаимодействие с азотом и фосфором
2Al + N2 -> 2A1N Al + Р А1Р При высоких температу- рах реагирует с N2 (800 и Р (500 °C)
Взаимодействие с углеродом
4Al + ЗС -> А14С3 При нагревании реагирует с С, образуется карбид, который ги- дролизуется с выделением ме- тана
Взаимодействие с водой
2А1 + 6Н2О -> 2А1(ОН)3 + ЗН2
Поверхность металлического А1 обычно покрыта тонкой проч-
ной плёнкой оксида: защищает Me от взаимодействия с окру-
жающей средой. Если плёнку удалить, то Мр будет реагиро-
вать с Н2О
Взаимодействие с солями
2А1 + 3ZnCl2 -> 3Zn + 2A1CL
Взаимодействует с солями менее активных Me, вытесняет при этом Me из соли
Взаимодействие со щелочами
2А1 + 2NaOH + 6Н,0 -> 2Na[Al(OH)4] + ЗН2 2А1 + ОКОН -> 2К.А1О., + ЗН9
Л1 растворяется в растворах щелочей и карбонатов щелочных металлов. При сплавлении со щелочами образуются ортоалю- минаты
Взаимодействие < оксидами металлов
Сг2О3 + 2А1 > 2Сг + Л12О3 Fe2O3 + 2Al -> 2Fe + А12О3 Алюмотермия (используют в ос- новном для получения Мп, Ст, V, W)
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с кислотами
1) 2А1 + 6НС1 -> 2А1С13 + ЗН2 2А1 + 3H2SO4 -> A12(SO4)3 + ЗН2 2) А1 + 4HNO3 (разб.) -► A1(NO3)3 + NO + 2Н2О 8А1 + 30IINO3 (оч. разб.) -> 8AJ(NO3)3 + ЗКН^О3 + 9Н2О 3) 2А1 + 6H2SO4 (конц.) -> A12(SO4)3 + 3SO2 + 6Н2О Al + 6HNO3 (конц.) A1(NO3)3 + 3NO2 + ЗН2О
1) Легко растворяется в кислотах-неокислителях. 2) В разбавленной азотной кислоте идёт окислительно-восстано- вительная реакция. 3) Концентрированные азотная и серная кислоты на холоде не действуют на алюминий — пассивация. При нагревании алю- миний способен восстанавливать эти кислоты
алюми-
оксиднои
от воды. Но если регулярно тереть такую посуду содой
(NaHCO3), имеющей щелочную среду, то рано или позд-
но кастрюля придёт ь негодность: в ней появится дырка,
так как оксид алюминия растворяется в щелочах.
что ио-
прочной
металл
плёнкой (А12О3), которая защищает
Алюминий реагирует с водой, ио, например, в
ниевой посуде не появляются дырки, потому
верхность алюминия покрыта тонкой, но очень
Химический элемент у
d-Элемент VIII группы.
Атомная масса: 56.
Порядковый номер: 26.
Электронная конфигурация атома в ос-
новном состоянии: ls22s 2p63e23p63d64s2.
Степени окисления: 4-2, 4-3, реже — 46.
- 26 + 26 30
Год открытия: известно
с древности.
Железо в степени окисления +3 более устойчиво, чем в степе-
ни окисления 4-2, так как имеет по одному электрону на каж-
дой из пяти (7-орбиталей.
/ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Железо
второй по рас-
пространёнпости в земной
коре металл (после алюми-
ния), на
ли чаще
в
составе
поверхности зем-
всего встречается
железных руд.
Ковкость и пластичность
Высокая тепло- и электропроводность
Природные соединения
★ Магнитный железняк, магнетит
*’е3О4.
* Красный железняк, гематит Fe2O3.
★ Сидерит FeCO3.
★ Лимонит Fe2O3 • Н2О, бурый же-
лезняк.
♦ Пирит, серый или железный колче-
дан FeS2.
Сплавы железа
★ Сталь содержит от 0,3 до
2 % углерода.
♦ Чугун содержит более
2 % углерода.
Железо — металл средней химической активности. В электрохи-
мическом ряду напряжений металлов оно располагается левее Н,
между Zn и Sn. Чистое железо
при комнатной температуре до-
вольно устойчиво, его активность
сильно возрастает при нагревании
и измельчении. Наличие примесей
значительно снижает устойчивость
Степени окисления
О, 42, +3, 46
Основные свойства
железа.
Ржавчина
Кислотные свойства
Fe+6 -> K2FeO4
Fe+2 -> FeCl2, Fe(OH)2
Амфотерные свойства
Fe+3 -> Fe2(SO4)3, Fe(OH)3
продукт окисления железа на влажном воз-
духе, оксид-гидроксид железа(Ш) с формулой Fe()|OH)
(обычно упрощённо пишут Fe(OH)3). Это очень рыхлое ве-
щество, поэтому влага и кислород легко проникают через
него и продолжают разрушать металл. Чтобы предотвра-
тить коррозию, нужно покрывать железо специальными ве-
ществами, например краской.
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с галогенами
2Fe + ЗС12 -> 2FeCl3 Fe + I2 —> Fel2 При взаимодействии с галоге- нами (кроме иода) образуются соли железа(Ш)
Взаимодействие с кислородом
3Fe + 2О2 Fe3O4 4Fe + ЗО2 —> 2Fe2O3 При нагревании на воздухе об- разуется железная окалина, в избытке чистого кислоро- да — оксид железа(Ш)
Взаимодействие с серой
Fe + S FeS Fe + 2S U FeS2 При нагревании до 600 °C образуется дисульфид желе- за, при 700 °C — сульфид железа(П)
Взаимодействие с азотом и фосфором
4Fe -1- N2 C 2Fe2N 3Fe + P £ Fe3P о При нагревании взаимодей- ствует с образованием нитри- дов и фосфидов нестехиомет- рического состава
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с углеродом и кремнием
2Fe + С Fe2C 2Fe + Si £ Fe2Si При высокой температуре в результате взаимодействия с углём образуются карбиды нестехиометрического состава
Взаимодействие со щелочами
Fe + 2К0Н + КС103 -> K2FeO4 + КС1 + Н2О
Реакция возможна только с концентрированным кипящим рас- твором или в присутствии окислителей
Взаимодействие с водой
1) 3Fe + 4Н2О -> Fe3O4 + 4Н2 2) 4Fe + ЗО2 + 6Н2О -> 4Fe(OH)3
1) Железо взаимодействует только с водяным ларом, в резуль- тате образуется окалина. 2) В присутствии кислорода образуется гидроксид железа(Ш) — «железно-паровой синтез»
Взаимодействие с солями и оксидами металлов
1) Fe + CuCl2 -> Си + FeCI2 Fe + 2FeCl3 -» 3FeCl2 2) 2Fe + 3CuO -> 3Cu + Fe2O3 Fe + Fe2O3 -> 3FeO
Железо вытесняет менее активные металлы из их солей (1) и оксидов (2)
Взаимодействие с кислотами
1) Fe + H2SO4 -> FeSO4 + Н2 2) 5Fe + 12IINO3 (оч. разб.) -> 5Fe(NO3)2 + 6Н2О + N2T Fe + 4HNO3 (разб.) -> Fe(NO3)s + 2H2O + NOt Fe + 6HNO3 (конц.) £ Fe(NO3)3 + 3H2O + 3NO2T 2Fe + 6H2SO4 (конц.) Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2T
1) При взаимодействии с кислотами-неокислителями выделяет- ся водород. 2) С кислотами-окислителями протекает окислительно-восста- новительная реакция. Железо пассивируется холодными кон- центрированными H2SO4 и HNO3, но при нагревании реакция идёт
[ Химический элемент
d-Элемент VI группы.
Атомная масса: 52.
Порядковый номер: 24.
Электронная конфигурация атома в ос-
новном состоянии: ls22s22p®3s23p63d54s1.
Степени окисления: +2, +3, +6.
Год открытия: 1791.
Кто открыл: Л. Н. Воклен.
Простое вещество: твёрдое.
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ J
Применение
♦ Мебель.
★ Сантехника.
★ Посуда.
Алюмотерми я:
2А1 + Cr2O;j —> 2Сг + А12Од.
С помощью угля:
Fe(CrO2)2 + 4С -> Fe + 2Cr + 4СО.
Природные соединения
♦ Хромистый железняк, хромит Fe(CrO2)2.
★ Магнохромит (Mg, Fe)Cr2O4.
★ Алюмохромит (Fe, Mg)(Cr, А1)2О4.
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Голубовато-белый цвет
Высокая твёрдость
Тугоплавкость
Пластичность (в чистом виде),
но в присутствии даже незна-
чительных примесей кислорода,
азота и углерода хром стано-
вится хрупким и при ударе
молотком легко раскалывается.
«Хром»
«краска»,
выделивший хром) хотел
«цвет». Л. Н.
зелё-
Воклен (химик, впервые
подчеркнуть многообра-
в переводе с греческого языка означает
зие окраски соединений хрома. Соединения хрома(П)
в растворе имеют голубой цвет, хрома(Ш)
ный или фиолетовый, хрома(У1) — оранжевый, крас-
ный или жёлтый.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
При комнатной температуре Ст
малоактивен и обладает высокой
коррозионной стойкостью, так как
покрыт твердой и прочной оксид-
ной плёнкой. С большинством ве-
ществ Ст реагирует при нагрева-
нии.
Степени окисления
О, 4 2, +3, +6
ВАЖНО!
У Ст провал ё
как и другие элемен-
ты VI группы, в соединениях он прояв-
ляет максимальную СО -*-6, но наиболее
устойчив в СО +3.
Основные свойства
Cr+2 -4 Cr(OH)2, CrSO4
Амфотерные свойства
Сг+3 -4 Cr(OH)3, Cr2(SO4)3
Кислотные свойства
Сг+6 -> H2CrO4, Na2Cr2O7
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с галогенами
2Ст -1- 3F2 —> 2CrF3 2Cr + ЗС12 -> 2CrCl3 2Cr -1- 3Br2 —> 2CrBr3 2Cr 4- 3I2 2CrI3 При комнатной температуре хром реагирует только с фто- ром, при нагревании до 600 °C — с хлором и бромом
Взаимодействие с кислородом
4Cr + 3O2 —> 2Cr2O3 При высоких температурах хром горит в кислороде с об- разованием оксида трёхвалент- ного хрома
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с серой
2Cr 4- 3S —> Cr2S3 С серой хром взаимодейству- ет только при нагревании, при этом образуется сульфид хрома(Ш)
Взаимодействие с азотом и фосфором
2Cr + N2 -> 2CrN Cr + Р —> CrP С азотом и фосфором хром взаимодействует только при на- гревании
Взаимодействие с углеродом
Сг 4- С -> СгС С углеродом хром взаимодей- ствует только при нагревании
Взаимодействие с водой
2Сг + ЗН2О —> Сг2О3 4- ЗН2 Хром реагирует исключительно с парами воды
Взаимодействие с солями и оксидами металлов
Cr + CuSO4 -» Си 4- CrSO4 Хром реагирует с солями ме- нее активных металлов
Взаимодействие со щелочами
Сг 4- КС1О3 + 2К0Н > К2СгО4 4- КС! 4- Н2О
Растворы щелочей на хром практически не действуют, однако это возможно в присутствии сильных окислителей
Взаимодействие с кислотами
1) Ст 4- 2НС1 -> СгС12 4- Н2 2) 2Cr + 6H2SO4 -> Cr2(SO4)3 + 3SO2 + 6Н2О Cr 4- 6HNO3 -> Cr(NOo)3 + 3NO2 4- ЗН.,0
1) Хром растворяется в разбавленных кислотах с выделением водорода и образованием ярко-синих растворов солей хрома(П). 2) Хром пассивируется холодными концентрированными кис- лотами H2SO4 и HNO3. Однако при сильном нагревании эти кислоты растворяют хром с образованием солей хрома(Ш)
KS
/ими*
35
- 29
£ Химический элемент
d-Элемент I группы.
Атомная масса: 63,5.
Порядковый номер: 29.
Электронная конфигурация атома в ос-
новном состоянии: ls22<s22p63s23p63d104s1.
Степени окисления: +1 и +2.
известна
твёрдое.
Год открытия:
с древности.
Простое вещество:
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ )
Гидрометаллургический метод:
CuSO4 + Fe -> Си + FeSOr
Пирометаллургический метод.
Основные стадии процесса:
* обжиг сульфидов:
2CuS + ЗО2 -> 2CuO + 2SO2;
★ восстановление меди из оксида:
СиО + Н2 —> Си + Н2О.
Электролиз растворов солей Си:
2CuSO4 + 2Н2О —> 2Си 4- О2 + 2H2SOp
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Высокая тепло- и электропроводность
Сплавы меди: латунь с цинком, бронза с оловом
и другими элементами, мельхиор с никелем.
Применение
★ Монеты.
★ Медный купорос.
* Проволока и провода.
Природные соединения
Малахит Cu2CO3(OII)2.
Медный колчедан, халькопирит CuFeS2.
Халькозин Cu2S.
Медь при контакте с влажным воздухом пре-
вращается в вещество зелёного цвета — мала-
хит. Именно этой реакции обязаны своим цве-
том бронзовые (бронза — сплав меди и олова)
памятники и старые крыши домов в Западной
Европе.
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с галогенами
Си + С12 —> СиС12 Си 4- СиС12 —> 2СиС1 Си 4- Вт2 -> СиВг2 2Си 4- 12 —> 2Си1 При нагревании медь сгорает в хлоре, с влажным хлором реа- гирует при комнатной темпера- туре
Взаимодействие с кислородом
2Cu 4- 02 —> 2СиО (400 °C) Си + СиО -> Си2О (800 °C) При нагревании медь реагирует с кислородом, покрывается чёр- ным налётом
Взаимодействие с серой
2Cu 4- S -> Cu2S Си 4- S —> CuS При нагревании медь взаимодей- ствует с серой
Взаимодействие с солями
2FeCl3 4- Си —> 2FeCl2 + СиС12 2AgNO3 4- Си —> Cu(NO3)2 4- 2Ag
"^90 © ХИМК*
6) _______________________________
Химические реакции Комментарии
Медь вытесняет менее активные металлы из их солей, также может выступать восстановителем при взаимодействии с солями железа(ТП)
Взаимодействие с некоторыми оксидами неметаллов
4Cu + 2NO2 -> 4СпО + N, oCu + N2O5 -> N2 + 5СиО Си + N2O -> СиО + N2t —
Взаимодействие с кис лота м и - окис л и те ля м и
Си + 2H2SO1 (конц.) -> CuSO4 + SO2T + 2H,O Си + 4HNO3 (конц.) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O ЗСи + 8HNO3 (разб.) -э- 3Cu(NO3)2 + 2N0t + 4Н2О
Протекают окислительно-восстановительные реакции с ни ем солей меди(П) образова-
Во влажном воздухе
2Сп + Н.,О + СО2 + О., » (СиОН)оСО-, с. ы v О —
Взаимодействие со щелочами
Растворы щелочей на медь практически не действуют
ВАЖНО!
Медь не реагирует с разбавленной серной кислотой,
а с разбавленной азотной кислотой реакция идёт.
Год открытия: 1774.
Кто открыл: Ю. Г. Ган.
Мп — активный металл.
Химический элемент
«/’Элемент побочной подгруппы VII группы.
Атомная масса: 54,938045.
Порядковый номер: 25.
Электронная конфигурация атома в основ-
ном состоянии: ls22s$2p63s23p64s23d5.
Степени окисления: +2, +3, +4, +6, +7.
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА J
Серебристо-белый цвет
© >2
G)
Твёрдый, хрупкий
Природные соединения
★ Пиролюзит МпО2.
★ Бурая марганцевая руда,
манганит МпО(ОН).
★ Браунит ЗМП2О3 • MnSiO3.
Применение
★ При производстве специальных
и углеродистых сталей как. легирую-
щий элемент, раскислитель.
★ При выплавке различных сплавов
цветных металлов (манганина, марган-
цовистой бронзы, марганцовистой ла-
туни).
* Для создания антикоррозионных
покрытий на стали, алюминии, меди
и цинке.
★ Входит в состав микроудобрений.
Марганец является четырнадцатым элементом по рас-
пространённости на нашей планете и вторым тяжёлым
металлом после железа.
марганца
пиролюзит
Один из основных минералов
- в древности именовался чёр-
нои магнезией и использовался при варке стекла для
его осветления.
@ чсорГмиЧсс/У* химия
химические свойстед
Химические реакции Коммента рии
Взаимодействие с неметаллами
Мн + S Л MnS Мп + К2 К Mn,N, Мп + С -> Мп3С Мп + Si -t Mn2Si Мп + Р 4 Мп3Р2 Взаимодействует при нагревании
Взаимодействие с кислородом
ЗМп + 2О2 —800 “C> Mn3Ot 4Мп + ЗО2 _^O-AQO_22Мп2О3 Мп + 02 < 150 С> МпО2
Взаимодействует при высокой температуре
Взаимодействие с водой
f ° Мп + 2Н.,О 4 МпО2 4- 2Н2 С. Ci Ct —
Взаимодействие с кислотами
Мп + 2НС1 -> МпС12 + Н2 Мп + H2SO4 MnSO4 + Н2 ЗМп + 8HNO3 (разб.) 3Mn(NO;})2 + 2NO + 4Н2О Мп + 2H2SO4 (разб.) 4 MnSO4 + S02 + 2Н2О Мп + 4HNO3 (разб.) Mn(NO;$)2 + 2NO2 + 2Н2О
Химические реакции Комментарии
Восстановление металлов из оксидов
5Mn + Nb2O= -> 5MnO + 2Nb £ о
Взаимодействие с галогенами
Мп + С12 -> МпС12 2Мп 4- 3F2 -> 2MnF3(MnF() Кроме фтора, даёт галогениды марганца(П)
------------------------------{ ВАЖНО! l/jg
Концентрированные азотная и серная кислоты пассиви
руют марганец.
35
£ Химический элемент
Год открытия: известен с древ-
ности; в чистом виде выделен
в 1746 г.
Кто открыл: А. С. Маргграф.
Простое вещество: твёрдое.
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ J
J-Элемент II группы.
Атомная масса: 65.
Порядковый помер: 30.
Электронная конфигурация ато-
ма в основном состоянии:
1 s22s22p63s23p63d104s2.
Степень окисления: +2.
Пирометаллургический метод: обжиг цинковой обманки и последующее
восстановление оксида цинка различными восстановителями (чаще все-
го С, также возможно СО и Н2).
Гидрометаллургический метод (основывается па электролизе сульфата
цинка):
электролиз
2ZnSO4 + 2Н2О = 2Zn + 2H2SO^ + О2.
Природные соединения
♦ ZnS — цинковая обманка, сфалерит.
★ ZnO — цинкит.
♦ ZnCO j — смитсонит, цинковый шпат.
★ 2ZnO • SiO2 • 1^0 — гемиморфит.
Применение
Цинк применяют для изготов-
ления патронов электроламп
и некоторых гальванических
элементов. С целью защиты
от коррозии изделия из же-
леза и стальные листы по-
крывают тонким слоем цинка,
получая оцинкованное железо.
В организме человека цинк нужен
для производства белков и ДНК, ро-
ста и восстановления мышц, а так-
же важен для правильного ощущения
вкуса и запаха. Цинк способствует за-
живлению ран, помогает иммунной си-
стеме бороться с бактериями и вируса-
ми, улучшает пищеварение, регулирует
выработку гормонов.
ЩТАМЫ © (В)
Цинк используют для защиты стальных изделий от кор-
розии. Во-первых, цинковое покрытие служит барьером
между железом (основным компонентом стали) и влажным
воздухом. Во-вторых, цинк, являясь более активным ме-
таллом, чем железо, первым вступает в реакцию с окру-
жающей средой. Продукт коррозии цинка более плотный,
чем ржавчина, он предохраняет металлы от дальнейшего
разрушения. Таким образом, даже если на цинковой по-
верхности образуется скол, сталь остаётся защищённой.
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с галогенами
Zn + С12 —> ZnCl2 Взаимодействует при нагревании с образованием галогенидов
Взаимодействие с кислородом
2Zn + О2 -> 2Zn + О2 + 2Zn + О2 + 2ZnO 2H2O -> 2Zn(OH)2 H2O + CO2 -> (ZnOH)2CO3
При нагревании окисляется до оксида, во влажном воздухе — до гидроксида. В присутствии углекислого газа возможно образование гидроксокарбоната
Взаимодействие с серой
Zn + S -» ZnS При нагревании с серой образу- ется сульфид
Взаимодействие с фосфором
3Zn + 2Р -> ^П3^2 При нагревании с фосфором об- разуется фосфид
Взаимодействие с водой
Zn + Н2О —> ZnO + H2 Реагирует с водяным паром, в результате чего образуется ок- сид
Взаимодействие со щелочами
Zn 4- 2NaOH 4- 2H2O -> Na2[Zn(OH)4] 4- H2
При взаимодействии с растворами щелочей выделяется водо- род. Данную реакцию часто используют для получения водо- рода в лаборатории
Взаимодействие с некоторыми оксидами неметаллов
3Zn + S02 — Zn + СО2 —> > 2ZnO + ZnS ZnO 4- CO Цинк проявляет восстановитель- ные свойства
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с солями и оксидами металлов
Zn + CdSO4 -» Cd + ZnSO4 Zn + CuO -> Cu + ZnO Цинк вытесняет менее активные металлы из их оксидов и солей
Взаимодействие с аммиаком
3Zn 4- 2NH3 -> Zn3N2 4- 3H2 Zn + 4NH3 4- 2H2O -> [Zn(NH3)J(OH)2 + H2
С газообразным аммиаком образуется нитрид, а с концентри- рованным раствором наблюдается растворение металла и выде- ление водорода
Взаимодействие с кислотами
1) Zn + 2НС1 -> ZnCl2 4- Н2 3Zn 4- 2Н3РО4 —> Zn3(PO4)2 + $Н2 Zn + H2SO4 —> ZnSO4 4- H2 2) 4Zn 4- 5H2SO4 (конц.) -» 4ZnSO4 + H2S 4- 4H2O Zn 4- 4HNO3 (конц.) Zn(NO3)2 + 2NO2 4- 2H2O 4Zn 4- 10HN03 (разб.) -> 4Zn(NO3)2 4- N2O 4- 5H2O 4Zn + 10HNO3 (оч. разб.) -> 4Zn(NO3)2 + NH4NO~ 4- 3H2O
1) При взаимодействии с кислотами-неокислителями выделяет- ся водород. 2) При взаимодействии с кислотами-окислителями в зависи- мости от концентрации кислоты возможно образование разных продуктов восстановления
Неметаллы — химические элементы,
которые образуют в свободном состоя-
нии простые вещества и не обладают
физическими и химическими свойства-
ми металлов.
Природные соединения л
Водород является самым распростра-
нённым элементом во Вселенной.
Применение
Смесь водорода с оксидом
углерода(П) называется синтез-
газом. Например, в присут-
Он составляет около 73 % массы Солн-
ца, многих звезд и межгалактического
газа. На Земле водород присутству-
ет только в виде соединений — как
неорганических, так и органических.
В виде простого вещества водород
практически не встречается.
ствии катализатора синтез-газ
используется для получения
метанола.
В 1900-х гг. началась эра дирижаблей. Эти внушительного
размера судна поднимались в воздух за счёт самого лёг-
кого газа
водорода. Однако водород в смеси с возду-
хом взрывоопасен, поэтому нередко дирижабли загорались
и взрывались. В 19.37 г. одна из таких трагедий
кру-
шение дирижабля «Гинденбург» — была запечатлена фото-
репортёрами. Фото горящего судна разлетелось но всему
миру и поставило точку в использовании водорода.
9s' @ ХИМИЯ
Ф --------------
Качественная реакция
Водорода в земной коре
немного, что объясняется
лёгкостью его атомов.
Zn + H2SO4 -> ZnSO4 + H2T
Сгорание водорода, вытесненного из кислоты
металлом, сопровождается хлопком.
9
Химические реакции Коммента рии
Пропускание паров воды над раскалённым коксом
С + Н90 -> СО + н/ Без доступа воздуха, 1000 °C
Паровая конверсия метана
СН4 + Н2О -> СО + ЗН2? Ni, 900- -1100 °C
Каталитическое окисление метана
2СН. + О2 -> 2СО + 4Н2? ‘х £» Образующаяся смесь СО и Н2 — синтез-газ
Электролиз воды и водных растворов солей
2Н2О —> 2Н2Т + О2 (электролиз) 2NaCl -+ 2Н2О —> Н2Т + С12 + 2NaOH (электролиз)
Обычно используется водный раствор электролитов NaOH или Na2SO4
Химические реакции Комментарии
Железно-паровой метод
3Fp + 4Н2О - > Fe3O4 + 4Н2Т Пропускание пара над ленным железом раска-
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие металлов с кислотами (в аппарате Киппа)
Zn + hLSO, ZnSO4 4- Н2Т Zn + 2HCI -> ZnCl2 + Н2Т Ct С. Обычно используют 20%-ную серную кислоту. Азотную кис- лоту для получения водорода не используют!
Взаимодействие алюминия, или цинка, или кремния со щелочами
2А1 + 2NaOH + 6Н2О -> 2Na[Al(OH)4] Zn + 2КОН + 2Н2О K2[Zn(OH)4] 4- Si + 2К0Н -1- Н2О -> K2SiO3 + 2H2t С Ct О С + зн2 н2Т
В водных растворах щелочей с алюминием зуются комплексные соли, при сплавлении NaAlO2, Na.,ZnO2 и цинком обра- — средние соли:
Взаимодействие кальция с водой
Са + 2Н2О -» Са(ОН)2 4- Н2Т Щелочные металлы не исполь- зуют ввиду протекания силь- ной экзотермической реакции
Гидролиз гидридов металлов
КН + Н2О -> кон + Н2Т Nall 4- НС1 NaCl + Н2? СаН2 + 2Н2О -> Са(ОН)2 4- 2НЛ CaH2 + 2HC1 -> СаС12 + 2H2T Ct Ct Ct о ел
Гидриды — солеподобные твёрдые вещества, сильные восстано- вители. Гидриды разлагаются водой и кислотами
Ьз^$Д£й&Т№ МДОрМА РЯ&фАМи
Химические реакции Комментарии
С галогенами
Н2 + F2 -> 2HF са с. Н2 4- С12 -> 2НС1 П2 4- Вг2 —> 2НВг Н2 4- I2 <± 2HI - Q При комнатной температуре во- дород реагирует лишь с фтором, реакция протекает со взрывом. С хлором и бромом реакция возможна при нагревании или УФ-облучении. Взаимодействие с иодом эндотермично, реакция протекает при температуре око- ло 200 °C. Реакция обратима!
С кислородом
2Н2 + О2 2Н2О С кислородом водород реаги- рует при поджигании (реакция начинается только при темпе- ратуре выше 400 °C, с возду- хом — при 600 °C)
С серой
Н2 4- S (распл.) H2S С расплавленной серой — при t = 150 — 300 °C. Реакция об- ратима!
С азотом
ЗН2 + N2 2NH., с. с. О В присутствии катализатора (пористое железо или платина), а также при нагревании и по- вышенном давлении (процесс Габера — Боша). Реакция об- ратима!
Химические реакции Комментарии
С углеродом
С + 2Н2 СН. При высокой температуре ~ 500 С и при использовании катализатора (Ni/Pt)
С активными металлами
2Na + Н2 -> 2NaH Са + Н2 —> СаН, £t £> При повышенной температуре водород реагирует с активными металлами (щелочными и щё- лочноземельными) с образова- нием гидридов. Гидриды метал- лов имеют ионное строение
Взаимодействие с кислородом
Чистый водород сгорает в кислороде с характерным тихим звуком «па», напоминающим лёгкий хлопок. Загрязнённый воздухом водород взрывается с характерным лающим звуком. Водород, смешанный с воздухом, ни в коем случае нельзя поджигать, так как это обязательно приведёт к взрыву. Смесь водорода с кислородом в объёмном соотношении называют «гремучим газом», при её поджигании происходит сильный взрыв. Перед проведением экспериментов с водородом его обя- зательно следует проверять на чистоту во избежание взрыва
№№№ 13 tAWfibirfu
Химические реакции Комментарии
С оксидами металлов
1) СнО 4- Н2 -> Си + Н2О Fe2O3 4- ЗН2 —> 2Fe 4- ЗН2О ZnO 4- Н2 —> Zn 4- Н2О 2) 3Fe2O<, 4- Н2 —> 2Fe4O4 4- Н90 2СиО 4- Н2 —> Си2О + Н2О Сг2О.? 4- Н2 -> 2СгО + н’о
102 @ чгоРГлМЧссы* химк*
Химические реакции Комментарии
1) Проявляет сильные восстановительные свойства, взаимодей- ствует с оксидами металлов, находящихся в ряду активности правее цинка (включительно). 2) Если металл проявляет несколько степеней окисления, то при недостатке водорода может происходить частичное восста- новление до промежуточных продуктов
С некоторыми оксидами неметаллов
2Н2 4- 2NO - 2Н2 4- СО -> > N, 4- 2Н2О сн‘он о Водород тельные проявляет восстанови- свойства
с солями
2FeCl3 4- Н2 2AgCl 4- Н2 CaSO4 + 4Н2 CuSOt 4- Н2 2AgNO3 4- Н2 K2SO4 + 4Н2 BaSO4 + 4Н, -> 2FeCl2 + 2НС1 -> 2Ag 4- НС1 -> CaS 4- 4Н2О —> Си 4- H2SO4 -> 2Ag 4- 2HNO3 -> K2S + 4H2O BaS + 4H2O MV.
Протий Дейтерий Тритий
Порядковый номер 1 1 1
Массовое число 1 2 3
Количество нейтронов 0 1 2
Количество протонов 1 1 1
@ Юз
Водород
источник энергии термоядерных реакций,
основное «топливо» звёзд. Около 73 % массы Солнца
составляет водород. На Земле водород
перспектив-
- 8
[ Химический элемент
ный экологически чистый вид топлива. Он выделяет
больше тепла, чем любой вид традиционного ископае-
мого топлива, а отходом его горения является обыч-
ный пар.
Год открытия: 1774.
Кто открыл: Дж. Пристли
и К. Шееле.
Простое вещество: газ.
ВАЖНО!
Главная подгруппа VI группы.
Второй период.
Атомная масса: 16.
Порядковый номер: 8.
2 2 4
Электронная конфигурация: Is 2s 2р .
Степени окисления: —2, -1.
У атома кислорода нет возбуждённого
состояния, так как отсутствует свобод-
ная орбиталь с более высоким энерге-
тическим уровнем, куда могли бы пе-
ремещаться валентные электроны.
Д ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КАК ГАЗА )
50 %
В земной коре
Парамагнитен
Бесцветный газ
Без запаха, без вкуса
-218,35
плавления, С
-182,96
кипения, °C
Немного тяжелее воздуха
К) 4 @ /ими*
АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ КИСЛОРОДА
Озон
★ Более растворим в воде.
♦ С резким запахом.
★ Фиолетовый цвет.
♦ Ядовит в больших дозах.
Раздражает
Жидкость
Газ
Голубая
Кристалл
Синий
Бесцветный
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ \
Промышленный: перегонка жид-
кого воздуха и электролиз воды.
(DG
1 Т
Лабораторный:
★ разложение перманганата калия:
2КМпО4 -> К2МпО4 + МпО2 4- O2t;
★ разложение пероксида водорода:
МпО» ж
2Н2О2------2Н2О + О2Т.
Природные соединения
★ В составе воздуха кислород занимает
21 %.
★ В форме различных минералов
в земной коре кислорода содержится
около 50 %.
★ В живых организмах кислород вхо-
дит в состав органических веществ: бел-
ков, жиров, углеводов и нуклеиновых
кислот.
I (рименение
* Жизнеобеспечение.
★ Медицина.
♦ Сварка и резка метал-
лов.
Кислород непосредственно не реагирует:
★ с галогенами (кроме F2);
♦ с благородными металлами;
♦ с инертными газами.
Парамагнетики могут намагничиваться, од-
нако в быту при комнатной температуре
это практически незаметно. Охлаждённый
жидкий кислород может притягиваться маг-
нитом, это можно увидеть невооружённым
глазом.
Химические реакции Комментарии
Взаимод ействие с металлами
1) 4А1 + ЗО9 -> 2AL0., 4Li •+• О2 -> 2Li2O 2) 2Na + О2 -» Na2O2 Ва + О2 —> ВаО2 3) К + О2 -> КО2 4) 3Fe + 2О2 —> Fe3O4 1) При сгорании большинства ме- таллов образуются оксиды. 2) При сгорании натрия в атмосфе- ре кислорода образуется пероксид, при сгорании бария — смесь окси- да и пероксида. 3) При сгорании остальных щелоч- ных металлов образуются надперок- сиды. 4) При сгорании железа образуется смешанный оксид — железная ока- лина
Взаимоде йствие с неметаллами
1) S + о2 -> so2 2) N2 + О2 -> 2NO 3) 4Р + 5О2 -> 2Р2О- 4) С + О2 —> СО2 5) Si + О2 —> SiO2 1) Сера горит ярко-синим пламенем до оксида cepw(IV). 2) Реакция азота с кислородом про- текает лишь при t = 1200 °C или в электрическом разряде. 3) Фосфор сгорает ослепительно-яр- ким пламенем. 4) Уголь горит без пламени, просто раскаляясь. 5) Реакция протекает при нагрева- нии кремния до температуры выше 500 °C
Взаимо. действие с оксидами
2СО + О2 -> 2СО2 4FeO + О2 —> 2Fe.,O3 2NO + О2 -> 2NO2 * 2SO2 + О2 -> 2SO“ При окислении низшие оксиды спо- собны превращаться в высшие
Взаимодействие с сульфидами и сероводородом
2H2S + О2 -> 2S + 2Н2 2H2S + ЗО2 -» 2SO2 + ' 2CuS + ЗО2 —> 2CuO + 4FeS + 7О2 —> 2Fe2O3 + О 2Н2О 2SO2 4SO2 / I J
Химические реакции Комментарии
В зависимости от коли1 сера либо оксид серыДГУ, чества кислорода может образоваться
Взаимодействие с другими сложными веществами
4NH3 + ЗО2 -> 2n2 + е РН3 + 2О2 -> Н3РО4 SiH4 + 2О2 —> SiO2 + 2 СН4 + 2О2 СО2 + 2В 4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О 4NO2 + О2 + 2Н2О -» 4 2NaNO2 + О2 -> 2NaNOf 2Na2SO3 + О2 -> 2Na2SC Р2О3 + О2 —> Р2О5 2Си2О + О2 —> ICuO 2МпО + О2 "> 2МпО2 4СгО 4- О2 —> 2Сг2О3 >Н2О Н2О [26 > 4Fe(OH)3 LHNO3 ф >4 )
Кислород выступает в ка честве окислителя
£ Основные сведения
Галогены (F2, С12> Вг2, 12 и At)
не-
металлы, вещества молекулярного строе-
ния, плохо растворимы в воде.
р-Элементы VII группы.
Электронная конфигурация
2 5
в основном состоянии: ns пр .
атома
2
Химическая связь в простых веществах:
ковалентная неполярная.
Простые вещества:
♦ Г2 — светло-жёлтый газ;
★ С12 — жёлто-зелёный газ;
★ Вг2 — красно-бурая жидкость;
твёрдое тёмно-серое вещество
с фиолетовым блеском.
Все галогены, кроме астата, обра
зуют ди атомные молекулы.
Вещество Цвет Запах
f2 Жёлтый Резкий
С12 Жёлто-зелёный Резкий, удушливый
Вг2 Коричневый Резкий, зловонный
^2 Тёмно-серый Резкий
Вещество Состояние О ж плавления, JC кипения, °C
г2 -220 -188
С12 -101 -34
Вг2 -7 +58
Ц 4-113,5 + 185
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ
С12
★ Примышленный.
1) Электролиз расплава хлорида натрия: 2NaCl -> 2Na + Cl2.
2) Электролиз раствора хлорида натрия:
— 2NaCl + 2Н2О -> Н2? + 2NaOH + С12Т.
* Лабораторный:
MnO2 + 4НС1 -> МпС12 + С12Т + 2Н2О;
2КМпО4 + 16НС1 -> 2МпС12 + 2КС1 + 6С12Т + 8Н2О.
© ХИМИЯ
Нод почти нерастворим в воде, но его раствори-
мость значительно увеличивается в растворе иодида
калия (KI). Иод реагирует с иодид-ионами с образо-
ванием комплексного иона 11 J . Именно этот ком-
плексный ион придаёт раствору коричневую окраску.
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с металлами
1) 2А1 + 3F2 -> 2A1F3 2) 2Fe + ЗС12 -> 2FeCl3 3) 2Fe + 3Br2 —> 2FeBr3 4) Fe + I2 —> Fel2 I2 + 2Cu -> 2CuI 1) Фтор реагирует co всеми ме- таллами, многие из них воспла- меняются. 2) Хлор тоже реагирует со все- ми металлами, но чуть менее ак- тивно. 3) Бром еще менее активный, но из-за жидкого состояния его ис- ходные концентрации выше, чем у фтора и хлора. 4) Иод реагирует с большинством металлов только при нагревании
Взаимодействие с углеродом
C + 2F2 -> CF4 С углеродом взаимодействует только фтор, реакция протекает без нагревания
Взаимодействие с водородом
1) H2 + F2 -> 2HF 2) H2 + Cl2 -► 2HC1 3) H2 + Br2 2IIBr 4) H2 + I2 2HI 1) Взаимодействуют без нагрева- ния, со взрывом. 2) Реакция идёт только на свету или при нагревании. 3) Обратимая реакция, протекает при нагревании. 4) Эндотермическая и обратимая реакция, протекает при сильном нагревании
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с серой
1) S 4- 3F2 -> SF6 2) S 4- 2С12 -> SC12 1) Без нагревания. 2) При нагревании возможно об- разование дитиодихлорида S2C12
Взаимодействие с кислородом
О2 4- F2 —> O2F2 О2 + 2F2 -> 2OF2 В реакцию вступает только фтор. Остальные галогены не взаимо- действуют с кислородом!
Взаимодействие с кремнием
Si + 2F2 -> SiF4 Si 4- 2C12 SiCl4 Si + 2Br2 f-> SiBr4 Si + 2I2 Sil4
Фтор взаимодействует без нагревания, с остальными галогена- ми при нагревании образуются тетрагалогениды
Взаимодействие с фосфором
5Р 4- F2 -> 2PF- 5С12 4- 2Р С 2РС15 5Вг2 4- 2Р 2РВг5 312 4- 2P 2Р13 С фтором всегда образуется выс- ший фторид. С хлором и бромом продукт зависит от соотношения исходных веществ (РНа13 или PHal5). С иодом образуется три- иодид
Взаимодействие друг с другом
С12 4- F2 —> 2C1F Вг2 4- С12 —> 2ВгС1 Фтор интенсивно взаимодействует с другими галогенами, при этом степень окисления хлора, брома, иола равна 4-1. Другие интергалогениды менее устойчивы и легко разлагаются водой
Взаимодействие с инертными газами
Хе + 2F2 -> XeF4 Реакция протекает при облучении
112 © iftopfrlfrWcfcAfi химия
Химические реакции
Взаимодействие с водой
1) F2 + 2Н2О -> 2HF + Н2О2 2) С12 + Н20 НС1 + НС1О 3) Вг2 + Н20 НВг + НВгО 4) 12 + Н20 7*
1) Фтор активно взаимодействует с водой, при этом кислород повышает степень окисления до Н2О2, О2, O2F2, OF2. 2) Хлор вступает в реакцию диспропорционирования, образует- ся хлорная вода. В горячей воде образуется хлорноватая кис- лота — НС1О3. 3) Бром вступает в реакцию диспропорционирования, образует- ся бромная вода. В горячей воде образуется бромноватая кис- лота — НВгО3. 4) Иод с водой не реагирует!
Взаимодействие со щелочами
1) 2F2 + 4К0Н -» О2 + 4KF + 2Н2О 2) С12 + 2К0Н (хол.) -» КС1 + КСЮ + Н2О ЗС12 + 6К0Н (гор.) -> 5КС1 + КСЮ3 + ЗН2О 3) 3Br2 + 6К0Н (гор.) -> 5КВг + КВгО3 + ЗН2О 4) 3I2 + 6К0Н -> КЮо + 5KI + ЗН2О
1) При понижении температуры преобладает OF2, при нагрева- нии — О2. 2) На холоде образуется МеСЮ, при нагревании — МеС1О3. 3) Реакция протекает при комнатной температуре с образова- нием МеВгО3. 4) Реакция протекает при комнатной температуре с образова- нием МеЮ3
Взаимодействие с галогеноводородами и солями (вытеснение)
1) 2KI + С12 -> 12 + 2КС1 Вг2 + 2HI -> 2НВг + 12 2) 2FeBr2 + Br2 —> 2FeBr3 1) Вышестоящий галоген вы- тесняет нижестоящий из солей и галогеноводородов. 2) Галогены являются сильными окислителями, способными окис- лять: Fe+2 -> Fe+3; Cr+2 -> Сг+3
Химические реакции
Взаимодействие с сероводородом и сульфидами
Br2 + Na2S -> 2NaBr + S Галогены выступают в роли
Вг2 + H2S -» 2HBr + S окислителей
12 + H2S - > 2HI + S
С12 + CuS -> CuCl2 + S
Восстановительные свойства
I., + 10HNO. -> 2Н10о + 10 NO., + 4Н..0
с» О О zS zL
I2 + 5Н2О2 -4- 2HIO.. + 4Н2О
Восстановительные свойства характерны для иода
Окислительные свойства
С12 + Na2SO3 + Н2О -> 2НО + Na2SO4 Lt
2С12 + MnSO4 4- 8КОН -> 4КС1 + K2SO4 + K2MnO. 4- 4H2O
ЗС12 + 2CrCL О + 16KOH -> 12KC1 + 2K2CrO. + 8H2O
ЗС12 + HI + 3H2O -> HIO., + 6HC1
ЗС12 + Nai + 3H2O NalOo + 6HC1 £ о
Галогены и их водные растворы способны окислять многие
вещества — сульфиды, сульфиты, более тяжёлые галогениды
и т. д.
В конце 1930-х гг.
лучено
соединение
было по-
фтора
и пластмассы, называемое теф-
лоном. Это покрытие устой-
чиво к воздействию высоких
температур и образованию ца-
рапин.
Галогены непосредственно не реа-
гируют с О2, С, N2, некоторыми бла-
городными газами.
С хлором можно работать только в вытяжном шкафу. Этот газ
имеет специфический неприятный запах, однако из-за физиоло-
гических процессов человек через некоторое время перестаёт его
ощущать. Необходимо соблюдать осторожность и часто проветри-
вать помещение.
ГЛЬЮШМвРМЫ
Галогеноводороды — бинарные соединения водорода с галогена-
ми, летучие водородные соединения.
Газ Кислота (в растворе)
HF Фтороводород Плавиковая
НС1 Хлороводород Соляная
НВг Бромоводород Бромоводородная
HI Иодоводород Иодоводородная
Сила кислот увеличивается
UF НС1 НВг Ш
NaCl
слабый
Способ получения НС1
электролит (слабость кислоты об7.яс-
няется небольшой длиной и высокой
полярностью связи);
* практически невозможно окислить
(С12 не может вытеснить F2 из HF).
водных растворах
Фтороводородная кислота:
★ разрушает стекло и силикаты,
поэтому ее перевозят в специальной
пластиковой посуде;
© «У
H2SO
Вата
НС1
ПпО
Травление стекла
это техника обработки
плавиковой кислотой для создания узоров или
пия стеклу матовости. Фактически это дефект
который образуется благодаря его растворению
стекла
прида-
стекла,
в HF.
В XIX—XX вв. французский мастер Э. Галле про-
славился созданием невероятных многослойных узоров
па стеклянной посуде и предметах интерьера, исполь-
зуя эту технику.
Вещество HF НС1 НВг HI
Состояние < +19,5 °C
О-Ж, плавления, °C -83 -114 -86 -51
Це кипения, СС +19 -85 -67 -35
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ
Химические реакции
Из простых веществ
1) Н2 + F2 -> 2HF 2) Н2 + Cl2 -> 2НС1 3) Н2 + Вг2 <± 2НВг 4) Н, + 1, 2HI 1) Взаимодействуют без нагрева- ния. 2) Реакция идёт только на свету или при нагревании. 3) Обратимая реакция. 4) Реакция экзотермическая и об- ратимая, протекает при сильном нагревании
Гидролиз галогенидов фосфора
РВг3 + ЗН2О -> ЗНВг + Н3РО3 PL + ЗН2О -> ЗН1 + НЧРО.,
Гидролиз используется в основном для получения бромоводоро- да и иодоводорода
Химические реакции
Взаимодействие галогенидов с кислотами
1) CaF2 (тв.) 4- H2SO4 -4- CaSO4 4- 2HF
NaCl (тв.) + H2SO4 NaHSO4 + HC1
2) KBr + H3PO4 -> HBr + KH2PO4
KI + H..PO. -> HI + KH2PO4
1) Получение галогеноводородов действием концентрированной
серной кислоты на твёрдую соль характерно только для фто-
ридов и хлоридов. С иодидом и бромидом протекает окисли-
тельно-восстановительная реакция.
2) Для получения иодидов и бромидов используют фосфорную
кислоту
Химические реакции
Взаимодействие с металлами
2А1 + 6НС1 -> 2А1С13 + ЗН2
Fe 4- 2НВт —> FeBr2 -I- Н2
Взаимодействуют с металлами, которые в ряду активности на-
ходятся левее водорода
Кислотные свойства
HF + КОН —> KF + Н2О
ЗНС1 4- А1(0Н)3 -> А1С13 4- ЗН2О
2HBr 4- ZnO —> ZnBr2 4- Н2О
2HI 4- Na2O 2NaI 4- Н2О
Взаимодействуют с основаниями, амфотерными гидроксидами,
основными и амфотерными оксидами
Восстановительные свойства
16IIC1 4- 2КМнО4 -> 2МпС12 4- 5С1а 4- 2КС1 4- 8Н2О
14IIC1 4- КуСг2О7 -> 2СгС1ч 4 3CL 4- 2КС1 4- 7Н.,О
2СиО 4- 4HI -> 2CuI 4- 12 + 2Н2О
При взаимодействии с сильными окислителями галогенид-ион
окисляется до галогена
Химические реакции
Специфические свойства HF
Si + 4HF -> SiF4 + 2Н2 SiO, + 4HF -* SiF. + 2Н,0 £i С» Фтороводород HF растворяет кремний и оксид кремния(ТУ)
Качественная реакция на С1 , Вт-, I"
AgNO3 + AgNO3 + AgNO3 + КС1 -> AgCl + KNO3 KBr -> AgBr + KNO3 KI Agl + KNO3
Взаимодействие с нитратом серебра приводит к образованию осадков: ★ AgCl — белый творожистый; ★ AgBr — светло-жёлтый; ★ Agl — жёлтый; ★ AgF — растворимая соль
бесцветные ядовитые газы с резким запа-
применения химического оружия в исто-
распыление немцами 180 т хлора около
Ипр в 1915 г. во время Первой мировой
Галогеноводороды —
хом. Первый случай
рии человечества —
бельгийского городка
войны. Практически сразу погибло более 5000 человек.
W0PA
Кислородсодержащие кислоты хлора являются сильными окисли-
телями.
Сильные кислоты — хлорная НС1О4 и хлорноватая НСЮ3.
Слабые кислоты — хлористая НСЮ2 и хлорноватистая НСЮ.
Степень окисления Кислота Соли
+1 НСЮ (хлорноватистая) (существу- ет в растворах, слабая) Гипохлориты
+3 НС1О2 (хлористая) (существует в растворах, слабая) Хлориты
+5 НС1О3 (хлорноватая) (существует в растворах, сильная) Хлораты
+7 НС1О4 (хлорная) (сильная) Перхлораты
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ
Химические реакции
Взаимодействие хлора с водой (НС1О)
С12 + Н2О НС1 + нею Реакция протекает при охлажде- нии
Воздействие на хлорит бария разбавленной серной кислоты (НС1О2)
Ва(СЮ2)2 + H2SO4 (разб.) — > BaSO4 + 2НСЮ3
Протекает реакция ионного обмена
Взаимодействие пероксида водорода с С1О2
2СЮ2 + Н2О2 -» 2НСЮ2 + 02
Протекает окислительно-восстановительная реакция
Взаимодействие хлората i >арип с серной кислотой (НС1()3)
Ba(ClOJ2 + H2SOt -> 2ПСЮ., + BaSO* 4 Oz C- £ Чк О *
Протекает pea кция ионного обмена
Воздействие на перхлораты разбавленной серной кислоты (НС1О4)
ксю4 + h2so4 khsOj + нею4
Протекает реакция ионного обмена
Химические реакции
Разложение (MCIО)
ЗНСЮ —> 2НС1 + НС103 Диспропорционирование
Окислительные свойства (НС1О)
нею + 2HI -> 12 + НС1 + Н2О
2НС1О + H2S -> 8 + С12 + Н2О
Разложение (НС1О2)
4НСЮ2 -> 2СЮ2 + НСЮо + НС1 + Н20
£ £ О С
Химические реакции
Окислительные свойства (НС1О3)
6F + 5НС1О, -> ЗР2О= + 5НС1
Восстанавлива ются до хлорид-иона
Взаимодействие с металлами (НС1О4)
Са + 2НС1О4 -> Са(СЮ4)3 + Н2
Разбавленные растворы хлорной кислоты взаимодействуют
с металлами, в результате чего выделяется водород
Кислотные свойства (НС1О4)
2НС1О4 + ВаО -> Ва(С1О4)2 + Н20
НСЮ4 + КОН -> КСЮ, + Н2О
Хлорная кислота взаимодействует с основными и амфотерными
оксидами, основаниями и амфотерными гидроксидами
Безводная хлорная кислота
бесцветная, дымящаяся на воз-
духе жидкость, неустойчива и может взрываться при хранении.
Смешивается с водой в любых соотношениях, водные растворы
устойчивы.
ПРИМЕНЕНИЕ СОЛЕЙ КИСЛОРОДНЫХ КИСЛОТ ХЛОРА
Соли низших кислородных кислот хлора являются хорошими от-
беливающими средствами вследствие их высокой окислительной
активности. Основным отбеливающим и окислительным хлорным
соединением является хлорная известь. В настоящее время для
этих целей широко применяются также гипохлориты, хлориты
и двуокись хлора.
Наибольшие количества хлорной извести потребляют в текстиль-
ной и бумажной промышленности для отбелки тканей и цел-
люлозы (хлорная известь часто называется белильной известью).
Хлорную известь применяют в качестве окислителя в некоторых
химических производствах (при получении хлороформа, хлорпик-
рина и других продуктов), для дезинфекции овощехранилищ,
питьевых и сточных вод. Её используют также для очистки аце-
тилена и некоторых нефтепродуктов.
120 @ химия
Ф -------------
СПОСОБ ПОЛУЧЕНИЯ
Химический элемент
Главная подгруппа VI группы.
Третий период.
Атомная масса: 32.
Порядковый номер: 16.
Электронная конфигурация: ls22s22p63s23p4.
Степени окисления: —2, О, +4, +6.
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Промышленный:
2H2S + О2 -> 2S + 2Н2О;
2H2S + SO2 -> 3S + 2Н2О.
Светло-жёлтого цвета
вая
составе
обманка
Не растворяется
Природные соединения
самородном виде: браунит.
сульфидов:
ZnS, пирит
киноварь HgS.
★ В составе
CaSO4 • 2Н2О,
Na2sO4 • 10Н2О.
сульфатов:
глауберова
Не смачивается водой
гипс
соль
цинко-
FeS2,
Применение
Производство серной кислоты.
Производство бумаги.
Компонент взрывчатых веществ.
Превращение каучука в резину.
Обеззараживание помещений.
Производство спичек.
Как окислитель сера про-
являет себя в реакциях
с Me и Н2. Как восстанови-
тель подожжённая сера реаги-
рует с О2 с образованием сер-
нистого газа.
АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ
★ Хрупкое вещество.
★ Жёлтый цвет.
♦ Твёрдое вещество.
★ Жёлтый цвет.
Слово «сера» происходит от ла-
тинского се га — «воск», что
вполне соответствует описанию
как простого вещества серы,
так и секреции слухового про-
хода — ушной серы.
* Нерастворима в воде.
♦ Коричневый цвет.
Химические реакции Комментарии
Взаимодеш типе с металлами
Fe + S -> FeS Чаще всего используется расплав
Си + S -» CuS серы и образуются сульфиды.
2Л1 + 3S -> A12S3 Ртуть — единственный металл,
Hg + S - ► HgS который реагирует с серой при н. у.
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с неметаллами
1) S + о2 so2 2) S + 3F2 -> SF6 S + Cl2 -» SC12 (S2C12) £4 £t > £l £4' 3) 2P + 3S -» P2S3 H2 + S -> H2S 4) C + 2S CS2 1) Сера сгорает на воздухе с об- разованием оксида серы(1У). 2) С фтором и хлором сера реа- гирует в мягких условиях. С хло- ром образуется смесь хлоридов серы SC12 и S2C12. 3) Расплавленная сера актив- но взаимодействует с фосфором и водородом. 4) При пропускании паров серы над углеродом образуется серо- углерод, применяемый в качестве растворителя в органической хи- мии
Взаимодействие co щелочами
3S + 6K0H -> K2SO3 + 2K2S + 3H2O 4S + 6K0H -> K2S2O> + 2K2S + 3H2O £4 £t О £4 £4
При нагревании сера диспропорционирует в щелочах. При ки- пячении с избытком серы возможно образование тиосульфата
Взаимодействие с другими сложными веществами
S + Na2SO3 —> Na2S2O3 2S + 2NO2 -> N2 + 2SO2 3S + 2Cu2O —> 2Cu2S + SO2 3S + 2КСЮ3 -> 2KC1 + 3SO2 S + 2KMnO4 -> K2SO4 + 2MnO2
—
Взаимодействие с кислотами-окислителями
1) S + 6HNO3 (конц.) -> H2SO4 + 6NO2 + 2H2O S + 2HNO3 (разб.) H2SO4 + 2NO 2) S + 2H2SO4 3SO2 + 2H2O
1) При взаимодействии с азотной кислотой сера окисляется до степени +6. 2) При взаимодействии с серной кислотой протекает реакция сопропорционирования
fХимический элемент
Главная подгруппа V группы.
Второй период.
Электронная конфигурация: lt22e22p3.
Степени окисления: —3, О
+2, +3
+4
+5.
Год открытия: 1772.
Кто открыл: Д. Резерфорд.
Простое вещество: газ.
лот
★ Нитраты:
• калийная селитра KNO3;
• чилийская селитра NaNO3.
Природные соединения
составе воздуха,
составе нуклеиновых кис-
бел ков.
Лзот
один из
распространённых
тов на Земле, он
самых
элемен-
входит
в состав биологически ак-
тивных веществ. Без со-
единений азота жизнь
на Земле невозможна. N2
является основным компо-
нентом воздуха и состав-
ляет чуть более 78 % его
объёма.
Не ядовит
химические свойства
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с металлами
6Li 4- Ng -> 2Li ,N £i О ЗСа + Ng Ca3N2 Литий вступает в реакцию с азотом при н. у., для получения нитридов других металлов необходимо нагрева- ние
Взаимодействие с неметаллами
N2 + 0, X 2N0 N2 + 31L> 2N11.. £л £л О С кислородом реакция идёт только в электрическом разряде, с водоро- дом — при нагревании, высоком дав- лении и в присутствии катализатора
иодный раствор аммиака
нашатырный спирт
используется в медицине при обморочных состояниях.
И хотя это самое известное его назначение, аммиак
ценен по другим причинам. Он применяется для про-
изводства удобрений, азотной кислоты, соды и много-
го другого. За синтез аммиака из атмосферного азота
Ф. Габер был удостоен Нобелевской премии по хи-
мии.
химические свойства
Химические реакции
Взаимодействие с кислотами
NH., 4- НС1 - о 4 NH4Cl —
Восстановительные свойства
4NH.. 4- ЗО2 -> 2N, + 6Н2О
4NH3 + 5О2 4NO + 6Н2О
2NH3 4- ЗС12 -> N2 + 6НС1
2NH3 + ЗСиО -> N2 4- ЗСи + ЗН2О
2NH, + ЗН2О2 •-> N2 4- 6Н2О *
При отсутствии катализатора азот повышает степень окисления
до О, при использовании катализатора возможно последующее
окисление до NO
Химические реакции
Взаимодействие с активными металлами
2NH3 + 2Na -4- 2NaNH2 + Н2
2NH3 + 3Mg -> Mg3N2 + 3H2
Жидкий аммиак растворяет металлы с образованием амидов
или нитридов
фд&ф$р
£ Химический элемент
Неметалл.
Главная подгруппа V группы.
Третий период.
Степени окисления: —3, 0, 4-1,
4-3, 4-5.
Природные соединения
★ Фосфорит ЗСа3(РО1)2 • СаСО3
х Са(ОН, F)2.
♦ Апатит Caln(PO4)6(F, Cl, ОН)2.
I Грименение
* Белый фосфор: препараты
для уничтожения насекомых-
вредителей.
* Красный фосфор: произ-
водство спичек.
Фосфор
ВАЖНО!
жизненно важный элемент.
в состав нуклеиновых кислот и АТФ,
Он входит
которые не-
0,09 %
обходимы каждой клетке любого живого организма.
СПОСОБ ПОЛУЧЕНИЯ
Сплавление фосфата кальция, песка и угля:
Са3(РОр2 4- 3SiO2 4- 5С 4 3CaSiO3 4- 2Р 4- 5СО.
В земной коре
АЛЛОТРОПНЫЕ МОДИФИКАЦИИ
J химические свойства
Химические свойства аллотропных модификаций фосфора различ-
ны. Наибольшей химической активностью обладает белый фосфор,
но из-за его чрезвычайной токсичности на практике предпочита-
ют работать с красным фосфором.
В химических реакциях фосфор может проявлять как окислитель-
ные, так и восстановительные свойства. Окислительные свойства
выражены у фосфора слабее, чем у азота, и проявляются при
взаимодействии фосфора с металлами.
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с неметаллами
Р4 + ЗО2 —> Р<06 Р| + 6Вг2 -> 4РВг3 Р4 + 6S 2P2S3 Р4 + 6С12 -> 4РС1.з Р4 + 5О2 —> Р4О10 Р4 + 10S -> 2P2S5 Р, + 10С12 -> 4PCL Р4 + Н2 -Л С неметаллами возможно обра- зование бинарных соединений. Фосфор может повышать степень окисления до +3 или +5. Фос- фор с водородом не взаимодей- ствует при обычных условиях
@ чсоРГаМЧссм* /ими*
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с металлами
6Mg + P4 -> 2Mg3P2 Фосфор взаимодействует только
2P + ЗСа -> Ca3P2 с активными металлами
2P + 3Mg -» Mg.,P2
P + 3Na -> Na3P
Взаимодействие с кислотами-окислителями
Р4 4- 20НЬ1О3 (конц.) —> 4Н3РО4 + 20ЬЮ2 + 4Н2О
Р. + 10H2SO. (конц.) 4ЩРО4 + 10SO2 + 4Н20
Окисляется до максимальной степени окисления
Взаимодействие со щелочами
Р4 + ЗКОН + ЗН2О -> ЗКН2РО2 + РН.,
т Ct С L О
В реакцию вступает только белый фосфор, образуется гипо-
фосфит
Взаимодействие с другими окислителями
12Р + 10КСЮ3 -> ЗР,О]0 + 10КС1
ЗР. + 20КМп01 + 8Н2О -> 20МпО2 + 8К.,НРО4 + 1КН..РО.
Окисляется до максимальной степени окисления. Реакция крас-
ного фосфора с бертолетовой солью заложена в основу процес-
са возгорания спички при трении её о шершавую поверхность
коробка
Взаимодействие с галогенами
2Р + ЗС12 2РС13 2Р + 5С12 -> 2РС15 —
Оксиды фосфора существуют в виде устойчивых ди-
меров — сложных молекул, состоящих из двух бо-
лее простых. Использование формул Р2О3 и Р2О5
допускается, но формулы Р4Об и Р4О10 точнее от-
ражают строение молекул.
СПОСОБ ПОЛУЧЕНИЯ
ВАЖНО!
Природные соединения
★ Аллотропные модификации (гра-
фит, алмаз, фуллерен).
★ Магнезит MgCOy.
* Кальцит (мел, мрамор) СаСО$.
* Доломит СаСОу • MgCO3.
Углерод — хороший восста-
новитель. С его помощью ме-
таллургическая промышлен-
ность справляется с задачей
получения чистых металлов
из их оксидов.
Химический элемент
Неметалл.
Главная подгруппа IV группы.
Третий период.
Степени окисления: -4, 0, -t-2, +4.
Применение
★ Алмаз:
• резка стекла;
• изготовление буров и свёрл;
* изготовление украшений.
★ Графит:
• изготовление электродов;
• изготовление карандашей;
• твёрдая смазка в подшип-
никах.
АЛЛОТРОПНЫЕ
MOAUCPUKAJUU
Алмаз
♦ Прозрачный цвет.
* Серо-стальной цвет.
* Жирный на ощупь.
В настоящее время насчитывают около 10 модифика-
ций углерода, причём самая «молодая» была откры-
та не так давно, в 2004 г. Речь идёт о графене —
одноатомном слое углерода со схожей с графитом
структурой. За открытие этого двумерного материала
и исследование его свойств в 2010 г. была присуж-
дена Нобелевская премия по физике.
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с кислородом
С + О2 * СО2 (избыток кислорода) 2С + О2 2СО (недостаток кислорода) При взаимодействии с кислоро- дом может образовываться как угарный, так и углекислый газ. Продукт реакции зависит от ко- личества кислорода: при его не- достатке наблюдается неполное сгорание и образуется угарный газ
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с фтором
С + 2F2 С CF4 Из галогенов углерод взаимодей- ствует только с фтором
Взаимодействие с другими неметаллами
1) С + 2S £ CS2 2) С + Si SiC 3) С + Р 4» 1) Сероуглерод CS2 используется в органической химии в качестве растворителя. 2) При t около 2000 °C образу- ется карбид кремния — карбо- рунд SiC. 3) Углерод не взаимодействует с фосфором!
Взаимодействие с водой
с + н2о со + н2 С + 2Н2О С02 + 2Н2 С Ct Ct Процесс протекает при t = = 1200 °C, происходит окисление до оксидов углерода — СО и СО2
Взаимодействие с солями
4С + BaSO4 BaS + 4СО Сульфаты при взаимодействии с углеродом образуют сульфиды
Взаимодействие с оксидами металлов
1) СиО + С £ Си + СО РЪО + С £ РЬ + СО 2) СаО + ЗС £ СаС2 + СО 2А120о + 9С £ ALCo + 6СО
1) Взаимодействие с оксидами неактивных металлов приводит к образованию металлов и угарного газа. 2) При взаимодействии с оксидами активных металлов угле- род проявляет окислительные свойства и могут образовываться карбиды
Взаимодействие с оксидами неметаллов
СО2 + С С 2СО SiO2 + 2С £ SiC + СО2 С оксидами неметаллов проис- ходит окисление до углекислого либо угарного газа
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с кислотами-окислителями
С + 2H2SO4 (конц.) '> СО, С + 4HNO3 (конц.) СО2 + 2SO2 + 2Н2О + 4NO2 + 2Н2О
Концентрированные серная род до оксида углерода(ТУ) серы(1У) и оксида азота(1У) и азотная кислоты окисляют угле- СО., с образованием воды, оксида соответственно
-14 4-14 14
Химический элемент
Неметалл.
Главная подгруппа IV группы.
Третий период.
Степени окисления: -4, 0, +2, +4.
Гид открытия: 1824.
Кто открыл: Й. Я. Берцелиус
Простое вещество: твёрдое.
(НОСОВЫ ПОЛУЧЕНИЯ
Промышленный:
SiO2 + С -> Si + СО/:
3SiO2 + 4А1 -> 3Si + 2AJ2O3.
Лабораторный:
SiO2 + 2Mg -» 2MgO + Si.
------/ ВАЖНО! YT
Кремний входит в состав полу-
драгоценных камней (агата, аме-
тиста, яшмы и др.) и породо-
образующих минералов (полевых
шпатов, глин, слюд и др.).
Применение
♦ Производство полупро-
водников для электронной
промышленности.
★ Изготовление солнеч-
ных батарей.
★ Входит в состав жа-
ропрочных и кислото-
устойчивых сплавов.
Песок
смесь различных веществ, в том числе
ua (SiO2). Именно кварц является основой стекла. Егс
сплавляют с содой (для уменьшения температуры плав
ления) и карбонатом кальция (для водонепроницаемости)
а также с другими веществами (для придания особы?
характеристик разным типам стёкол).
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с металлами
2Mg + Si -> Mg2Si Кремний взаимодействует c Mg, Са, Си, Fe, Pt, Bi с образова- нием силицидов. В подобных ре- акциях кремний проявляет свои окислительные способности
Взаимодействие с неметаллами
1) Si + 2F2 —> SiF4 Si +• O2 —> SiO2 Si + 2Cla -> SiCl4 4Si + S8 -> 4SiS2 2) 3Si 4- 2N2 SUN. Si + C -> SiC 1) С фтором реакция протекает при н. у., с кислородом, хло- ром и серой — при температуре 400- 600 °C. 2) С углеродом и азотом реак- ция протекает при очень высоких температурах
134 @ titOpfrtfrtECICAff ХИМИЯ
Ф -------------------
Химические реакции Комментарии
Взаимодействие с плавиковой кислотой
Si + 4HF -> SiF4 + 2Н2 В аналогичную реакцию и оксид кремния(]\г) — ние стекла вступает травле-
Взаимодействие с кислотами-окислителями
3Si + 4HNO3 3Si + 4HNO.{ + 12HF -> 3SiF4 + 4N0 + 8Н2О + 18HF -> 3H2SiFH + 4NO + 8Н2О £ и с»
Кремний в пасси виру ется пых азот пой концентрированных серной и азотной кислотах и растворяется лишь в смеси концентрирован- и плавиковой кислот
Взаимодействие с водой
Si + 2Н2О -> SiO2 + 2Н2 Реакция протекает лишь сокой температуре при вы-
Взаимодействие со щелочами
Si + 2NaOH + Н20 —> Na2 SiO3 + 2Н2
С целью травления (удаления поверхностного слоя материала)
кремниевые изделия погружают в раствор щёлочи. Щёлочи
окисляют кремний до силикатов, реакция протекает с выделе-
нием водорода
Взаимодействие с оксидами
2MgO + 2Si —> Mg2Si + SiO2
При нагревании с оксидами активных металлов кремний об-
разует оксиды и силициды
Взаимодействие с другими сложными веществами
Si + 2H2S -> SiS2 + 2Н2
3Si + 4NH4 -> Si4N4 + 6Н2
При пропускании над горячим кремнием сероводорода получа-
ют дисульфид, а при взаимодействии с аммиаком — нитрид
Силиконовая (Кремниевая) долина обязана
иф своим названием кремнию (от англ, silicon),
иДу который является основным материалом при
> - I создании микросхем для компьютеров.
оксиды
Оксиды — сложные вещества,
щие из двух элементов, один
торых — кислород в степени
ния —2.
состоя-
окисле-
из ко-
В названии оксида на пер-
КЛАССИФИКАЦИЯ ОКСИДОВ J
Солеобразующие J Несолеобразующие J
вое место ставится ело- *Л
во «оксид» и добавля-
ется название элемента ’•*'
в родительном падеже. •/«
Если элемент имеет пере-
менную степень окисления, *•*«
то её указывают после на-
звания оксида римской ??
цифрой в скобках: Си2О —
оксид меди(1).
Амфотерные — оксиды, гидроксиды которых про-
являют как кислотные, так и основные свойства.
Не все химические элементы образуют оксиды. На-
пример, фтор не проявляет положительных степе-
ней окисления, поэтому соединения OJK, и O2F2
являются фторидами. Соединения инертных газов
практически неизвестны, их оксиды также не обна-
ружены. Кислород тоже не образует оксидов.
Название процесса Химические реакции
Окисление кислородом простых веществ S + О2 —> SO2 2Mg + О2 —> 2MgO
Название процесса Химические реакции
Окисление кислородом сложных веществ
СИ, + 2О2 —> СО2 + 2Н2О 2H2S + ЗО2 -> 2SO2 + 2Н2О
Окисление кислородом низших оксидов 200 + О2 4FeO + 02 2CO., -» 2Fe2O3
Разложение солей СаСОо -> СаО + СО2 О it
Разложение нерастворимых гидроксидов Cu(OH)2 2Fe(OH)3 CuO + H2O Fe2O3 + 3H.,O
Восстановление высших окси- дов Fe2O3 + С -> 2FeO 4- CO
Обезвоживание кислородсодержащих кислот
6HNO3 + Р2О5 > 3N2O5 + 2Н3РО4 6НС1О. + Р2О- -» ЗС12О7 + 2НоРО.
Вытеснение более летучих оксидов
СаСО3 + SiO2 -> CaSiO3 + С02 K2SO., + 2HCJ -4- 2КС1 + Н2О it О it h SO., it
Взаимодействие кислот-окислителей с неметаллами и метал- лами
С + 2H2SO4 (конц.) -> С02 + 2ВО2 + 2Н2О Fe + 6HNO3 (конц.) -> Fe(NO3)3 + 3NO2 + ЗН2О
«Ангидрид» в переводе означает «без воды». Так
в неорганической химии называют кислотные ок-
сиды. Например, S0g — серный ангидрид, или
ангидрид серной кислоты.
вЫИДЫ © п7
химические свойства
Название процесса Химические реакции
Несолеобразующие оксиды
Восстановительные свойства 2( О + О2 —> СО + С12 -> СО + СиО - 2NO 4- С12 2CO2 cocf2 > Cu + CO2 > 2N0C1
Окислительные свойства 2NO + n2o + n2o + n2o + 2H2 Qi H2 Cu Cu2O N2 + 2H2O n2 + H20 CuO + N2 —> 2CuO + N2
Кислотные оксиды
Разложение 2 Mi 1,0- 2N2O5 4MnO2 + 3O2T 4NO2? + O2? Qi Qi
Взаимодействие с водой, сопровождающееся образованием кис-
лоты
so3
SiO2
2NO2
+ H2O -> H2SO4
Г ХЛ2ЧЛ t'
+ H2O -> HNO-,
о» О
+ hno2
+ НС1О2
2СЮ2 + Н,0 -> НСЮ,
ot О
Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами, сопро-
вождающееся образованием солей.
Основные оксиды, которым соответствуют слабые гидроксиды,
не реагируют с кислотными оксидами слабых кислот!
SO2 + К2О -> K?SO3
2NO2 + К2О —> KNO3 + KNO.,
2С1О2 + Na2O -> NaC103 + NaC102
3SO3 + А12О3 —> A12(SO.)3
СО2 + CuO />
@ ЧСОРГМИЧССЫ*
Название процесса Химические реакции
Взаимодействие с основаниями и сопровождающееся образованием амфотерными гидроксидами, солей и воды
SiO2 + 2NaOH Na2SiO3 + Н2( 2С1О2 + 2Ы0Н -> LiC102 + LiCl 3SO3 + 2A1(OH)3 -> A12(SO4)3 + P2O5 + 3Be(OH)2 —> Be3(PO4)2 + J Do + Н2О ЗН2О ЗН2О
Взаимодействие с солями — ка летучий оксид вытесняет летучий эбонатами и сульфитами (не- )
SiO2 + К2СО3 —> K2SiO3 + СО2 Р2О5 + 3Na2SO3 —> 2Na3PO4 + 3 SO2
С кислотами кислотные оксиды есть некоторые исключения: 1) оксид фосфора(У) является во/ му может взаимодействовать с н< 2) оксид кремния растворяется в 3) возможны окислительно-восста] в реакции не вступают, но юотнимающим агентом, поэто- экоторыми кислотами; плавиковой кислоте; иовительные реакции
1) Р2О5 + 6НСЮ4 -> ЗС12О7 + 2 Р2О5 + 6HNO., 3N.,0- + 21 2) SiO2 + 4HF -> SiF4 + 2Н2О 3) 2H2S + SO2 3S + 2H2O НзРО, 43РО4
Основные оксиды
Разложение 2Ag2O -> 4Ag + О2? 2HgO -> 2Hg + O2t
Взаимодействие с водой, в результате чего образуется щёлочь. Если основному оксиду соответствует нерастворимое ос- нование, реакция не идёт! Na2O + H2O -> 2NaOH CaO + H2O -> Ca(OH)2 CuO + H2O
Название процесса Химические реакции
Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами, со- провождающееся образовани- ем солей. Основные оксиды, которым соответствуют сла- бые гидроксиды, не реагируют с кислотными оксидами слабых кислот! 2Na.,O 4- SO2 —? K2O 4- A12O3 C02 4- FeO 4* ► 2Na2SO3 2KA1O2
Основные оксиды, которым соответствуют сильные основания, взаимодействуют с кислотами и амфотерными гидроксидами, в результате чего образуются соли. С солями основные окси- ды не взаимодействуют!
Cs2O 4- 2HCJ -> 2CsCl + Н2О Ы2О 4- 2А1(ОН)3 —> 21лА1О2 -1- ЗН2О — при сплавлении Li2O + Н2О 4- 2А1(ОП)3 -> 2Li[Al(OH)4] MgO + Zn(OH)2 *
Амфотерные оксиды
Взаимодействуют с кислотными и основными оксидами, в ре- зультате чего образуются соли 3SO3 + A12O3 - K2O 4- ZnO —> > A12(SO4)3 K2ZnO2
Взаимодействуют с кислотами и основаниями, в результа- те чего образуются соли. Оксид железа(Ш) не растворяется в растворе щёлочи, взаимодействует только при сплавлении!
ВеО + 2НС1 -> ВеС12 4- Н2О ZnO 4- 2NaOH —> Na2ZnO2 4- Н2О — при сплавлении ZnO 4- 2NaOH 4- Н20 —» Na2[Zn(OH)4] — в растворе
Взаимодействуют с солями — карбонатами и сульфитами (не- летучий оксид вытесняет летучий). Амфотерные оксиды не взаимодействуют с водой!
ВеО 4- К2СО3 —> К2ВеО2 4- СО2 ZnO 4- KZSO3 —> K2ZnO2 4- SO2 A12Oo 4- К2СОо 2КА1О2 4- СО2 i О Ct О Ct Ct
ОСНОВАНИЯ
Основания — сложные вещества, в ко-
торых атомы металлов соединены с од-
ной или несколькими гидроксогруппа-
ми ОН .
С точки зрения теории электролитической диссоциации
основания — сложные вещества, при диссоциации ко-
торых в водном растворе образуются катионы металла
и гидроксид-анионы ОН-.
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ОСНОВАНИЙ
По международной но-
менклатуре основания
называются гидроксида-
ми с указанием степени
окисления элемента (если
она переменная) римски-
ми цифрами в скобках:
Fe(OH)2 — гидроксид
железа(П).
|ГС-...................
Химические реакции
Для получения оснований используется солями и растворимыми основаниями реакция обмена между
MgSO4 + 2 КОН -> Mg(OH)2 + K2SO4 К2СО3 + Ва(ОН)2 -> ВаСО3 + 2КОН
Для получения щелочей рас- 2К + 2Н2О -> 2К0Н + Н2
творяют в воде щелочные и щёлочноземельные металлы Ва + 2Н2О Ва(ОН)2 + Н2
SCtfop/tftUr1 ® 141
Химические реакции
При растворении основных оксидов металлов образуются в воде активных щёлочи СаО К,0 4- 4- Н2О Н2О -> с* Са(ОН)2 2К0Н
Щёлочи образуются при гидролизе гидридов щелочных и щё- лочноземельных металлов
Nall -1- Н2О -> NaOH + Н2 СаН2 4- 2Н,0 -> Са(ОН)2 4- 2Н2
Электролиз водных мельных металлов растворов солей щелочных и щёлочнозе-
2NaCl 4- 2Н2О -» 2NaOH 4- С12 K2S 4- 2Н2О - » 2КОН 4 S 4- Н 4- Н2 2
Аммиак NH3 называют основанием, но в его составе
нет катиона металла и гидроксогруппы. На этот счёт
существует несколько кислотно-основных теорий. Соглас-
но теории электролитической диссоциации аммиак дей-
ствительно не является основанием. Л вот по теориям
Льюиса и Врёнстеда — Лоури это основание.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Химические реакции
Взаимодействие с солями, если в результате реакции образует-
ся осадок или газ
2КОН 4- MgCl2 -> 2КС1 4- Mg(OH)2
NaOH + NH.Cl -> NaCl 4- NH3 + H,0
Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами,
сопровождающееся образованием солей
SO2 + 2К0Н K2SO4 + Н2О
ВеО 4- 2КОН -> К2ВеО2 + Н2О — при сплавлении
ВеО + 2К0Н + Н2О -> К2[Ве(ОН)4] — в растворе
742
G) ------
@ ХИМИЯ
Химические реакции
Разложение: 1) гидроксиды щелочных метал- лов устойчивы к разложению при нагревании, за исключени- ем гидроксида лития: 2) щёлочноземельные металлы разлагаются на оксид и воду (исключение — Ва(ОН)2); 3) гидроксиды металлов средней активности разлагаются на ок- сид и воду; 4) самопроизвольно разлагаются в водном растворе гидроксиды серебра(Т), меди(1), в свободном состоянии не существуют 1) 2LiOH Li2O + Н2О 2) Са(ОН)2 СаО + Н2О 3) Fe(OH)2 FeO + Н2О Мп(ОН)2 МпО + Н2О 4) 2AgOH -> Ag2O + Н2О 2CuOH —> Cu2O + Н2О
Взаимодействие щелочей с некоторыми металлами (Zn, Be, Al)
В растворе:
Zn + 2NaOH + 2Н2О Na2[Zn(OH)4] + Н2;
2Л1 + 2КОН + 6Н2О -> 2К|А1(ОН)4] + ЗН2.
При расплаве:
2А1 + 6NaOH -> 2NaA102 + ЗН2 + 2Na2O;
Zn + 2NaOH —> Na2ZnO2 + H2
Взаимодействие щелочей с неметаллами. Водород, кислород,
углерод, азот не взаимодействуют!
2КОН (хол.) + С12 — ► КС! + КСЮ + Н2О
6К0Н (гор.) + ЗС12 - -> 5КС1 + КСЮ.. + ЗНЮ О L.
2KOII (хол.) + Вт2 - > КВт + КВгО + Н2О
6КОН (гор.) + ЗВг2 -> 5КВг + КВтО;< + ЗН2О
6К0Н + 3I2 -> 5KI 4- К1О,+ ЗН2О
6К0Н + 3S -> 2K2S + K2SOo + ЗНЮ О Lt
2К0Н + Si + Н2О - K2SiO.. + 2Н2
ЗКОН + 4Р + ЗН9О РН., + ЗКН9РО2 О Li Lt
Взаимодействие гидроксидов переходных металлов с раство-
ром аммиака, сопровождающееся образованием аммиачных ком-
плексов
Химические реакции
Cu(OH)2 + 4NH3 • Н2О -» [Cu(NH3)4](OH)2 + 4Н2О
Zn(OH)2 + 4NH3 • H20 -> [Zn(NH3)4](OH)2 + 4H2O
Ag.,0 + 4NH3 • H20 -> 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O
АМ<РОТБРНЫ6 rUAPOKCUAbf
Амфотерные гидроксиды — сложные
вещества, проявляющие свойства как
кислот, так и оснований.
СПОСОБЫ ПОЛУИЕНид
Название процесса Химические реакции
Взаимодействие между солями и растворимыми основаниями
А1С13 + 3NaOH -> А1(0Н)3 + 3NaCl Zn(NO3)2 + 2NaOH -> Zn(OH)2 + 2NaNO3
Разложение комплексных солей
2Na[Al(OH)4] + СО2 -> Na2CO3 + 2А1(()Н)3 + Н2О
Осадок гидроксида трёхвалентного металла (алюминия, хрома) образуется также при смешивании раствора соли этого метал- ла с раствором карбоната
2А1С13 + 3Na2CO3 + ЗН2О -> 2А1(ОН)3 + 6NaCl + ЗСО2 2Cr(NO3)3 + 3Na2CO3 + ЗН2О -» 2Cr(OH)3 + 6NaNO3 + ЗСО2
Амфотерные соединения встречаются не только в не-
органической химии. В органической химии амфотер-
ные свойства проявляют аминокислоты: они могут
реагировать как с кислотами (по аминогруппе), так
и с основаниями (по карбоксильной группе).
© *м
© —
@ tfcopfrlftWcicA* химия
Химические реакции
Разложение 2Fe(OH)3 Fe2O3 + ЗН2О
2Сг(ОН)3 Сг2О3 + ЗН2О
Zn(OH)2 ZnO 4- Н2О
Взаимодействие с кислотными оксидами, которым соответству-
ют сильные кислоты
3SO3 + 2А1(ОН)3 -> A12(SO4)3 + ЗН2О
Взаимодействие с кислотами с образованием солей
H2SO4 + Zn(OH)9 -> ZnSOi + 2Н.,0
Взаимодействие со щелочами с образованием солей
2К0Н + Zn(OH)2 > K2ZnO2 + 2Н2О
2К0Н + Zn(OH)2 -> K2[Zn(OH)J
Взаимодействие с основными оксидами, которым соответствуют
щёлочи
К2О + 2А1(()Н)3 2КАЮ2 + ЗН2О — при сплавлении
К2О + 2А1(ОН)3 + Н2О -> 2К[Л1(ОН)4] — в растворе
Кислоты — сложные вещества, состоя-
щие из атомов водорода, которые спо-
собны замещаться на атомы металла,
и кислотного остатка.
С точки зрения теории электролитической диссоциации кисло-
ты — электролиты. Они при диссоциации в качестве катионов
образуют только Н+ (ионы гидроксония Н3О’).
Заряд кислотного остатка кислоты равен числу атомов водорода,
способных замещаться на атомы металла.
Химические реакции Коммента ри и
Взаимодействие кислотных оксидов с водой
SO. + Н2О -> H2SO4 •J С Сл Ч СгО3 + Н2О —> Н2СгО4 Способ получения кислородсо- держащих кислот, кроме крем- ниевой
Прямой синтез и последующее растворение
Н2 + Cl2 2НС1 Н2 + Вг2 -> 2НВг Способ получения бескислород- ных кислот
Воздействие на соль более сильной кислоты
FeS + 2НС1 -> FeCl2 + H2S В кислотах CuS, HgS, PbS не растворяются
Окислительно-восстановительные реакции
4NO2 + О2 + 2Н2() -> 4HN0< Ct О Окисление неметаллов или ок- сидов неметаллов в промежу- точных степенях окисления до кислоты в высшей степени окисления
14б @ цсоргмичесы* химия
® ---------------------------
Одной из
(НС1О4), к
существует
химические сеойстел
самых сильных кислот является хлорная
тому же это хороший окислитель. Также
термин «суперкислота» или «сверхкис-
лота», который применяется к веществам или сме-
сям с кислотностью выше, чем у безводной серной
кислоты. За открытие и исследование суперкислот
Дж. Ола в 1994 г. был удостоен Нобелевской пре-
мии по химии.
Химические реакции
Разложение:
1) самопроизвольно разлагаются в водном растворе угольная
кислота, сернистая кислота;
2) азотистая кислота на холоде или при комнатной температу-
ре частично распадается уже в водном растворе, реакция об-
ратима;
3) некоторые другие кислоты разлагаются при нагревании
1) Н2СОо -> Н2О + co,t
H2SOo -> Н2О + SO2T
2) 2HNO2 Н2О + NO/Г + NO1
3HN0., Н2О + UNO., + 2NOt
3) 4HNO, 4NO2T + 2Н2О + 02Т
H2SiO3 £ Н2О + SiO2
2Н tPO4 -> Н4Р2О- + Н.,0
Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами
FeO + 2НС1 -> FeCl2 + Н2О
Fe2O3 + 3H2SO4 —> Fe2(SO4)3 + 3H2O
Взаимодействие с основными и амфотерными гидроксидами
с образованием солей
LiOH + HNO3 -> LiNO3 + Н2О
Ве(ОН)2 + 2НС1 ВеС12 + 2Н2О
Химические реакции
Взаимодействие с металлами:
1) кислоты-неокислители;
2) кислоты-окислители
1) Mg 4- 2НС1 -> MgCl2 4- Н2
Fe + H2SO4 (разб.) FeS()1 + Н2
2) 2H2SO4 (конц.) + Zn -> SO2? 4- ZnSOt + 2H2O
Си 4- 4HNO3 (конц.) -> Cu(NO3)2 + 2NO2^ 4- 2H2O
Взаимодействие с солями в реакции обмена, если в результате
образуется осадок или газ
НС1 + AgN()3 -> AgCl + HNO3
2НС1 4- К2СО3 -> 2КС1 + Н2О + СО2
Взаимодействие кислот-окислителей с неметаллами
В 4- 3ITNO3 (конц.) —> Н3ВО3 4- 3NO2
С + 4HNO3 (конц.) -> СО2 + 4NO2 + 2Н2О
С 4- 2H2SO4 (конц.) -> СО2 4- 2SO2 4- 2Н2О
S 4- 6HNO3 (конц.) -> H2SO4 4- 6NO2 4- 2Н2О
S 4- 2H2SO4 (конц.) -> 3SO2 4- 2Н2О
12 4- 10HNO., (конц.) 2НЮ3 + 10NO2 + 4Н2О
H2SC\ — сильная двухосновная
кислота, сильный окислитель.
Степень окисления: +6.
Год открытия: 940 (первое
упоминание).
B XVIII—XIX вв. серу для пороха производили
из пирита на купоросных заводах. Серную кислоту
называли купоросным маслом, а её соли
росами.
купо-
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА }
Маслянистая нелетучая
тяжёлая жидкость
+10,38
плавления, С
+337
кипения, ’С
— Вез цвета и запаха
Активно поглощает пары воды
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ )
ВАЖНО!
Примышленный (контактный).
Сжигание пирита, окисление образо-
вавшегося SO2 до SO3 и последующее
взаимодействие с водой:
H2SO4
женным
ным
обладает выра-
дегидратацион-
(водоотнимаюшим)
'2^3 + 8SO2I;
кат. V90c
2SO3;
2SO2 + О2
SO3 + Н2О
Интрозный (башенный):
NO2 + SO2 + Н2О -> H2SO4 + NO.
действием. Её попадание
на кожу или слизистые
оболочки приводит к тя-
жёлым ожогам.
tQ
4FeS2 + 11О2 ->
сопровождается
сильным нагреванием раствора и может
происходить его разбрызгивание. Рас-
творять H2SO4 в воде надо осторожно:
тонкой струйкой вливать в воду, посто-
янно перемешивая.
Растворение H2SO
Олеумом называют раствор SO3 в серной кис-
лите. На производстве получают именно олеум,
а затем перевозят его на другие предприятия
и там разбавляют водой до нужной концентра-
ции серной кислоты.
химические сеойстед
Химические реакции
Кислотные свойства
СаО + H2SO4 CaSO4 + Н2О
2К0Н + H2SO4 -> K2SO4 + 2Н2О ' ~Х
ZnO + H2SO4 -> ZnSO, + Н2О \ ° _
2Л1(ОН)3 + 3H2SO4 -> A12(SO4)3 + ЗН2О
Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами, с ос-
новными и амфотерными гидроксидами
Реакции ионного обмена с солями
CaCOg + H2SO4 —> CaSO4 + СО2 4- Н2О
ВаС12 + H2SO4 -> BaSOj + 2НС1
KF (тв.) + H2SO4 (конц.) > HF + KHSO4
КС1 (тв.) + H2SO4 (конц.) -> НС1 4- KHSO4
Реакция протекает в том случае, если образуется осадок,
газ или слабый электролит. Сульфат бария не растворяется
в минеральных кислотах
Взаимодействие с неметаллами
С + 2H2SO4 (конц.) —> 2SOj + 2Н.,0 4- СО,
2Р 4- 5H2SO4 (конц.) —> 2Н3РО4 4- 5SO2 + 2Н2О
S 4- 2H2SO4 (конц.) 3SO + 2Н2О
Концентрированная серная кислота окисляет Р, S и С. Разбав-
ленная серная кислота с неметаллами не реагирует
Окисление сложных веществ
2КВг (тв.) 4- 2H2SO4 (конц.) —> Вг2 + SO2 + K2SO4 + 2Н.О
8KI (тв.) + 5H..SO, (конц.) -> 4L, + H..S + 4K.SO. + 4Н.,0
Концентрированная серная кислота окисляет бромиды и иоди-
ды. В зависимости от силы восстановителя серная кислота
восстанавливается до SO2 или H2S
Химические реакции
Взаимодействие с металлами
Zn + 2H2SO4 (конц.) —> ZnSOj + S02 4- 2Н2О
2Ag + 2H2SO4 (конц.) —> Ag2SO, + SO., + 2H_,0
Zn + H2SO4 (разб.) -> ZnSOt + H2
Разбавленная серная кислота вступает с металлами, стоящи-
ми в ряду активности металлов до Н2, в реакции замещения
с выделением молекулярного водорода. При реакции концен-
трированной серной кислоты с различными металлами проис-
ходит её восстановление до S02, S или II2S
Дегидратирующие свойства
С.-П.-.О,, (тв.) —> 12С 4- 111ЦО
1 с. CiCi JL Л х Ct
С.ДЬ.ОН -4 сн2=сн9 + що
Ci О Ci Ci £
Концентрированная серная кислота способна не только по-
глощать несвязанную воду из растворов, но и удалять её
из сложных химических соединений, например из углеводов
и спиртов
С кислотами кислотные оксиды в реакции не вступают
но есть исключения.
1) Оксид фосфора(У) является водоотнимаюгцим агентом
поэтому может взаимодействовать с некоторыми кислотами
Р2О3 + 6НС1О4 -> ЗС12О7 + 2Н3РО4;
Р2О5 + 6НЬ1О3 -» 3N2O5' + 2Н3РО4.
2) Оксид кремния растворяется в плавиковой кислоте:
SiO2 + 4HF -♦ SiF4 + 2Н2О.
3) Возможны окислительно восстановительные реакции:
2H2S + SO2 -» 3S + 2Н2О;
< 2HNO2 + 2HI 2NO + I2 + 2H2O.
ПРОМЫШЛЕННОЕ ПОЛУЧЕНИЕ СЕРНОЙ КИСЛОТЫ
Оборудование Описание процесса / химическая реакция
Циклон Очистка от крупных частиц пыли. Химическая реакция: нет реакции
Оборудование Описание процесса / химическая реакция
Электрофильтр Очистка от мелких частиц пыли. Химическая реакция: нет реакции
Сушильная башня Осушение от водяных паров. Хими- ческая реакция: нет реакции
Печь для обжига Пирит подвергают обжигу кислоро- дом воздуха. Снизу подводят воздух, обогащённый кислородом, для более полного обжига пирита. Температура в печи достигает 800 °C. Пирит на- ходится в «подвешенном состоянии» из-за продуваемого снизу воздуха — это называется принципом противото- ка. Химическая реакция: 4FeS2 + 1102 —> 2Fe2O3 + 8SO2
Теплообменник Очищенный обжиговый газ перед по- ступлением в контактный аппарат на- гревают. Химическая реакция: нет реакции
Контактный аппарат Обжиговый газ в присутствии катали- затора оксида ванадия (V) при нагре- вании окисляется до SO3. Химическая реакция: V2°5 2SO, 4- О, 2S0q
Поглотительная башня В поглотительной башне происходит поглощение оксида серы(У1) концен- трированной 98%-ной серной кисло- той. Оксид серы очень хорошо раство- ряется в такой кислоте, образуя олеум Н2ЯО4 • nSO3, который в дальней- шем разбавляется водой. Химическая реакция: SO3 + Н2О H2SO4; nSO3 + H2SO4 —> H2SO4 • nSO3
HNO3 — сильная одноосновная
кислота.
Степень окисления: +5.
Строение молекулы: в молеку-
ле химические связи ковалент-
ные полярные.
При работе с кислотами, особенно с концентрирован-
ными, необходимо соблюдать осторожность: надевать
перчатки и очки!
следует промыть
прохладной воды.
При попадании кислоты на кожу
этот участок большим количеством
а затем раствором соды.
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ
Примышленный (контактный).
Окисление аммиака на платинородиевых катализаторах,
й Стадия 1: каталитическое окисление аммиака:
4NH3 4- 5О2 -> 4NO + 6Н2О.
* Стадия 2: окисление оксида азота(П) до оксида азота(ТУ):
2NO + О2 -> 2NO2.
й Стадия 3: поглощение оксида азота(1У) водой:
4NO2 + 2Н2О + О2 (изб.) -> 4HNO3.
Лабораторный:
KNO3 + H2SO1 (конц.) -> KHSO4 + HNO3.
Концентрация полученной про-
мышленным способом азотной
кислоты не
превышает 60 %.
Азотную кислоту используют для производства удобрений,
взрывчатых веществ, красителей, для травления и разделе-
ния металлов, как окислитель ракетного топлива, а также
в пищевой и фармацевтической промышленности.
При хранении на свету азотная
кислота разлагается и может
окрашиваться в жёлтый цвет
за счёт образования бурого ок-
сида азота(ГУ).
При необходимости кислоту кон-
центрируют. Один из способов —
нагревание в присутствии серной
кислоты. Более летучая азотная
кислота испаряется и конденси-
руется в отдельном сосуде.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Химические реакции
Кислотные свойства
ВаО + 2HN0.3 -> Ba(NO3)2 + Н2О
NaOH 4- HNO3 -> NaNO3 + Н2О
ZnO 4- 2HNO3 -у Zn(NO3)a 4- H2O
A1(OH)3 + 3HNO3 -» A1(NO3)3 + 3H2O
Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами,
с основными и амфотерными гидроксидами
Взаимодействие с неметаллами
ЗР 4- 5HNO3 4- 2Н2О -> ЗН3РО4 4- 5NO
S 4- 2IINO3 -> H2SO4 + 2NO
ЗС 4- 4HNO3 ЗСО2 4- 4NO + 2Н2О
I2 + lOHNOo -> 2HI0o 4- 10N02 4- 4Н,0
Азотная кислота способна окислить С, Р, S, 12
Окисление сложных веществ
2HNO3 4- 6НС1 -> ЗС12 4- 2NO 4- 4Н2О
8HNO., + ZnS -> ZnSO. + 8NO, 4- 4Н.,О
О 4 4 4
754 ® химн*
Химические реакции
Взаимодействие с металлами
1) 4Mg + 10HNO3 (оч. разб.) -> 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + ЗН2О
3Zn + 8HNO3 -> 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2) 8Na + 10HNO3 -> 8NaNO3 + N2O + 5H2O
Cu + 4HNO, -> Cu(NO.{)2 + 2NOa + 2H,0
1) Очень разбавленная кислота с активными металлами обра-
зует NHtNO3, с малоактивными металлами — NO.
2) Концентрированная кислота с металлами средней активно-
сти и неактивными металлами образует N02, с активными ме-
таллами возможно образование N2, N20. Металлы Fe, Cr, Al
взаимодействуют с концентрированной азотной кислотой только
при нагревании, это обусловлено пассивацией
Au + HNO3
Pt + HNO3 +>
Азотная кислота не взаимодействует с золотом Au и платиной Pt!
Н,РО4 — трёхосновная, проч- °
ная, нелетучая кислота.
Степень окисления: +5.
-------------- - ВАЖНО!
При температуре выше +213 °C ортофосфорная кислота
переходит в пирофосфорную Н4Р2О7.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Химические реакции
Взаимодействие с металлами
ЗМ£+ 2Н3РО4-> Mg3(PO4)2 + ЗН2
Металлы должны находиться в ряду активности до водорода
Разложение
i = 9fiH °Г
2Н3РО4 ----- > Н4Р2О7 + Н20
Взаимодействие с оксидами
2Н3РО4 + 3MgO -> Mg3(PO4)2 + ЗН2О
Взаимодействие со щелочами
Н3РО4 + КОИ -> КН2РО4 + Н20
Н3РО4 + 2КОН -> К.ЛРО4 + 2Н2О
НЧРО4 + ЗКОН -> К.,РО. + ЗН.,0
О ж О *1
Взаимодействие с аммиаком
2Н3РО4 + 3NH3 NH4H2PO4 + (NH4)2HPO4
С аммиаком образует кислые соли
156 @ химия
Ф -------------
СОЛЫ
Соли
сложные вещества, состоящие
из катионов металла (катионов аммо-
ния) и кислотного остатка.
минерал, основный карбонат меди
Малахит
(СиОН)2СО3. Раньше малахит использовали для до-
бычи меди, сейчас его применяют для изготовления
украшений, поделок. Малахит разлагается при на-
гревании, растворяется в кислотах и аммиаке.
способы получения
Химические реакции
Из простых веществ Си + S CuS
Взаимодействие основных (амфотерных) оксидов с кислотами
ВаО + 2HNO3 -> Ba(NO3)2 + Н2О А12О, + 3H2SO,. -> AL(SO4), + ЗН2О
Взаимодействие основных (ам- фотерных) оксидов с кислотны- ми оксидами К.,0 4- SO2 -> K2SO3 С» Сл с. о ZnO + SO3 —> ZnSO4
Взаимодействие кислот с основными (амфотерными) гидрок- сидами
Ва(ОН)2 + H2SO4 -> BaSO4 + 2Н2О Ве(ОН)2 + 2НС1 -> ВеС12 + 2Н2О
Реакция обмена между кислотой и солью
BaCL + H2SOt -> BaSO. + 2HCI
Реакция обмена между щёлочью и солью
2NaOH + FeCl2 Fe(OH)2 + 2NaCl
Вытеснение более активным металлом менее активного из рас- творимых солей
Fe + CuSO4 —> FeSOj + Си Zn + 2AgNO3 -» Zn(NO3)2 + 2A
Взаимодействие металлов с кис- лотами Mg + 2НС1 MgCl2 + Н2
Нейтрализация кислых солей
NaHSOi + NaOH -> Na2SO4 -Ь Н2О т: Ct &
Нейтрализация основных солей
(CuOH)Cl + НС1 -> CuCl2 + Н2О Л *
Реакция обмена между солями
NaCl + AgNO3 -> AgCl + NaNO3
Взаимодействие кислых солей с кислотами
N аНСО3 + НС1 -> jNaCl + Н2О + СО2
/Л © чсоРГлМЧссЫ* химия
Химические реакции
Взаимодействие основных солей со щелочами
Mg(OH)NO3 + NaOH -> Mg(OH)2 + NaNO3
В реакцию обмена с основаниями могут вступать
только растворимые в воде соли. Не забывайте поль-
зоваться таблицей растворимости при составлении хи-
мических реакций!
химические сеойстед солей
Химические реакции
Взаимодействуют с кислотными оксидами, если нелетучий ок-
сид вытесняет более летучий (карбонаты и сульфиты)
Р20- + ЗК2СО3 —> 2К3РО4 + ЗСО2
Взаимодействуют с амфотерными оксидами, если нелетучий
оксид вытесняет более летучий (карбонаты и сульфиты)
А12О3 + Na2SO3 -> 2NaA102 + SO2
Взаимодействуют с кислотами в реакции обмена, если в ре-
зультате образуется осадок или газ.
В кислотах растворимы следующие соли: фосфаты, сульфиды
(кроме CuS, HgS, Ag2S, PbS), сульфиты, карбонаты
К2СО3 + 2НС1 -> 2КС1 + СО2 + Н2О
FeS + 2НС1 -> FeCl2 + H2S
Вступают с основаниями в реакцию обмена, если в результате
реакции образуется осадок или газ
MgCl2 + 2NaOH Mg(OH)2 + 2NaCl
Некоторые соли способны вступать в окислительно-восстанови-
тельные реакции с простыми веществами:
1) с металлами;
2) с неметаллами
Химические реакции
1) CuSOt 4- Fe —> FeSO4 + Си
Ni 4- 2AgNO3 -» Ni(NO3)2 + 2Ag
2FeCl3 4- Cu —> CuCl2 + 2FeCl2
2) 2FeCl2 + Cl2 -> 2FeCl3
2NaI 4- Cl2 -> 2NaCl + I2
4FeS 4- 7O2 —> 2Fe2O3 4- 4SO2
Взаимодействуют с другими солями, если в результате реак-
ции образуется осадок
AgNO3 4- NaCl -> AgCl + NaNO3
2A1CL 4- 3Na2CO3 + 3H2O -> 3CO2 4- 2A1(OH)3 4- 6NaCl
O Ct О Ct Ct ' ' О
В водных растворах соли диссоциируют на катионы металлов
Mert+ и анионы кислотных остатков- При этом растворимые соли
диссоциируют почти полностью, а нерастворимые соли практиче-
ски не диссоциируют либо диссоциируют только частично:
СаС12 Са2+ + 2СГ.
Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато. При диссо-
циации кислых солей сначала разрываются ионные связи метал-
ла с кислотным остатком, затем диссоциирует кислотный остаток
кислой соли на катионы водорода и анион кислотного остатка:
NaHCO3 Na+ 4- НСО3;
НСО; *5 Н+ + СО?’,
о о -JR
Основные соли также диссоциируют ступенчато:
(CuOH)2CO3 -4- 2CuOH+ 4- СО2"; f '
CuOH+ -> Cu2+ + OH .
ТРИВИАЛЬНЫЕ НАЗВАНИЕ
НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Формула вещества / систематическое название Тривиальное название
SiH4 — гидрид кремния Силан
РН3 — фосфан Фосфин
SiC — карбид кремния Карборунд
I6fj @
------------------------------------------------
Формула вещества / систематическое название Тривиальное название
meNO3 — соли азотной кислоты Селитры
НС! — хлороводородная кислота Соляная кислота
HF — фтороводородная кислота Плавиковая кислота
NaCl — хлорид натрия Галит, каменная соль, поваренная соль
Na2SOj • 10Н2О — декагидрат суль- фата натрия Глауберова соль
NaNO3 — нитрат натрия Натриевая (чилийская) селитра
NaOH — гидроксид натрия Едкий натр, каустик, каустическая сода
Na2CO3 • 10Н2О — декагидрат кар- боната натрия Кристаллическая сода
Na2CO3 — карбонат натрия Кальцинированная (стиральная) сода
NaHCO3 — гидрокарбонат натрия Пищевая (питьевая) сода
К2СО3 — карбонат калия Потаи г
КОН — гидроксид калия Едкое кали
КС103 — хлорат калия Бертолетова соль
KNO3 — нитрат калия Калийная (индийская) селитра
K3[Fe(CN)6] — гексацианоферрат(Ш) калия Красная кровяная соль
K4|Fe(CN)G] — гексацианоферрат(П) калия Жёлтая кровяная соль
KFe[Fe(CN)6] — гексапианофер- рат(П1) калия железа(П) Берлинская лазурь, турнбулева синь
NH4C1 — хлорид аммония Нашатырь
NH4NO3 — нитрат аммония Аммиачная селитра
ЬШ3 • Н.?О — гидрат аммиака Нашатырный спирт (5 %), аммиачная вода (20 %)
Формула вещества / систематическое название Тривиальное название
СаО — оксид кальция Негашёная (жжёная) известь
Са(ОН)2 — гидроксид кальция Гашёная известь, известковая вода, алебастр
CaSOj • 2Н2О — дигидрат сульфата кальция Гипс
СаСО3 — карбонат кальция Мрамор, известняк, мел, кальцит
СаНРО4 • 2Н2О — дигидрат гид- рофосфата кальция Преципитат
Са(Н2РО4)2 — дигидрофосфат каль- ция Двойной суперфосфат
Ca(H2POt)2 4- 2CaSO4 — дигид- рофосфат кальция + сульфат каль- ция Простой суперфосфат
Ca(OCl)Cl — смешанный хлорид-ги- похлорит кальция Хлорная (белильная) известь
А)2О3 — оксид алюминия Корунд, боксит, глинозём, рубин, сапфир, яхонт
С — углерод Алмаз, графит, сажа, уголь, кокс
(СиОН)2СО3 — гидроксокарбонат меди Малахит
СиЙОд • 5Н2О — пентагидрат суль- фата меди Медный купорос
FeSOj • 7Н2О — гексагидрат суль- фата меди Железный купорос
FeS2 — дисульфид железа(П) Пирит, железный колчедан, серный колчедан
Fe3O4 — смешанный оксид железа(П, III) Магнитный железняк, магнетит, же- лезная окалина
H2SO4 • nSO3 — раствор SO3 в H2SO4 Олеум
N02 — оксид азота(ГУ) Бурый газ, «лисий хвост»
Формула вещества / систематическое название Тривиальное название
S02 — оксид серы(1У) Сернистый газ
СО — оксид углерода(П) Угарный газ
СО2 — оксид углерода(1У) Углекислый газ, сухой лёд, углекис- лота
SiO2 — оксид кремния(ГУ) Кремнезём, кварц, речной песок
СО + Н2 — оксид углерода(П) + + водород Водяной газ. синтез-газ
МпО2 — оксид марганца(ТУ) Пиролюзит
ЦВЕТА НЕКОТОРЫХ
НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
V Уч. ч. - -^— —-—- —
Цвет Вещество
Газы
Зелёный С12 (жёлто-зелёный), F2
Бурый no2
Голубой о3
Бесцветный (с запахом) HF, НС1, НВт, HI, S02 (резкие запахи), NH3 (запах нашатыр- ного спирта), РН3 (чесночный запах), H2S (запах тухлых яиц), N2O (сладковатый запах)
Бесцветный (без запаха) Н2, N2, О2, СО2, СО (яд), NO, СН4, С2Нб, С2Н4, С2Н2
Жидкости / растворы
Жёлтый Хроматы (например, К2СгО4), растворы солей железа(Ш) (например, FeCl3)
Цвет Вещество
Оранжевый Бромная вода (бурый), спиртовые и спиртоводные рас- творы иода (в зависимости от концентрации от жёлтого до бурого), дихроматы (например, К2Сг2О7)
Зелёный Гидроксокомплексы хрома(1П) (например, К3[Сг(ОН)6]), соли никеля(П) (например, NiSO4), манганаты (например, К2МпО4), растворы солей хрома(Ш) (на- пример, СгС13), Мп2О7
Голубой Соли меди(П) (например, CuSO4)
От розового до фиолетового Перманганаты (например, КМпО4), соли Мп(П) (например, МпС12)
Твёрдые вещества
Белый MgO, TiO2, ВеО, ZnO, А12О3, SiO2 (бесцветный), Л1(0Н)3, AgCl
Жёлтый AgBr, Agl, Ag3PO4, BaCrO4, Pbl2, CdS, PbO, S, An
Оранжевый Cu2O, HgO, дихроматы
Бурый Fe(OH)3, MnO2, Mn3O4, Ag3O
Чёрный, чёрно-бурый CuS, Ag2S, FeS, PbS, CuO, FeO, CrO, PdO
Синий Cu(OH)2, KFe[Fe(CN)6]
Красный Си (аморфная), P (красный), Fe2O3, CrO3
Серый Графит, кристаллический крем- ний, кристаллический иод (при возгонке — фиолетовые пары), большинство металлов
U4 @ veoPfrttuyccw*
Цвет Вещество
Зелёный Сг2О3, МвО, NiO, малахит (СпОН)2СО3, Сг(ОН)2 (серо- зелёный), Fe(OH)2 (белый, но на воздухе зеленеет и буреет), Ni(OH)2
промышленное получение w
АММИАКА
Процесс Габера — Боша — промыш-
ленный способ получения аммиака
из атмосферного азота — сделал про-
изводство азотных удобрений незави-
симым от природных месторождений
и предотвратил нехватку запасов еды.
Оборудование Описание процесса / химическая реакция
Турбокомпрессор Смесь азота и водорода по- ступает в турбокомпрессор для сжатия. Химическая реакция: нет реакции
Колонна синтеза В колонне синтеза сжатые газы реагируют при температу- ре 450—500 °C в присутствии катализатора (пористое железо
с примесями А12О3 и К2О). Хи- мическая реакция: N, + ЗН2 -» 2NH3
Сепаратор На сепараторе отделяют жид- кий NH3 от газообразных Н2 и N2. Химическая реакция: нет реакции
npoM&U/\£ftfTO£ ПоДУШКНС SMMHAW ©
Оборудование Описание процесса / химическая реакция
Циркуляционный компрессор Оставшуюся газовую смесь воз- вращают в колонну синтеза с помощью циркулярного ком- прессора. Химическая реакция: нет реакции
применение
неоргднических еещесте
Название вещества Область применения
Металлы
Натрий, калий Как теплоносители
Магний Производство сплавов авиационных
Алюминий Производство проводов электрических
] Д,инк В защитных покрытиях
Хром Производство стали нержавеющей
Медь Производство проводов электрических
Неметаллы
Водород Производство аммиака
Углерод Производство чугуна. В каче- стве восстановителя в метал- лургии
Активированный уголь В качестве адсорбента в меди- цине и в фильтрах для воды
Алмаз Бурение горных пород
Графит Изготовление электродов
Название вещества Область применения
Азот Производство удобрений и ам- миака, создание инертной ат- мосферы
Красный фосфор Производство спичек
Кислород Металлургия: производство (вы- плавка) стали
Озон Очистка волы
Сера Процесс вулканизации резины
Хлор Производство пластмасс, орга- нических растворителей и по- лимеров, обеззараживание воды
Иод В качестве антисептика в ме- дицине
Аргон Создание инертной атмосферы
Оксиды, пероксиды
Оксид алюминия Огнеупорный материал
Оксид железа(Ш) Выплавка чугуна
Вода Сельское хозяйство
Перекись водорода В качестве отбеливателя, ком- понента стеклоочистительных жидкостей, для обработки не- больших ран и осветления во- лос
Угарный газ Производство метанола
Углекислый газ В пищевой промышленности, в производстве соды, сухого льда, в качестве хладагента
Оксид кремния Получение стёкол, керамиче- ских изделий
Оксид азота(П) Производство азотной кислоты, применение в медицине
Название вещества Область применения
Оксид cepw(IV) Получение серной кислоты
Бинарные соединении
Аммиак Производство удобрений. Ис- пользование в холодильных установках
Хлороводород Производство соляной кислоты
Плавиковая кислота Стекольная промышленность
Г идроксиды
Гидроксид кальция В строительстве (гашёная из- весть, известковое молоко)
Гидроксид аммония В медицине (нашатырный спирт)
Азотная кислота Производство удобрений, взрыв- чатых веществ
Фосфорная кислота Производство удобрений, как пищевая добавка
Серная кислота В химических источниках тока, в качеств»» электролита в свин- цовых аккумуляторах
Соли
Карбонат кальция Производство стекла, изготовле- ние негашёной извести
Карбонат натрия Для смягчения воды, производ- ство стекла
★ Гидрокарбонат натрия. ★ Гидрокарбонат аммония Производство стекла, в качестве разрыхлителя теста, чистящего средства, жидкого стекла
Силикат натрия В качестве клея
★ Нитрат аммония. ★ Нитрат натрия В качестве удобрений
Нитрат серебра При повреждении кожи
1б& © mmu*
Название вещества Область применения
★ Ди гидрофосфат кальция. ★ Фосфат кальция В качестве удобрения
Сульфат натрия Лекарственное средство
Сульфат бария Контрастное вещество
Сульфат алюминия Водоподготовка
Сульфат меди Защита растений
Хлорид натрия В пищевой промышленности
Хлорид кальция Для осушки газов
Хлорид калия В качестве удобрения
Гипохлорит натрия В качестве отбеливателя
★ Хлорид алюминия. ★ Хлорид железа Катализатор в органическом синтезе
Перманганат калия Для обработки повреждённой кожи, обеззараживание воды
Криолит Получение алюминия
Пирит Получение серной кислоты
Фторид натрия Добавка в зубные пасты для укрепления зубной эмали
Нитрат аммония Использование в холодильных установках
Хлорид аммония Очистка поверхности от окси- дов металлов при пайке
Хлорид железа(IIJ) Очистка воды
С tfpfrftnytcfcx# химия У
ТЕОРИЯ СТРОЕНИЯ
ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
р- — . ——< . Ki - —— /
Органические вещества — почти все
соединения углерода (за исключением
карбидов, угольной кислоты, карбона-
тов, некоторых оксидов углерода, рода-
нидов, цианидов).
Валентность углерода в ор-
ОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА )
ганических соединениях рав-
на 4. Водород всегда одно-
валентен.
Разлагаются при t с образованием угля.
Горят на воздухе и образуют СО2 и Н2О.
В возбуждённом состоянии углерод имеет электронную
конфигурацию внешнего уровня 2s1 *2p3. В этом состоянии
он может образовывать связи всеми валентными электро-
нами и орбиталями. Углеродный каркас достаточно прочен,
при этом подвижен — цепи углеродных атомов, связанные
одинарными связями, могут изгибаться и сворачиваться.
1. Химическая природа каждой сложной молекулы определяется
природой составляющих её атомов, их количеством и химическим
строением.
2. Химическое строение
определённый порядок чередо-
вания атомов в молекуле, вза-
имное влияние атомов друг на
друга (как соседних, так и че-
рез другие атомы).
3. Химическое строение ве-
ществ определяет их физиче-
ские и химические свойства.
4. Изучение свойств веществ
позволяет определять их хими-
ческое строение.
5. Строение молекулы можно
выразить структурной форму-
лой, которая для данного ве-
щества является единственной.
Александр Михайлович Бутлеров
(1828—1886) — русский академик
и химик, преподаватель и ректор
Императорского Казанского уни-
верситета, обучивший множество
химиков-органиков, был также
учёным-пчеловодом, лепидоптероло-
гом (лепидоитерология — наука,
изучающая бабочек).
Органические соединения образуют гомологические ряды.
Гомологический ряд — ряд близких по строению и химическо-
му поведению соединений, каждый последующий (высший) член
которого отличается от предыдущего (низшего) на одну группу
СН2. Соединения гомологического ряда имеют сходные химиче-
ские свойства, однако по мере увеличения числа атомов изменя-
ются физические свойства.
Группа --СН2- — гомологиче-
ская разность. В общей фор-
муле гомологического ряда
отражается молекулярная фор-
мула каждого члена гомологи-
ческого ряда при определённом
значении числа атомов углеро-
да, которое выражается индек-
сом n (n = 1, 2, 3 и т. д.).
Например, СлН2л+2 — общая
формула гомологического ряда
алканов, при п = 1 получаем
СНд — метан.
Часто члены гомологического ряда
содержат функциональные груп-
пы — атом или группа атомов, ко-
торые определяют характерные хими-
ческие свойства гомологов. Например,
спирты содержат гидроксогруцпу ОН,
хлорпроизводные — хлор 01, карбо-
нильные соединения — карбонильную
группу С=О.
Гомологи —
ческий ряд.
вещества, которые входят в один и тот же гомологп-
РЯД
Формула Алканы (СгеН2ге+2)
СН4 СН4 — метан
СНоСНо о о C2Hd — этан
СН ,СН2СНо 0 z о> С3Н8 — пропан
СН3СН2СН2СН., С4Н10 — бутан
СН3(СН2)3СН3 С5Н]2 — пентан
СН3(СН2)4СН3 С6Н ] 4 — гексан
СН3(СН2)5СН3 С7Н]6 — гептан
СН3(СН2)6СН3 С8Н18 — октан
СН3(СН2)7СН3 С9Н20 — нонан
СН3(СН2)8СН3 С10Н22 — декан
₽яд M*W0 й л^ииМ
Алкены (С„Н2п) Алкины (СпН2п_2)
С2Н4 — этен С2Н2 — этин
С3Нс — пропен С3Н4 — пропин
С4Н8 — бутен С4Н6 — бутин
С ,Н! 0 — пентен С5Н8 — пентин
СбН12 — гексен С6Н]0 — гексин
С7Ни — гептен С?Н12 — гептин
С8Н16 — октен С8Н14 — октин
С9Н18 — нонен С9Н16 — нонин
сюн2о — децен сюн1« — децин
кзвусрия
Согласно структурной теории строения органических соединений,
физические и химические свойства веществ зависят не только от
их качественного и количественного состава, но и от химическо-
го строения.
Термин «изомерия» ввёл Й. Я. Берцелиус в 1830 г. В основе
изомерии, как показал Л. М. Бутлеров, лежит различие в строе-
нии молекул, состоящих из одинакового набора атомов.
Изомеры
вещества, имеющие одинаковый качественный
и количественный состав, но различное строение молекул
и разные свойства.
ВИДЫ ИЗОМЕРИИ }
-I Пространственная ;
Молекулы веществ имеют одинаковые состав и строение,
но разное расположение заместителей в пространстве.
Структурная
Вещества имеют одинаковый состав (одна общая формула), по раз-
ное строение (разный порядок соединения атомов в молекуле).
ВИДЫ ПРОСТРАНСТВЕННОЙ ИЗОМЕРИИ
★ Геометрическая. По взаимному расположению заместителей от-
носительно двойной связи или кольца различают цис- и транс-
изомеры. В цис-изомерах заместители располагаются по одну
сторону плоскости, в транс-изомерах — по разные стороны плос-
кости.
Геометрическая изомерия
возможна только для тех
алкенов, у которых при
двойной связи имеется
два разных заместителя
у каждого атома углерода.
★ Оптическая. Оптические изомеры имеют одинаковые физиче-
ские и химические свойства, но отличаются отношением к поля-
ризованному свету (свет, в котором направления колебаний свето-
вого вектора каким-то образом упорядочены). Все эти соединения
имеют одинаковый состав, но несовместимы со своим зеркальным
отображением.
ОНО
Н + ОН
НО — И
Н---ОН
н---ОН
ОНО
но -I- н
н — он
СН2ОН
D-глюкоза
но II
но н
сн2он
L-глюкоза
Оптические изомеры значи-
тельно отличаются свойствами.
D-изомер может иметь хвойный
запах, а L-изомер — цитрусо-
вый. D-изомер может быть ле-
карством, а L-изомер — ядом.
Многие биологически активные вещества имеют в сво-
ём составе хиральные центры (атомы, заместители
которых образуют оптически изомерные фрагменты).
Такие вещества по-разному реагируют друг с другом
в зависимости от строения. Например, ибупрофен су-
ществует в виде оптических изомеров. Один из них
обладает биологической активностью, а другой в ор-
ганизме не работает.
★ Поворотная.
• Заторможенная.
еыды структурной изомерны
Определить по молекулярной формуле, о каком изомере
идёт речь, нельзя. Это особенность органической химии.
Чтобы вас поняли, нужно указывать или название орга-
нического вещества, или его структурную формулу, кото-
рая позволит однозначно определить строение и свойства.
♦ Изомерия цепи (строение углеродного скелета).
★ Изомерия положения кратной связи.
★ Изомерия положения функциональной группы.
С7Н15С1
При
изменении
положения
функциональной группы может
меняться порядок нумерации
углеродной цепи. Не существу-
ет 5-хлоргептана, его следует
называть 3-хлор гептаном.
5-хлоргептан
★ Изомерия взаимного расположения функциональных групп.
• одноатомные спирты и простые эфиры:
СН3-СН2—ОН — этиловый спирт;
СН3—О—СН3 — диметиловый эфир;
• карбоновые кислоты и сложные эфиры.
В молекулах органических соединений атомы связаны в опреде-
лённой последовательности. Связь между атомами в органических
молекулах чаще всего ковалентная полярная, поскольку атомы
различаются электроотрицательностью.
Электроотрицательность атома углерода в органической моле-
куле зависит от его гибридного состояния и связана с долей
s-орбитали в гибридной орбитали: она меньше у sp3- и боль-
ше у sp2- и зр-гибридных атОхМов. Разница в электроотрицатель-
ностях атомов оказывает большое влияние не только на поляр-
ность, но и на прочность молекул. Это приводит к тому, что
молекулы проявляют различные химические свойства. Все атомы
в органической молекуле оказывают друг на друга взаимное вли-
яние, которое передаётся с помощью электронных эффектов через
ковалентные связи
Электронный эффект
это смеще-
ние электронной плотности в моле-
куле под влиянием заместителей.
Атомы в молекулах с полярными
ковалентными связями имеют ча-
стичные заряды, которые обознача-
ются греческой буквой 8 (дельта).
Атом, который оттягивает на себя
электронную плотность, приобрета-
ет отрицательный заряд 8_, соот-
ветственно, связанный с ним ко-
валентной связью соседний атом
имеет частичный положительный
заряд 6+. Атом, имеющий частич-
ныи отрицательный заряд,
ется электроноакцептором,
называ-
а атом
Часто бывали случаи,
да химики выделяли
и то же соединение из
ког-
одно
раз-
же веществом
анилином.
ных источников и называли
его по-разному. Так были
получены кристаллин, ки-
анол и бензидам, кото-
рые являются одним и тем
Фрагмент
в
вращаться
Когда
оси.
орбиталей располага-
вокруг
одна
рода
может
своей
из его
атомом угле-
зр^-гибридизации
имеющий
ный заряд
Различают
частичный положитель-
электронодонором.
электронные
ныи
индуктивный) и
(мезомер-
простран-
ственные
помогают
эффекты.
объяснить
Именно они
механизм
ется параллельно р-орбитали
соседнего атома, возникает
дополнительная стабилизация
за счёт эффекта гиперконъ-
югации. Именно благодаря
этому эффекту третичные
радикалы отличаются наи-
большей стабильностью.
и направление реакции.
л-Связь менее прочна, чем
<т-связь, и её электроны могут
легче отрываться от атома. Если
два атома связаны одинарной
связью, то это всегда о-связь.
При образовании двойной или
тройной связи между двумя ато-
мами образуется a-связь, за-
тем — л-связи.
Для органических соединений
характерны два вида ковалент-
ных связей: ст- и л-связи.
В органических соединениях
атом углерода образует ст-связи
гибридными атомными орбита-
лями. Под гибридизацией пони-
мают смешение валентных ор-
биталей и выравнивание их по
форме и энергии. Четыре ва-
лентные орбитали атома углерода 2s12р'2р12/?1; могут быть заме-
нены набором из определённого числа эквивалентных гибридных
атомных орбиталей.
ГЙ€Р^ДЙ5ЛЦЙЯ й'РвЙ/ДДГй'
В зависимости от комбинации гибридных и негибридизованных
орбиталей атом углерода может находиться в состоянии sp3-, sp2-
или sp-гибридизации.
Если атом углерода образует
четыре о-связи, то эти связи
равноценны, так как они об-
разуются при смешении четы-
рёх атомных орбиталей атома
углерода («//'-гибридизация):
1s + Зр = 4sp3.
о
ар -гибридных орбиталей
Образование
5РЛ-ГЫБРИДИЗД14Ы9
Использование «//-гибридных орбиталей в связывании атома
углерода с четырьмя атомами водорода при образовании молеку-
лы СН4 приводит к возникновению более прочных ст-связей С-Н.
Метан представляет собой идеальный тетраэдр с углом Н-С-Н,
равным 109 28'.
^Р^-ГЫБРИДЫЗАЦЫЗ
Три sp--гибридные орбитали, образовавшиеся из одной 2s- и двух
2р-орбиталей, лежат в одной плоскости под углом 120е. В эти-
лене о-связь С-С образуется при перекрывании гибридных ор-
биталей вдоль их осей. Две оставшиеся нр2-орбитали каждого
из атомов углерода перекрываются с s-орбиталями атомов водо-
рода с образованием четырёх су-связей С-Н. Негибридизованные
2р-атомные орбитали располагаются под прямым углом к пло-
скости су-связей, перекрываясь над и под нею с образованием
71-СВЯЗИ.
В этилене каждый из ато-
мов углерода связан не с че-
тырьмя, а только с тремя
другими атомами. В этом
случае электронное строе-
ние молекулы описывается
с привлечением представле-
ний о .чр_>-гибридиза71ии:
Is + 2р = 3sp2.
о
Образование яр -гибридных
орбиталей
ЗР-г ибры дызАЦыд
При образовании тройной связи гибридные орбитали атомов
углерода участвуют в построении a-связи. Две негпбридизован-
ные р-орбитали каждого из двух атомов углерода параллельны
друг другу и могут перекрываться попарно с образованием двух
л-связей, расположенных в перпендикулярных плоскостях.
В алкинах каждый атом угле-
рода тройной связи С=С может
быть связан еще с двумя ато-
мами. В ацетилене оба атома
Образование зр-гибридных
орбиталей
углерода находятся в состоянии
sp-гибридизации. Гибридные ор-
битали расположены на одной
прямой под углом 180".
Is + Ip = 2sp.
хдрАктерыстыкы коеАлентноы связи
ДДй/М 6&ЯЗЦ
Длины связей, образованных с уча-
стием атома углерода, зависят от
его состояния гибридизации. Оди-
нарные связи С-С имеют тенден-
цию к уменьшению длины с увели-
чением доли s-характера гибридной
орбитали. При увеличении кратно-
сти связей между атомами их дли-
на всегда уменьшается.
Как правило, с увеличением
длины связи энергия связи
уменьшается, то есть разорвать
более длинную связь легче.
Ф ---------
Служит мерой прочности свя-
зи: при больших значениях
энергии связь более устойчива.
Двойные связи прочнее, чем
соответствующие одинарные, но
прочность их не вдвое больше.
Это означает, что су-связь проч-
нее л-связи.
Кратные связи азота являют-
ся одними из самых прочных.
Энергия связи N=N составля-
ет 942 кДж/моль. Энергия свя-
зи О~О почти н два раза мень-
ше — 494 кДж'моль.
Полярность связи — асимметрия рас-
пределения электронной плотности
между атомами вследствие различия
их в электроотрицательности. Если
атомы, образующие ковалентную связь,
равноценны, то пара электронов связи
в равной степени принадлежит обоим
атомам. Большинство же ковалентных
связей образовано неодинаковыми или
неравноценными атомами, что приво-
дит к смещению электронной плотности
в сторону одного из них.
Электроотрицательность атома углерода зависит от его гибридного
состояния и определяется долей s-орбитали в гибридной орбитали
атома углерода: ар3 — 2,51, sp' — 2,59, sp — 2,75.
Связи, образованные разными по электроотрицательности атома-
ми, будут полярными.
В органических веществах водородные связи возникают между
функциональными группами, содержащими «кислые» протоны,
и атомами, имеющими неподелённые электронные пары.
Межмолекулярные водородные связи обусловливают ассоциацию
многих соединений, таких как спирты, карбоновые кислоты, что
приводит к аномально высоким температурам их кипения. Соль-
ватация посредством водородных связей с растворителем способ-
ствует повышению растворимости ряда веществ. Водородные связи
вносят также вклад в стабилизацию образующихся в растворах
иоиов. Внутримолекулярные водородные связи образуются, если
взаимодействующие функциональные группы расположены так,
что возможно замыкание шести- или пятичленного цикла.
Водородные связи играют важнейшую роль в формировании про-
странственной структуры белков, нуклеиновых кислот, полисаха-
ридов, а также в протекании ряда биохимических процессов.
КЛАССИФИКАЦИЯ
орГАнических веществ
Строение органических соединений изо-
бражают с помощью формул.
виды формул органических веществ
Развёрнутая формула
Н Н
Н—С-------С — Н
Н Н
этан
Различают следующие виды формул:
★ эмпирическая — показывает низшее
целочисленное соотношение различных
атомов в молекуле, например: СН3 (этан
С2Н6), СН2О (уксусная кислота C2HtO2),
СИ (может обозначать этин С2Н2, бензол
С6Н6 и т. д.);
* молекулярная (брутто-) — показывает
истинное число различных атомов в мо-
лекуле: С2Н6 (этан), С2Н( (этилен), C2HtO2 (уксусная кислота);
★ структурная — отражает не только вид и число атомов в мо-
лекуле, но и порядок связи между атомами (строение):
• развёрнутая; • сокращённая; • скелетная.
142 © ХИНИ*
Сокращённая формула
Скелетная формула
Понятие Характеристика
Углеродный скелет (углеродная цепь) Последовательность связывания атомов углерода в молекуле
Ациклические (алифатические) соединения Соединения с открытой цепью атомов углерода
Насыщенные соединения Соединения, неспособные присоединять Н2 или другие вещества
Ненасыщенные соединения Соединения, способные присоединять Н2 или другие вещества
Циклические соединения Соединения с замкнутой в цикл цепью атомов
Карбоциклические соединения Соединения, в которых цепь, состоящая только из атомов С, замкнута в цикл
Гетероциклические соединения Соединения, имеющие в составе цикли- ческого скелета, кроме атомов С, один или несколько гетероатомов — как правило, атомы N, О, S
U
кААССНПРНкАЦНЗ в ЗАВИСИМОСТИ
ОТ ПРИРОДЫ СРУНкЦНОНАЛЬНОЙ ГРУППЫ
Группа / название Название класса Формула
Галоген- -F, -Cl, -Br, -I Галогенопрои зводн ые RHal
Гидрокси- -0Н Спирты Фенолы R -ОН Ат-ОН
Меркапто- -SH Меркаптаны R-SH
Алкокси - -0R Простые эфиры R-0- R1
Нитрозо- -N=0 Нитрозосоединения R-N=0
Нитро- Z N\. ^О Нитросоединения R-N02
Амино- -nh2 Амины (первичные) r-nh2 Ci
Фор С мил- 1 Альдегиды R-CH=0
Он (ке .со- то-) Э "1 Кетоны R-C(0)-R1
Н4 © МГАМЧесм» *нми*
Группа / название Название класса Формула
Карбокси- Карбоновые кислоты R-C(O)OH
С 14
Алкоксикарбонил- 0 Сложные эфиры R-CCOJOR1
^0^
Ка] )бомоил 0 ? ^nr2 Амиды R-C(O)NR’
Циано- -C«N Нитрилы R-C=N
Вппил- -СН-СН2 Алкены R |R2C = CR;^R|
Этинил- -С=СН Аткины R ] С = C
Фенил- -О Ароматические углеводороды r-O
Номенклатура — совокупность названий индивидуальных хими-
ческих веществ, их групп и классов, а также правила состав-
ления этих названий.
Разветвлённый углеродный скелет — цепочка последовательно
связанных друг с другом атомов углерода, имеющая ответвления.
Алкильная группа (углеводородный радикал — R) — фрагмент,
который остаётся после удаления атома водорода из молекулы
алкана.
В органической химии два вида номенклатуры — международная
(ИЮ11АК) и тривиальная. Последняя чаще всего используется
для кислот (муравьиная, уксусная).
ИЮПАК насчитывает свыше 1000 специалистов из более
чем 40 стран. Данная организация координирует иссле-
дования, которые требуют международного согласования
и стандартизации, собирает точные численные данные,
разрабатывает общие принципы и правила номенклату-
ры, символики и единиц измерения.
НАЗВАНИЯ НЕКОТОРЫХ АЛКИЛЬНЫХ ГРУПП
се ПОРЯДКЕ ВОЗРАСТАНИЯ СТАРШИНСТВА)
Структурная формула группы Название и краткое обозначение
СП,- о Метил (Me)
сн3-сн2- Этил (Et)
сн.,-сн2-сн2- Пропил (Рг)
СНо-СН-СНо о । о Изопропил С-Рг)
сн.,-сн.,-сн.,-сн.,- Бутил (Ви)
СП.-СП.-СП- О £ сн., о Bznop-бутил (8-Ви)
СП., -сн-сн,- О । £ сн3 Изобутил (i-Bu)
СН-. сн3-с- сн3 Трети-бутил (/-Ви)
СН3(СН2)3СН2- Пентил (амил)
СН.-СН-СН.-СН.- О । £1 & СН. о Изопентил (изоамил)
сн2=сн- Винил, этенил
© оРГ^иЧьс^я ХИМИЯ
G) ------------
Структурная формула группы Название и краткое обозначение
СН2=СН-СН2- Аллил
с6н5- Фенил (Ph)
СН3-С6Н4- Толил (о-, JH-, п-)
СбН5-СН2— Бензил (Вп)
1. Выбрать родоначальную структуру, которой может быть угле-
родная цепь или цикл, включающие старшую группу.
2. Выявить все имеющиеся в соединении функциональные груп-
пы, среди них выделить старшую, название которой отражает
суффикс в конце названия соединения; все остальные группы на-
зывают в виде префиксов (приставок).
3. Обозначить ненасыщенность соответствующим суффиксом (-ен
или -ин), а также префиксом (дегидро-, тетрагидро- и др.).
4. Пронумеровать атомы углерода в цепи, придавая старшей
группе наименьший из возможных номеров (локантов).
5. Перечислить префиксы (приставки) в алфавитном порядке (при
этом умножающие приставки ди-, три- и т. д. не учитываются).
6. Составить полное название соединения.
2-гидрокси-З-метилбутановая кислота
ЗАМЕСТИТЕЛИ
РОДОНАЧАЛЬНОЕ НАЗВАНИЕ
Бутан
Радикал метил- у третьего атома С глав
ной цепи.
; Младшая функциональная группа ;
; гидрокси- у второго атома С главной ;
; цепи.
насыщенная главная
О
J SOH J
цепь из четырёх атомов С.
ОН!
.J Старшая функциональная
। па — карбоксильная (она
] вается в суффиксе -овая-
i ния: бутановая кислота).
груп-
указы-
назва-
I КОРНЫ РОДОНАЧАЛЬНЫХ НАЗВАНЫЙ В ЗАВИСИМОСТИ
от длины цепи углеродных атомов
Число атомов С 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
R-ан (-ен, -ин) мет эт проп бут пент гекс гепт окт нон дек*
*Для алкенов и алкинов трансформируется в «дец».
При записи названия вещества цифры от букв отделяют дефиса-
ми (-), а цифры от цифр — запятыми. Заместители в префик-
се перечисляют в алфавитном порядке языка, на котором строят
название, независимо от их старшинства.
ВАЖНО!
Изображение структурной формулы
по систематическому названию:
1) записать родоначальную структуру,
2) пронумеровать атомы углерода;
3) расставить заместители;
4) дописать атомы водорода с усло-
вием, чтобы каждый атом углеро-
да оставался четырёхвалентным.
7- метил-4 -этил окт- 5-ен- 3-ол
iss @ еРГдпнЧесм*
Если в цепи имеются двойная
и тройная связи, то при их
одинаковой удалённости от на-
чала цепи предпочтение при
нумерации отдаётся двойной
СВЯЗИ.
При построении названия али-
циклических соединений за
главную принимают замкнутую
цепь углеродных атомов с ис-
пользованием префикса цикло-
(циклогексан, циклопентен).
НАСЫЩЕННЫЕ
УГЛЕВОДОРОДЫ
—
Насыщенные углеводороды — углево-
дороды, в молекулах которых все свя-
зи одинарные.
★ Насыщенные (предельные).
♦ Алифатические.
* Линейное / разветвлённое строение.
★ Одиночные ст-связи (длина — 0,154 нм).
★ Тип гибридизации С — яр * *.
★ Валентный угол — 109 28'.
fjACbU,£tftt№ rfAtPQAQpQfibl @ 1S9
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ ДРУГИХ АЛКАНОВ )
Реакция Дюма (декарбоксилирование солей карбоновых кислот):
CH3COONa (тв.) + NaOH (тв.) - > Na2CO3 + сн4.
Синтез Кольбе (электролиз):
2CH3COONa + 2Н2О X СН3-СН3 + 2NaOH + 2СО2 + Н2.
Простейшие алканы (метан, этан, пропан и бутан) являются ком-
понентами природного газа, причём на долю метана приходится
не менее 70 %. Газ является одним из важнейших природных ре-
сурсов, используется в качестве топлива и в синтезе более сложных
органических соединений. Также алканы являются компонентами
нефти и продуктов её переработки.
В названиях алканов используется суффикс -ан. Для простей-
ших алканов (метан, этан, пропан, бутан и изобутан) использу-
ют тривиальные названия. Начиная с пятиатомного углеводорода,
в названии неразветвлённых (нормальных) алканов используют
корень, который показывает число атомов углерода в молекуле,
@ 190 @ ХИМИЯ
Ф ------------
и добавляют соответствующий суффикс (для алканов — -ан, для
алкенов — -он и т. д.).
ВАЖНО!
«Парафины» можно перевести с латинского языка как
«обладающие малым сродством», таким образом, подчёр-
кивается низкая реакционная способность алканов и не-
большое количество реагентов, с которыми алканы могут
вступать в реакции.
химические свойства
Алканы предельные углеводороды, поэтому они не могут
вступать в реакции присоединения, для них характерны реакции
разложения, замещения, окисления. Разрыв слабополярных связей
С—Н протекает только по гомолитическому механизму с образо-
ванием свободных радикалов, поэтому для алканов характерны
только радикальные
Алканы устойчивы
К2Сг8О7 и др.), не
щелочами, бромной
реакции.
к действию сильных окислителей (КМпО,,
реагируют с концентрированными кислотами,
водой.
Химические реакции и условия их протекания
Химические свойства метана
Паровая конверсия
СН4 + Н2О кат‘ 141 + С() + зн2
Пиролиз
2СН4 500800 "с> кат-> Н2С=СН2 + 2Н2
СН4 с + 2Щ
2СН > 1500 °C, резкое охлаждение । gjj
Химические свойства других алканов
Галогенирование CH, + Cl2 СН..С1 + НС1 т л О
Нитрование (реакция Коновалова)
140 °C СН.-СН.,-СН.> 4- UNO. . CH..-CII(NOJ-CH4 + Н.,О 0^0 0 О 4 О Zi
Химические реакции и условия их протекания
Дегидрирование
СЩ-СН.-СН., МЬ-Л СН2=СН-СНЧ 4- Н?
О £1 О с. О с-
Дегидроциклизация
СНо-СНр-СНо-СНо-СНо-СНо
О Са Са Ct £1 О
300 с> (Q) 4- 4Н2
бензол
Изомеризация
СЩ-СН2-СН#-СЩ —1
О Са Са о
н-бутан
сн3-сн-сн3
сщ
о
Крекинг
9-^20 C4HW + C-H1u; ГдН20 — > ^з-^12 + С4Н8
Горение
С„Н2„+а + ЗЩ1о2 лСО2 + (п + 1)Н2О
2
Каталитическое окисление бутана
2СЩ-СН2-СН2- СН.. + 50., 4СЩС00Н + 2Н,0
О Са Са О С. О Ci
★ Цикл — главная углеродная цепь.
★ Заместители — углеродные радикалы за пределами цепи.
т ® ePTMfuycc&w химия
★ У атома С, который соединён
с заместителем, минимально воз-
можный номер.
★ Цифры перед радикалами обо-
значают их расположение в глав-
ной цепи.
★ Названия заместителей со все-
ми приставками и цифрами рас-
полагают в алфавитном порядке.
★ Для одинаковых заместителей цифры указывают через запя-
тую. Количество одинаковых заместителей обозначается пристав-
ками ди- (два), три- (три) и т. д.
ПРИМЕНЕНИЕ ЦИКЛОАЛКАНОВ
Используются в качестве добавки к бензинам, улучшающей
их эксплуатационные свойства.
Применяются как растворители в органической химии.
Используются в процессе получения синтетических волокон.
химические свойства
Циклопропан и циклобутан вступают в реакции присоединения,
проявляя свойства ненасыщенных соединений. Для циклопентана
и циклогексана реакции присоединения нехарактерны, они пре-
имущественно вступают в реакции замещения. Чем меньше цикл
и чем больше угловое напряжение в нём, тем легче протекают
реакции присоединения. Способность вступать в реакции при-
соединения уменьшается в ряду «циклопропан > циклобутан >
> циклопентан». В больших циклах (циклопентане, циклогексане)
благодаря неплоскому строению молекул не возникает угловое на-
пряжение, поэтому большие циклы гораздо более устойчивы, чем
малые, и реакции присоединения с разрывом связей С-С для
них нехарактерны. В химических реакциях они ведут себя подоб-
но алканам, вступая в реакции замещения без разрыва кольца.
Название процесса и Химические реакции условия их протекания
Малые циклы
Гидрирование
/\ । it ‘я) < Ni zqj (]j гчj
Галогенирование (при нагрева- нии) Л + С12 Н2С-СН2-СН2 С1 С1
Гидрогалогенирование А + нс1 -> сн.,-сн2-сн2с1 * * 0 Ct
Горение 2/\ + 90, —> 6СО2 + 611,0
Нормальные циклы
Нитрование
. ^no2 Q + ho- no2 -> Г J + Н2О
Галогенирование (на свету) С1 О + С12 А + НС1
Дегидрирован ие t° .
Pd 1 АА +
194 © ОРГАНИЧЕСКИ ГИМН*
G) -------------
Название процесса Химические реакции и условия их протекания
Горение
+ 15О2 -> 10СО2 + 10Н,О
£t Lt L
+ 9О2 -> 6СО2 + 6Н2О
Каталитическое окисление
+ 50 кат‘ 2НООС-(СН,)4-СООН + 2Н2О
биологи
Существует теория, согласно которой наиболее устойчи-
выми являются пяти- и шестичленные циклы. С уве-
личением числа углеродов в цепи устойчивость циклов
падает. С этой теорией согласна и природа
чески активные вещества, в том числе нуклеотиды, угле-
воды и некоторые аминокислоты, имеют в своём составе
циклы с пятью или шестью атомами.
НЕНАСЫЩЕННЫЕ
УГЛЕВОДОРОДЫ
11енасыщенные углеводороды угле-
водороды, в молекулах которых меж-
ду атомами углерода имеются двойные
или тройные связи
мд^ддние
длкЕное
★ Главная углеродная цепь
имеет двойную связь.
* У атомов углерода при
двойной связи наименьший но-
мер.
★ Нумерацию следует начи-
нать с более близкого к двой-
ной связи конца цепи.
★ В конце молекулы добав-
ляется суффикс -ен и номер
углерода при двойной связи.
Правило Зайцева J
Отщепление атома водорода при де-
гидрогалогенировании и дегидрата-
ции происходит от наименее гидро-
генизированного атома углерода.
СН =СН-СН,-СН.,
бутилен-1
Правило Марковникова у
При присоединении молекулы вида
НХ (где X — галоген, ОН и пр.)
к несимметричному алкену водород
присоединяется к наиболее гидри-
рованному атому углерода, а X —
к наименее гидрированному.
/ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ПО ОТНОШЕНИЮ К Н2О у
гомологическом
С ростом числа атомов углерода в
ряду алкенов возрастают температуры кипения
и плавления, плотность.
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ
Химические реакции и условия их протекания
Пиролиз метана (высокотемпературная обработка)
2СН4 500-800 °C, кат, + 2Н2
19б @
Химические реакции и условия их протекания
Дегидрирование алканов (отщепление водорода)
СН3-СН2-СНо XX СН2=СН-СН О £ О л. + н2
Гидрирование алкинов (присоединение водорода)
СН=СН + н2 СН2=СН2 СН=СН + 2Н2 Х_Х сн3-сн3
Дегалогенирование дихлорпроизводных с помощью цинка или магния) (отщепление галогена
СНо-СНС1-СН,С1 + Mg -> СЩСН=СН2 + MgCl2
Дегидратация спиртов (отщепление воды нимающего агента — серной кислоты) под действием водоот-
сн3—сн2он HaSO< (ко,,д )’ ‘° > 140 °C -> сн2 =СН2 + Н20
Дегидрогалогенирование (отщепление галогеноводородов)
СН3-СНС1-СН3 + КОН (спирт) - > СН3- СН=СН2 + КС1 + Н20
Крекинг алканов (термическое разложение с образованием ал- кана и алкена) ^9^20 С9Н20 1 Ф о о СЛ А. 1—* И-* ГО Ф + + ^5^10 с4н8
Для алкенов характерны изомерия углеродного скелета, поло-
жения двойной связи, межклассовая изомерия с циклоалканами
и пространственная геометрическая изомерия в виде существова-
ния цис- и транс-изомеров.
★ Межклассовая изомерия с цик-
★ Геометрическая изомерия.
лоалканами.
с3н6
сн2=сн-снч
пропен
СН3 СН3
)с-с<„
Н н
цис-бутен-2
сн2-сн2
и
сн2
циклопропан
транс-бутен-2
★ Изомерия положения двой-
ной связи.
♦ Изомерия углеродного ске-
лета.
СНЧ-СН2-СН=СН2
бутен-1
СН.,-СН=СН -СИ.,
о о
бутен-2
Алкены вступают в реакции присоединения, сопровождающиеся
разрывом л-связи. Присоединение к алкенам может протекать по
ионному и радикальному механизмам.
ВАЖНО!
При наличии в алкене электроноакцепторного замести-
теля (например, —CF. или -СООН) правило Марковни-
кова не выполняется.
CF3-CH=CH2 4 НВт -> cf3 ch2 -СН2Вг
Для алкенов также характерны реакции окисления и изомериза-
ции. Окисление алкенов протекает преимущественно по двойной
связи, хотя возможно и жёсткое окисление (горение).
Химические реакции и условия их протекания
Гидрирование (присоединение водорода)
Ni, t°
СН?=СН.> + —> СН--СЩ
i it i ОО
Галогенирование (присоединение галогенов)
СН2=СН2 + С12 -> СН,С1-СН2С1
Гидрогалогенирование (присоединение галогеноводородов)
СН2=СН2 + НС1 СН3-СН2С1
СЩ-СН=СН2 + НС1 -> СЩ-СНС1-СЩ
О it ОО
Гидратация (присоединение воды в кислой среде (Н+))
СЩ-СН=СН2 + Н2О -> СН.,-СНОН-СН.,
О it it о о
/9s @ ХИМИЯ
Горение (окисление кислородом)
СН,=СН2 4- ЗО2 -> 2СО2 + 2ТКО
— Li Сл
Полимеризация (образование высокомолекулярного вещества —
полимера)
СНа-СН2 -» (-СН2-СН.-)
Каталитическое окисление (окисление алкенов кислородом
с использованием катализатора)
2СН2=СН2 + О2 150-350 °с» “т- Ag, 2СИ2- -СН2
этилен этиленоксид (эпоксид)
2СН2=СН2 4- О2 |М(,,2 2СН3-<Х°
Z £ £ О н
ацетальдегид
Мягкое окисление — реакция Вагнера (обесцвечивание раство-
ра перманганата калия в нейтральной среде при О °C, в ре-
зультате реакции выпадает бурый осадок)
ЗСН2=СН2 + 2КМ11О, 4- 4Н,0 ЗСН2-СН2 + 2КОН 4- 2МпО.Д
этилен ОН ОН
Жёсткое окисление (обесцвечивание раствора перманганата ка-
лия в кислой среде)
СНЧ-СН2-СН=СН2 + 2КМ110, + 311.,SO. СЩСН2СООН -I-
+ СО2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 4Н2О
В незначительном количестве этилен (С2Н4) содер-
жится в плодах растений. Этот газ способствует со-
зреванию плодов и вызывает опадение листьев. Если
в атмосферу овощехранилища ввести небольшое ко-
личество этилена, фрукты и овощи будут созревать
быстрее. И наоборот, можно замедлить созревание,
если чаще проветривать помещение, удаляя этилен,
который вырабатывается плодами при хранении.
При полимеризации этилена образуется полиэтилен. Именно из
полиэтилена производят упаковочные материалы.
★ Ненасыщенные (непредельные).
♦ Линейное / разветвлённое строение.
★ Одна тройная связь (одна a-связь и две
п-связи).
♦ Тип гибридизации С — яр.
♦ Длина связи между С — 0,121 нм.
* Валентный угол — 180°.
НАЗВАНИЕ АЛКИНОВ
★ Главная углеродная цепь имеет тройную связь.
★ У атомов С при двойной связи наименьший номер.
★ Нумерацию следует начинать
с более близкого к тройной связи
конца цепи.
★ В конце молекулы добавляется
суффикс -ин и номер С при трой-
ной связи.
4 3 2 1
сн.-сн-с=сн
З-метилбутин-1
С ростом числа атомов углерода возрастают
плотность, температуры кипения и плавления.
£ ПРИМЕНЕНИЕ АЛКИНОВ
Сырьё в производстве уксусной кислоты
и хлорсодержащих растворителей.
Производство полимеров: полиакрилонитрила, неопрена (водо-
лазные костюмы, шланги, провода, кабели), поливинилхлорида.
Ацетилен используют для сварки металлов. При го
рении ацетилена в кислороде выделяется большое ко
личество теплоты (температура пламени до 3000 С)
которой достаточно для сварки или резки тугоплав
ких металлов.
Химические реакции и условия их протекания
Гидрирование (присоединение водорода)
СН=СН + Н2 СН2=СН2
СН=СН 4- 2Н2 —СН3=СН3
Галогенирование (присоединение галогена)
СН^СН 4- С12 -» СНС1=СНС1
СН=СН + 2С12 -> СНС13-СНС12
Гидрогалогенирование (присоединение галогеноводорода)
СН=С-СН3 + НС1 -> СН2=СС1-СН3
СН=С-СЩ 4- 2НС1 -> СНо-СС12-СН3
<5 О О
УГлСРОДОрвДЫ @ 2&1 (Э)
----------=—------- @
Химические реакции и условия их протекания
Гидратация алкинов (реакция Кучерова, присоединение воды, катализатор IIg2+) СГЬСН + Н2О -> СНо-СС° Л СН=С-СНо + н2о щс-с-сщ >> о
Слабые кислотные свойства (взаимодействуют со щелочными металлами, их гидридами и амидами)
2СНС-СН3 + 2Na -> 2Na-C=C-CH3 + Н2 СН-С-СН3 + NaH -> Na-C=C-CH3 + Н2 СН^СН + 2NaNH2 -> Na -C=C-Na + 2NH.<
С аммиачным раствором оксида серебра и аммиачным раство- ром хлорида меди(1) — качественная реакция для терминаль- ных алкинов
CH-CH + 2[Ag(NH3)2]OH -» AgC=CAg + 4NH3 + 2Н2О СН.-С=СН + [Cu(NH3)2]C1 -> CH3-C=CCu + NH4C1 + NH3
Горение
HOCH 4- 3O2 -> 2CO2 + 2H2O
Мягкое окисление ацетилена в водном растворе КМпО4
ЗНС=СН + 8КМпО4 -> ЗКООС-СООК + 8МпО2 + 2К0Н + + 2Н2О
Жёсткое окисление
ЗНС^С-СНо + 8KM11CL 2К,СО3 + КНСО.< + ЗСЩСООК + О *1^0 ОО + 8МпО2 + Н20
1 1|11 'Н|| 11] [ 1 I1 1 11 I ’ | 1 | II! II Г • 1 I 1 |1 ' ' ' 1 И1 1 II И 1 1 1' ’ '1 । । । । । l| । Н Н|
ральных кислот (таких
не могут реагировать со
дами, но могут вступать
ными металлами или с
образуя ацетилениды.
Алкины являются слабыми С-Н кислотами, но всё
же их кислотные свойства гораздо слабее, чем у мине-
как НС1 или H2SO4). Алкины
щелочами или основными окси-
в реакции замещения с актив-
солями меди, серебра и ртути
— -—< „—™ —
АРОМАТИЧЕСКИЕ
УГАЕеОДОРОАЫ
- <. . —1 I. -Ч у - - -
Ароматические углеводороды содержат
одно или несколько бензольных колец.
AP£t№
^-n^2n—6, п>6 ____________________________
* Ароматические.
★ Циклическое строение.
★ Три двойные связи С=С, три одинарные свя-
зи С-С и шесть одинарных связей С-Н.
★ Атомы С и Н в молекуле бензола, соеди-
нённые с-связями, образуют правильный шести-
угольник.
★ Тип гибридизации С — яр2.
it Длина связи между С — 0,140 нм.
★ Валентный угол — 120°.
★ Главная цепь — молекула бензола.
★ К главному кольцу добавляется название заместителя.
★ Заместители перечисляются в алфавитном порядке.
★ Если заместителей несколько, выбирают кратчайший путь
между ними.
Заместители, имеющиеся в бензольном кольце, направляют
(ориентируют) новую группу атомов в определённое положение.
По своему ориентирующему действию все заместители делятся
на две группы: ориентанты первого рода и ориентанты второ-
го рода. Заместители первого рода (алкильные группы (-СН3),
галогены (-С1), -ОП, -NH2 способствуют замещению в орто-
и пара-положения. Заместители второго рода (-СООН, -NO2,
-CHO, -СС13) способствуют замещению в мета-положение.
Химические реакции и условия их протекания
Бензол
Тримеризация ацетилена
ЗСН=СН - —
★ Дегидрирование циклогексана.
★ Дегидроциклизация гексана
СН3-(СН2)4-СН3 ->
Декарбоксилирование солей бензойной кислоты (и её гомологов)
(тв.) + NaOH (тв.) —►
Перегонка фенола с цинковой пылью
Гомологи бензола
Дегидрирование циклоалканов
Дегидроциклизация алканов
СН3-(СН2)5-СН3 ->
+ 4Н2
Реакция Вюрца — Фиттига
Декарбоксилирование солей бензойной кислоты (и её гомологов)
Бензол
Галогенирование
+ НС1
Нитрование
Сульфирование
Горение
2 —> 12СО2 + 6IL,O
Гомологи бензола
Галогенирование
С1
20б @
Нитрование
Сульфирование
СН3
+ H2SO4
Гидрирование
Горение
+ 9О2 -> 7СО9 + 4Н2О
с с
гыдроксисоединениз
органические
Гидроксисоединения
вещества, молекулы которых содержат
помимо углеводородной цепи одну или
несколько гидроксильных групп ОН.
Делятся на спирты (R—ОН) и фенолы
(Аг-ОН).
Л0 ч^ЛУ Уг^ШрСДПЫ^ у лТЗМл с /7рй -ОН
★ Первичные (—ОН с первичным ато-
мом С): этанол СН3-СН2-ОН.
★ Вторичные (-ОН с вторичным ато-
мом С): пропанол-2 СН3-СН(СН3)-ОН.
^п^2п+2 -/n(OH)mi где п
число атомов С, т —
число ОН.
rHAPofZCUCOi-flHtTCftW ©
ir Третичные (-ОН с третичным
2-метилпропанол-2 (СН3)3С—ОН.
★ Метанол: ОН-СН3.
П0 чимУ -он
★ Одноатомные (одна группа -ОН).
С.Н,„.|ОН или С„Н9п,9О
п 2п+1 п 4п+2
этанол
★ Двухатомные (две группы -ОН).
атомом С):
СЩ-СЩ-ОН
О 4-
СпН2п(ОН)2 или СлН2п+2О2
СН9-СН9
I I
он он
этиленгликоль
★ Трёхатомные (три группы -ОН).
0лН2п. i(O Н)3 или ОлН2л+2О3
ПС ФС^ПМ Уг^СДСрСД^СГС R
★ Предельные (-ОН с предельным R).
СЩ-СН9-СН9-ОН
пропанол-1
★ Непредельные (-ОН с непредельным R).
СН =СН-СН.,-ОН
С. L.
аллиловый спирт
сн2-сн-сн2
I I I
он он он
глицерин
★ Ароматические (в радикале ароматическое кольцо, не связан-
ное с -ОН).
★ К названию алкана добавляется суф-
фикс -ол и номер атома С, к которому
присоединена группа ОН.
★ Нумерация ведётся от ближайшего
к группе ОН конца цепи.
4 3 2 1
СН.,-СН-СН-СН..
II
СН, он
о
3 -метил бута но л 2
@ оРГАМЧесм* ХИМИЯ
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ
Щелочной гидролиз галогеналканов:
СН3-С1 + NaOH н2о > СН3-ОН + NaCI.
Гидратация алкенов (для несимметричных алкенов реак-
ция идёт преимущественно по правил!7 Марковникова).
Н+
СН2=СН-СН3 + Н2О -----> СН3-СН-СН3
ОН
Гидрирование карбонильных соединений.
СН2-С-СН3 + Н2 -----> СН3-СН-СН3
О ОН
Гидролиз жиров.
сн2-о-с-с17н35 сн2-он
о
сн-о-с-с17н35 + зн2о — сн-он + зс17н35-с-он
о о
сн2-о-с-с17н35 сн2-он
о
Жидкости
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Растворимы в воде
Не все спирты хорошо растворяются в воде. Хорошо
смешиваются с водой только низшие спирты. Чем
больше молекулярная масса и доля углеводородного
«хвоста», тем хуже растворимость. Например, изо-
амиловый спирт не смешивается с водой, образуется
двухфазная гетерогенная система.
Химические реакции и условия их. протекания
Химические свойства одноатомных спиртов
Дегидратация (отщепление воды) внутримолекулярная
H9SOA, t > 140 С
СН.,СН2ОН — !— — -> СН2=СН2 + Н2О
О Ct Ct Ct Ct
Дегидратация (отщепление воды) межмолекулярная
Н2О, HnS04, t < 140 °C ,,,, ,,,, __ _
СН3СН2ОН ------------------► СН3С Н2ОСН2С I 13 4- Н2О
Дегидрирование (отщепление водорода)
СН3ОН -> Н-С\н + Н2
Взаимодействие со щелочными металлами (замещение водорода
гидроксогруппы металлом)
2СНоСН2ОН + 2Na -> 2CH>CH2ONa 4- Н2
о z о с. z
Реакция этерификации (образование сложных эфиров)
r-ti
СИоСНоОН + СН..СООН СН3-(Г + н.,0
3 2 3 О-СН2-СН3 2
Реакции замещения (с галогеповодородами и другими галоге-
нирующими агентами)
СН3СН20Н + НС1 -> СН,СН2С1 4- IL,О О Ci ct
СН3СН2ОН + PCL О 4 О > СН3СН2С1 4- POClo с> О
СНоСН2ОН + SOC12 О £ Ct -» СН3СН2С1 + SO2 + НС1 О Ci Ct
Окисление с помощью СиО до альдегидов / кетонов
„О
СН3СН2ОН + СиО -> СН3-С^Н + Си + Н2О
о
СН3—СН—СН3 + СиО —> СН3—С—СН3 + Си + Н2О
он
210
G) ------
Химические реакции и условия их протекания
Окисление с помощью KMnOt до кетонов / карбоновых кислот
5СНЧСН2ОН + 4КМвО< + 6H2SO. -» бСЩСООН + 4MnSO4 +
+ 2K2SO4 4 11Н20
О
5СЩ-СН-СЩ + 2КМпО4 + 3H2SO4 -> 5СН3-С-СН. + 2MnSO4 +
ОН
+ K2SO4 + 8Н2О
Горение
СЩСН2ОН + ЗО2 -> 2С0, + ЗН2О
Качественной реакцией является окисление одноатомных спир-
тов нагретым оксидом меди(П) и раствором КМпО4 до альде-
гидов, кетонов, карбоновых кислот и солей карбоновых кислот
^О
СН3СН2ОН + 4KMnO4 + 5К0Н -> СН3-С\ + 4K2MnOt +
+ 4Н2О 0К
Химические свойства многоатомных спиртов
Взаимодействие со щелочными металлами
СН2ОН СНОН + 2Na СН2ОН CH2ONa CHONa + Н2 СН2ОН
Взаимодействие с галогеноводородами
СН2-СН2 I 2 I 2 + 2НС1 ОН ОН H2SO4 СН2-СН2 -2- 1» । , 2 + 2НоО С1 С1
Взаимодействие с азотной кислотой
СН2ОН CH2-ONO2 । Л н so । СНОН + 3HO-NO2 CH-ONO2 + зн.,о
СН2ОН CH2-ONO2
глицерин три нитроглицерин
Химические реакции и условия их протекания
Взаимодействие со реакция приводит к свежеосаждённым Си(ОН)2 образованию ярко-синего — качественная раствора
СН2ОН 2СН0Н + Си(ОН)2 СН.,ОН СН2ОН Н -> СН-О\„ ,-О-СЩ 1 zСи. I “ СН2-0 о-сн н он-сн2 + 2Н,0
Внутримолекулярная дегидратация
сн2-сн2 Н2ЬО|-’-Л ОН ОН СН СН СН н2$(^4> сщ-с н + н2о 3 Ц i 0 Г /Р > СН -ГН с + н о
ОН ОН он глицерин 1 V'J i ij Vd 1 V I ll.jV хн акролеин
Межмолекулярная дегидратация
2СН2-СН2 V1*2 VH2 + 2Н2О
I “ I (ТТ ГТ-1
ОН ОН х2
О
диоксан
Окисление
9^2 9Н2 t°, кат. Ч-. z
1 1 ------* /Ь—С.
он он но он
+ 2Н2О
Этерификация
СН2ОН СНОН + ЗС17Н3-СООН СН2ОН СН2-О-СО-С17НЯЙ > СН-О-СО-С17Н35 + ЗН2О СН2-О-СО-С17Н35 £ 1<
G) ------
@ oPTAWytcw* гимн*
Гидролиз галогенбензолов.
Cl
+ 2NaOH
хлорбензол
t’, кат.
----
+ NaCl
Бензол входит в состав
бензина, широко приме-
няется в промышленно-
сти, является исходным
сырьём для производ-
ства лекарств, различных
пластмасс, синтетической
резины, красителей.
Кумольный способ.
+ сн2-сн-сн3
кумол
В наши дни более 80 % фенола используется для
производства других органических соединений. Ранее
раствор фенола, называемый карболовой кислотой,
применяли для дезинфекции помещений и медицин-
ского оборудования и даже обработки ран. Также
фенол в качестве консерванта добавляли в лакокра-
сочные изделия, в том числе в детскую гуашь, по-
этому она имела выраженный запах фенола.
хымиы&ские сеойстел
Химические реакции и условия их протекания
Фенол проявляет слабые кис-
лотные свойства
Взаимодействие со щелочными
металлами
4- 2Na ->
Взаимодействие со щелочами
+ NaOH -»
Взаимодействие с ангидридами и хлорангидридами
Взаимодействие с азотной кислотой
+ 3IINO3 ->
@ ОРГАНИЧНА ХИМИЯ
Химические реакции и условия их протекания
Галогенирование
Качественная реакция с хлорилом железа(Ш) приводит к об-
разованию фиолетового раствора
+ ЗНСЛ
КАРБОНИЛЬНЫЕ СОЕДИНЕНИЕ г
Карбонильные соединения (С„Н2„О) —
органические вещества, молекулы ко-
торых содержат карбонильную группу
(оксо- или кето-группу).
Кетоны
Альдегиды
/ КАРБОНИЛЬНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ
Оксо-группа с одним R и одним атомом Н.
Общая формула:
.О
С0Н2п+] - С < , где п — число атомов углерода С в радикале.
О---------------------------------------------------
Кетоны — органические вещества, молекулы которых
О
содержат карбонильную группу -С-, связанную с двумя
углеводородными радикалами.
Оксо-группа с двумя углеродными R.
О
R-CO-R'.
Для
альдегидов
характерна
структурная изомерия: углерод-
ного скелета, межклассовая изо-
мерия с кетонами.
Общая формула: R-C--R1 или
АЛЬДЕГИДЫ
Формалин
водный раствор формальдегида, стаби-
лизированный метанолом. Формалин используют для
хранения анатомических препаратов, бальзамирования
и дезинфекции.
способы получения Альдегидов и кетонов
Реакция Кучерова — гидратация алкинов
п+ / 0 Альдегиды: СН=СН + Н20 —-—> СН3-Сх Н Кетоны: СН3-С-СН + Н20 СН3-С-СН3 О
Окисление спиртов
X) Альдегиды: СН3СН2ОН + СиО -> СН3-(Г + Си + Н2О Кетоны: СН3-СН-СН3 + СиО -> СН3-С-СН3 + Си 4- Н2О ОН 6
Щелочной гидролиз галогеналканов
$г ^о Адьдегиды: Н3С-СН-Вг + 2NaOH —> СН3-С + 2NaBr + 2Н2О н я1 Кетоны: НаС-С-СН3 + 2NaOH -► CH ,-С-СН., + 2NaCl + 2Н,0 С1 0
Дегидрирование спиртов
Альдегиды: СН3ОН Н-С + Н2 Н Кетоны: СН3-СН-СН3 СН.,-С-СН3 + Н2 ОН о
Каталитическое окисление алкенов
Альдегиды: 2СН2-СН, + О2 2СНа-С*° Z & а о \ т т Н
Кетоны: 2СЩСН=СН2 + О2 —2СЩ-С-СЩ о Z Z о ц *5 О
Разложение кальциевых и бариевых солей муравьиной кислоты
Альдегиды: О II II -С-0 ч 0 Са -> НС^ + СаСОо Н-С-0z и 0
Разложение кальциевых и бариевых солей карбоновых кислот
О и СН3-С-О„
Кетоны: Са -+ СЩ-С-СН, + СаСО3 СНо-С-О^ 3 н 3 d II о О
Каталитическое окисление метана
сн4 4- 02 НС*° + Н2О
н
Кумольный способ получения ацетона
xumuheckue свойства альдегидов и кетонов
Для альдегидов характерны реакции нуклеофильного присоедине-
ния по атому углерода карбонильной группы. Это связано с осо-
бенностями её строения и распределением зарядов.
Гидрирование
Альдегиды: .0 СН.-С 3 ХН 4- Н2 СН.-СН.ОН О Zj
Кетоны: сн3-с-сн3 о + н2 СНо-СН-СН., о 1 о он
Взаимодействие с циановодородной (синильной) кислотой
Альдегиды: Кетоны: сн3-сн=о сн3 О \ с-о + СН/ о 4- H-CN Н -CN -з /ОН -4 СНо-СН 4CN сн3ч он с CH3Z CN
Галогенирование
Альдегиды: Кетоны: сн3-с з хн СНо-С-СЩ 3 II 3 о + Cl2 -> 4- Вг2 -> Н?С-С + HCJ 1 и С1 " СЩ-С-СН2Вг 4- НВт .з н о
Взаимодействие с РС15 / РВг5
Альдегиды: Кетоны: н>с-сх 3 чн ^0 нчс -с' 4- 3 хн + РС15 РС15 -4 H..C-CHCL 4- Р0С13 CI НоС-С-СНо 4- Р0С13 С1
Присоединение NaHSO3
Альдегиды: Н3С-С 3 н + NallSO он CH3-C-SO3Na н
Кетоны: СН3СОСН3 + NaHSO3 2^ (CH3)2C-SOoNa он
KrfpoftHAbftblt CO£AHtf£tt№ ©
Л/\ЬД£ГЦДЮ
Химические реакции и условия их протекания
Окисление аммиачным раствором оксида серебра
CH3-Cf° + 2[Ag(NH3)2]OH 1 > СН3-С
ХН
О
+ 2Ag + 3NH< +
ONH4
2
Окисление гидроксидом меди(П)
CH.-C#O + 2Cu(OH)2 CH3-C
XH
О
ОН
+ Cu2O + 2Н20
Окисление перманганатом калия в кислой, нейтральной или
щелочной среде
О
ЗН..С-С" + 2КМиО4 -> 2Н..С-С
О \ *4 0
О
-г
х0
5СН.,-С/ + 2КМнО. + 3HJS0,
О \ ж *1
ОК
О х
,С-СН3 + 2МнО2 +
ноz 3
,0
5CH3-C z + 2M11S0,
ОН
+ K2SO4 + ЗН,0
Реакция «серебряного зеркала»
реакция восстановления
серебра из аммиачного раствора оксида серебра.
ИГЧИ'ПИ 1П1 П «!«« » « «ЧТ» » I ГУ» 1ГГ1 ГП 1'4 « 1 ГГГ1Т1 rni'ITH IHHIIIIiri
Зеркала делают из стекла, покрывая его тонким
слоем серебра или другого металла, к помощи хи-
мии при этом не прибегают. А вот ёлочные стек-
лянные игрушки в
вали тонким слоем
способом, используя
альдегидной группы.
старинных мастерских покры-
серебра как раз химическим
глюкозу в качестве носителя
—г
КАРБОНОВЫЕ
кислоты
-овая
соот-
ато-
Названия карбоновых
лот формируются
добавления части
к названию алкана с
ветствующим числом
ВАЖНО’
мов С и слова «кислота».
Карбоксильная группа: кар-
бонил и гидроксил, взаимно
влияющие друг на друга.
Карбоновые кислоты (СлН2пО2) — веще-
ства, в молекулах которых содержит-
ся одна или несколько карбоксильных
групп - СООН.
Муравьиная кислота впервые была выделена из яда
рыжих лесных муравьев, поэтому и получила та-
кое название. Также муравьиная кислота содержится
в крапиве и вместе с другими веществами вызывает
жжение и раздражение при попадании на кожу.
Многие карбоновые
кислоты имеют тривиальные названия:
муравьиная кислота;
- уксусная кислота;
★ метановая — НСООН -
★ этановая — СН3-СООН
Сила кислот возрастает
ОБЩИЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ КАРБОНОВЫХ КИСЛОТ
Гидролиз сложных эфиров:
гт р р U0SO4, t J-1 Г4 Г1 н;!с с , + Н90 -3 ь—» Н3С-С + СНЧ-СН9-ОН. чо-сн2-сн3 2 хон
Окисление спиртов и альдегидов:
5СН3СН2ОН + 4КМпО4 + 6H2SO4 ->
-> 5СН3СООН + 4MnSO4 + 2K2SO4 + 11Н2О;
СН3-СН2-С * + 2КМпО4 + ЗКОН £ СН3-СП2-С +
хн хок
+ 2К2МпО4 + 2Н2О.
Химические реакции и условия их протекания
Общие свойства карбоновых кислот
Взаимодействие с металлами
2СН3СООН + Zn (CH3COO)2Zn + Н2
ХИСЛОП» © пз
Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами
2СЩСООН + ВаО -> (СН3СОО)2Ва + Н2О
Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами
СЩСООН + NaOH -> СЩСООЫа + Н2О
<3 о с
Взаимодействие с аммиаком
0 fO О
RCOOH + NH3 -» R-C R-C + Н2О
омщ sNH2
СЩСООН + NHo -» СЩСООЫЩ о о о -к £ CHoCONH, О , + що
Взаимодействие с солями
2СЩСООН + СаС0.3 -> (СН3СОО)2Са + СО2 + ЩО
Реакция этерификации
СЩСЩОН + СЩСООН СЩ-С + н,о
О -сщ-сщ £ о
Галогенирование в присутствии красного фосфора
СЩСООН 4- С12 -► СЩС1СООН + НС1
Образование галогенангидридов
СЩСООН + <5 зсщсоон + РС15 -4 РС13 - ► СЩ-С 3 ЧС1 -> зсн3-с^ + О С1 НС1 + РОСЦ о + ЩР0-, <5 О
зсщсоон + SOC12 -> зсщ-с о гЛ0 ЧС1 + S02 + НС1
Образование ангидридов
2СН3-С*° 3 хон ,0 + що СЩ-Щ 3 *0
224 <§• VpfyttMtCW» АИМИ*
Специфические свойства муравьиной кислоты
Реакция «серебряного зеркала»
О
,4II + 2[Ag(NH3)2]OH 2Ag + NH4HCO3 4- 3NH3 + H20
Uri
Дегидратация
О
ll i°, H9SO.
C ---------—? H,0 + co
X)H
сода для приготовления пышного теста
Пр*Д*№Ы* ММ^р6&1(&Ы£
НАЗВАНИЯ КАРБОНОВЫХ КИСЛОТ U ИХ СОЛБ1Й
Карбоновые кислоты могут реагировать с солями слабых
неорганических кислот, например с угольной или серо-
водородной. В кулинарии используется гашёная уксусом
пример взаи-
модействия карбоновой (уксусной) кислоты и неорганиче-
ской соли (гидрокарбоната натрия).
о
ОН
формиат
муравьиная (метановая).
★ CH,-C
OH
„О
ацетат
уксусная (этановая).
★ CH3-CH2-CT
О Ct \
OH
J)
★ CH4-CH2-CH2-Ct
О Ct Ct "Ч.
пропионат
бутират
ОН
★ сщ-сн9-сн,-сн9-соон —
О ci с. с.
новая).
★ СН3-СН2-СН2-СН2-СН2-СООН
о с, ct с» ct
сановая).
пропионовая (пропановая).
масляная (бутановая).
валерат
капроат
валериановая (пента-
капроновая (гек-
рывшие
Н2 Н2 Н2 Н2 Н2 Н2 Н2 I
с с с с с с с с-он
н2сх V w V v w
н2 н2 н2 н2 н2 н2 н2
£а £л £л Li Ci U С1
пальмитиновая (гексадекановая).
(С16Н32О2) — пальмитат —
★ СН3-(СН2)16-С ' (С18Н36О2) — стеарат — стеариновая (окта-
декановая). он
СН.,-(СН2)7 Н
27ч>с; 0
★ н (СН ) -С — олеат — олеиновая
"ОН
(октадецен-9-овая).
★ СН3-(СН2)4-СН=СН-СН2-СН=СН-(СН2)7-СООН (С18Н32О2)
линолеат — линолевая (октадекадиен-9,12-овая).
★ СН3-СН2-СН = СН-СН2-СН = СН-СН2-СН = СН-(СН2)7-СООН
(С18Н30О2) — линоленеат — линоленовая (октадекатилен-9,12,15-
овая).
НО он
о о
оксалат — щавелевая (этандиовая).
НО
ОН
малонат
малоновая (пропандиовая, ме-
тандикарбоновая).
О
ОН
НО
сукцинат
янтарная (бутандиовая, этан-
О
1,2-дикарбоновая).
глутарат — глутаровая (пентадиовая).
— адипинат — адипиновая (гександиовая).
tftnPWWfbit <1лс№ТЫ
акрилат — акриловая (пропеновая).
★ CH2=C(CH;J)-COOH (С1НбО2) — метакрилат — метакриловая
(2-метилпропеновая).
(С4н5о2)
кротонат — кротоновая (бутен-2-
(1,2-бензолдикарбоновая).
О О
★ HO'j^ ОН (С8Н6О4) — изофталат — изофталевая (1,3-бен-
золдикарбоновая).
золд икарбонова я).
(С8Н6О4) — терефталат — терефталевая (1,4-бен-
СООН
— салицилат — салициловая (2-гидроксибензойная).
"он
— лактат — молочная (2-гидроксипропановая).
Н3С-НС-С
ОН
ксибутандиовая).
— малат — яблочная (оксиянтарная, гидро-
цитрат
1,2,3-трикарбоновая).
— лимонная (2-гидроксипропан-
ОН О
ОН
ОН
диовая).
Н3С-НС-С
h2n
хон
тартрат
— винная (2,3-дигидроксибутан-
аминоацетат — аланин (2-аминопропионовая).
★ H2N-CH2-COOH — аминопропионат — глицин (аминоуксус-
ная).
H2N-CH2-COOH
★ J — 2-амино-З-метилбутаноат — валин (2-амино-
Н..ССН-СН.,
о о
3-метилбутановая).
сложные э<рыры
эфиры — производные угле-
молекулы которых обра-
результате взаимодействия
органическими и неоргани-
кислородсодержащими кисло-
Сложные
водородов,
зованы в
спиртов с
ческими
тами.
★ Сокращённый вариант:
• название радикала R, присоединённого к кислоте;
• название кислоты (корень слова) с суффиксом -оат.
22s
G) ------
@ №Га№Ч£С1^
★ Полный вариант:
название радикала R часть -овый слово «эфир» название кислоты
Сокращённый метилметаноат
Полный метиловый эфир муравьиной кислоты
Н-С = О
I
о-сщ
о
Сокращённы й этилэтапоат
Полный этиловый эфир уксусной кислоты
снч-с=о
3
о-с2н5
^ ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА j-
Сложные эфиры низших карбоновых
кислот и простейших спиртов — бес-
цветные летучие жидкости с прият-
ным фруктовым запахом.
Сложные эфиры высших кар-
боновых кислот — твёрдые
бесцветные воскообразные ве-
щества без запаха.
Из многих растений довольно просто выделить
эфирные масла. В зависимости от сырья исполь-
зуют механический способ, дистилляцию или экс-
тракцию.
ЭфИРЬ» © 2/9 (В)
Химические реакции и условия их протекания
+ Н20, Н+ 0 ~ * Р С ' ч-Р НН
, о R-С ' > XV V7 1 XVI VJXX "он + NaOH 1Ч . р С' 4- Р ОН
4 O-R, > Гл V- Гл । ОГ1 "ONa + R..-OH, Н*, Г ^0 ±О С _L D НИ
Xv I XV ч ’\Л1 переэтерификация q 1 2
Кислотный гидролиз
.0 ^-0 НС + НОН ^=> НС + СЛЬОН "о-с2н5 "он этилформиат муравьиная кислота
Щелочной гидролиз
.о ^.О НС + NaOH —> НС ' + С2Н5ОН 0—С2Н5 ONa этанол этилформиат формиат натрия
Взаимодействие с водородом
С’Н.-С=О + 2Н., > СУЩ-СНУ-ОН + НО-СН-СН, •L О Л & Э । о пропиловый спирт рц 0—СН—CH.j з изопропиловый спирт сн3 изопропиловый спирт пропановой кислоты
Взаи модействие с аммиаком
СН.,-С=О + NH.. > СЩ-С-0 + сщ-он 0 0 0 0 i метанол о-сн3 nh2 метилацетат амид уксусной кислоты
-г- -ч . .. .
АЗОТСОДЕРЖАЩИЕ
СОЕДИНЕНИЯ
Амины (CnH2rt+3N) — органические про-
изводные аммиака NH3, в молекуле ко-
торого один, два или три атома водорода
замещены на углеводородные радикалы.
МЩЫ ПС Т1*ПУ РДДНъЦСФ
(CH3)3N
триметила мни
(C6h5)3n
трифениламин
★ Алифатические.
CH..-NH9
метиламин
★ Ароматические.
C,H--NH9
о о Z
фениламин
CH..-NH-CH..
О о
диметиламин
(C6H5)2NH
дифениламин
★ Смешанные.
СЩ- NH-C.H.
о ОО
метилфениламин
(CH.XN -С,.Н-
v o'Z о о
диметилфениламин
★ Углеводородный R (-амин).
СЩ-CHp-NH-CH,
О с* «5
метилэтиламин
★ Разные R в алфавитном порядке.
★ При наличии одинаковых R приставка ди- (три-).
★ Для смешанных аминов с алкильными и ароматическими R:
основа — название первого представителя ароматических ами-
нов — анилин.
★ Символ N- перед названием алкильного R: R связан с ато-
мом N, а не является заместителем в бензольном кольце.
аЗотсод£Р*/щи£ соедини* © 231
ПРИМЕНЕНИЕ }
Триэтиламин — в качестве ракетного топлива.
Алифатические диамины
исход-
ные соединения для получения поли-
амидов, например нейлона, широко
применяемого для изготовления во-
локон, полимерных плёнок, а также
узлов и деталей в машиностроении
(полиамидные зубчатые передачи).
Как и аммиак, первичные и вторич-
ные амины склонны к образованию
водородных связей. В третичных ами-
нах отсутствует связь N-Н, поэтому
они не образуют водородных связей.
232 @ OffrttMtCW* ХИМИЯ
6) ____________________________
СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ
Химические реакции и условия их протекания
Взаимодействие аммиака с галогеналканами
СН3С1 + 2NH3 -> CH3NH2 + NH4C1
CHoNH2 + CH..C1 4- NHo -> CH,-NH-CHo + NH.Cl
о Ct О О О t> Ч
сн3
К
CH3-NH-CH3 + 2NH3 + СН3С1 СН/ СН3 + NHtCl
Взаимодействие аммиака со спиртами
СН3ОН + 2NH3 -у CH3NH2 + Н20
CH3NH, + СНоОН -> CHo-NH-CHo + Н20
О Z О О О С.
сн3
N
CH3-NH-CH3 + СН3ОН -> сн3 СН3 + Н2о
Восстановление нитросоединений
CH,NO2 + ЗН2 -> CH3NH2 + 2Н.,0
О zS Z1 О Ct Ct
Восстановление амидов и нитрилов
J3
СНЧ-С + 2Н2 -> CHoCH9NH2 + Н20
о \-ж-г-гт о
хн2
CH3C=N + 2Н2 -> CH3CH,NH2
Взаимодействие солей аминов со щелочами
[CHoNHJCl + NaOH -> СН3\Н2 + NaCl + Н.,0
L О О Ct Ct
Декарбоксилирование солей аминокислот
H2N-CH2-C + NaOH -> H3C-NH2 + Na2CO.
2 2 ,ONa 32 23
изомерия
Для аминов характерна изомерия углеродного скелета, положения
аминогруппы и изомерия различных типов аминов.
♦ Изомерия углеродного скелета.
СНо-СН2-СН2
I
nh2-ch2
бутил амин
СН3
сн3-с-сн3
nh2
★ Изомерия положения функ-
циональной группы.
2-метил-пропиламин-2
★ Изомерия
группы.
СН3-СН2-СН2
NH2
пропиламин
функциональной
CoHgN
О СГ
^СН.,
Nx 3
СН3
ch3-ch2-n-ch.,
Оь. о
метилэтил ам ин
c3h7-n-h
пропиламин
триметиламин
nh2
CH3-CH
CH3
изопропиламин
СВОЙСТВА
ХИМИЧЕСКИЕ
Амины имеют сходное с аммиаком строение и проявляют подоб-
ные ему свойства. Как в аммиаке, так и в аминах атом азота
имеет неподелённую пару электронов.
Химические реакции и условия их протекания
Взаимодействие с водой
CH.,NH2 + Н20
CHoNHoOH
о о
Взаимодействие с неорганическими кислотами (кроме азоти-
стой)
CH3NH2 + НС1 > [CH3NH3]C1
CHo-NH-CH.. + НС1 -> [CH3NH2CHJC1
о о L о Z oJ
сн
Л
СНГ
о
СН3 + НС1 ->
о
Ген, сн
NH
з1@
С1е
CH3
з
Взаимодействие с азотистой кислотой
CH3-NH2 + HNO? -» CH.-OH -I- n2
О £• О £
2
(CH3)2-NH + HNO2 -> (CHo)2-N-N=0 + Н2О
' х О' £ и
2SA @ химия
Химические реакции и условия их протекания
Взаимодействие с органическими кислотами
СН3СООН + CH3NH2 С CH3CONHCH3 + Н2О
х СООН CONHCH3
ОТ + CHoNH, ->(С + Н20
Взаимодействие с солями
CH3NH2 + А1С13 + Н20 -> А1(0Н)3 + [CH3NH3]C1
2CH3CH2NH2 + ZnBr2 + Н2О -> 2[CH3CH2NH3]Br + Zn(OH)2
Взаимодействие с хлорангидридами и ангидридами
метиламин ацетилхлорид
/О ..II © 0
2CH3-NH2 + СН3-С^ -> CH3-NH-C-CH3 + [CH3-NH3]C1
N-мети л ацетамид
диметиламин уксусный ангидрид
0 0 о
CH3-NH + СНо-С-О-С-СН. CH3-N-C-CH3 + CH .-COOH
о о о О О о
сн3 сн3
N, N-ди метила цетамид
Горение
4CH..NH, + 90., 4С0й 4- 10Н,0 + 2N2
О Ct Ct Ct Ct Ct
------------------------------------------------
Аминокислоты — органические бифункциональные
соединения, в состав которых входят карбоксильные
. группы -СООН и аминогруппы -NH2.
КЛАССИФИКАЦИИ АМИНОКИСЛОТ
ПС ^ПС^С^СгТи R * & РСДСи
★ Неполярные (гидрофобные).
★ Полярные (гидрофильные) незаряженные.
★ Отрицательно заряженные.
★ Положительно заряженные
ческих значениях pH.
NH..-CH-COOH
R
при физиологи-
ПС 4TPC&1W R
ПС ПрмрСД£ заряда
* Серосодержащие.
nh2-ch-cooh
I
сн2
I
SH цистеин
★ Алифатические.
NH9-CH9-COOH
глицин
★ Ароматические.
NH2-CH-COOH
фенилаланин
★ Кислые
групп).
(избыток карбокси-
NH2-CH-COOH
СН9
I
соон
аспарагиновая кислота
★ Нейтральные (одна амино-
и одна карбоксигруппа).
NH9-CH9-COOH
глицин
★ Основные (избыток амино-
групп).
NH9-CH-C00H
i-t
I
(СН2)4
NH2 ♦ ♦ ♦
лизин >
Все белки, синтезируемые организмом, собирают-
ся из 20 аминокислот. Часть из этих аминокислот
синтезируется в достаточном количестве в организ-
ме взрослого человека. Восемь аминокислот счита-
ются незаменимыми для человека, они не синтези-
руются и могут поступать только с пищей.
НАЗВАНИЕ
1 -й способ цифра -амино- название кислоты
Указание месторасположения NH., по отношению к СООН
2-й способ буква греческого алфавита -амино- название кислоты
^ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
Кристаллические вещества
Хорошо растворимы в воде
Разные на вкус
ОБЩИЕ СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ )
Замещение галогена на аминогруппу.
R-CH-COOH + 2NH3 -> R-CH-COOH + NH4C1
С1
nh2
Восстановление нитроза мещённых карбоновых кислот.
СООН
+ ЗН
СООН
4- 2Н2О
nh2
no2
химические свойства
Химические реакции и условия их притекания
Взаимодействие с кислотами
HOOC-CH2-NH2 4- НС1 -> [HOOC-CH2-NH3]C1
Взаимодействие с азотистой кислотой
HOOC-CH?-NH.> + hno2 -> НООС-СН2-ОН + N2 4- Н2О
и Li L и £» £»
Взаимодействие с основаниями
HOOC-CH2-NH2 4- КОН -> KOOC-CH2-NH2
£» С» Сл
2
Химические реакции и условия их протекания
Взаимодействие аминокислот друг с другом
H2N-CH2-COOH + н2о + СН3 0 H2N-C-COOH -> H2N-CH2-C-N-CH-COOH + н Н СНо о
Взаимодействие со спиртами
h2n-ch2-cooh + С2Н-,ОН -> H2N-CH,-COOC2H5 + Н2О
Взаимодействие с галогеналканами
H2N-CH2-COOH + СН3С1 [CH3-NH2-CH2-COOII]C1
Биологически важные
вещества.- жиры, Белки
углеводы
Биологически важные органические
вещества играют одну из основных
ролей в процессе жизнедеятельности
живых организмов. Под биологически
важными веществами подразумеваются
в первую очередь жиры, белки и угле-
воды .
Жиры (триглицериды)
Жиры
смесь сложных эфиров высших
карбоновых кислот и глицерина.
Большая часть триглицеридов содержится в жировой ткани, однако
часть из них находится в крови, обеспечивая мышцы энергией.
27» @ gpfyttnyecw* ХИМИЯ
где Rn R2, R3 — остатки высших карбоновых кислот.
Простейшие по составу сложные эфиры карбоновых кислот —
бесцветные легкокипящие жидкости с фруктовым запахом. Выс-
шие сложные эфиры — воскообразные вещества (пчелиный
воск) — в воде растворяются плохо. Жиры легче воды, в ней
не растворяются, по растворяются в органических растворителях.
Пчелиный воск имеет сложный химический состав. Бо-
лее 70 % составляют сложные эфиры одноосновных
спиртов и предельных карбоновых кислот. Около 15 %
приходится на предельные углеводороды, именно они
придают воску химическую устойчивость.
В зависимости от химического строения остатков карбоновых кис-
лот жиры разделяют на жидкие (растительные масла) и твёрдые
(животный жир, маргарин).
Жидкие жиры характеризуются наличием остатков ненасыщенных
высших карбоновых кислот, например:
★ олеиновой С17Н33-СООН;
★ линолевой С17Н31-СООН;
★ линоленовой С17Н29—СООН.
Твёрдые жиры содержат остатки насыщенных высших карбоно-
вых кислот (например, пальмитиновой С15Н31-СООН, стеариновой
С17Н35-СООН).
5 £ ^4
Белки
природные высокомолекулярные соедине
ния, состоящие из остатков а-аминокислот
Между собой «-аминокислоты
О:Н
связей: и ।
-C+N-
соединены с помощью пептидных
Болки вступают в реакции окисления — восстановления, этери-
фикации, алкилирования, нитрования, могут образовывать соли
как с кислотами, так и с основаниями (амфотерны).
Молекула белка может содержать от 100 до не
скольких тысяч аминокислотных остаткон.
Углеводы
полигидроксикарбонильные соединения с не-
сколькими гидроксильными группами и одной или несколь-
кими кето- либо альдегидными группами.
Общая формула: Cfl(H2O)m, где п — число атомов углеро-
да С в молекуле, т — число молекул воды.
Глюкоза — альдегидос.пирт (альдоза) с шестью атомами угле-
рода, одной альдегидной и пятью гидроксогруппами.
24и @ tHIW*
Ф ------------
н о
с
н—с—он
I
но—с—н
I
н—с—он
I
н—с—он
I
сн2он
СН2ОН
отли-
окисления
для
для
в
аль-
неё
Глюкоза содержит альдегидную группу, поэтому для
нее характерны те же реакции, что и
дегидов. Фруктоза содержит кето-группу,
характерны свойства кетонов. Фруктоза,
чие от глюкозы, не вступает в реакции
с [Ag(NH3)2]OH и Си(ОН)2.
Брожение
Молочнокислое ^6^12^6 _ 0 -э- 2СЩ-СН-С 1 "он он молочная кислота
Спиртовое ^6^12^6 -> 2СуН_0Н + 2СО.Т с» О С этанол
Маслянокислое * 0^12^6 , 0 -» СЧН7-С + 2Н9 3 7 "ОН 2 масляная кислота + 2СО2Т
Окисление
ОН-СН2-(СН)4-С' ОН И о + Ag2O -4 ОН-СН2-(СН)4-С^ он глюконовая кислота + 2Ag>t ОН
ОН-СН2-(СН)4ЧГ ОН глюкоза + Си2О^ + Н2О (кирпично-красный) ,0 + Си(ОН)2 -> ОН-СН2-(СН)4- ОН 1 ОН глюконовая кислота -с" ^0 + ОН
именные редкции
в оргднической химии
— - — - - - - - —а Ь -ь i* Т - ~ ———
Часто в названии реакции фигурируют
имена нескольких учёных: это могут
быть авторы первой публикации, пер-
вооткрыватель и исследователь реакции
или учёные, одновременно опублико-
вавшие результаты новой реакции.
♦ Реакция Вюрца (действие металлического натрия на моиогало-
генпроизводные углеводородов приводит к удлинению углеродного
скелета):
2СН?СН,Вг + 2Na -> СНоСН,СН2СЩ + 2NaBr.
О Ct О Ct Ct О
★ Реакция Вюрца — Фиттига (образуются гомологи бензола):
СЩВг + 2Na + C6HsBr -> СДНСН, + 2NaBr.
0 ООО
★ Реакция Дюма (декарбоксилирование карбоновых кислот —
сплавление со щелочами):
CH3COONa + NaOH -> СН4 + Na2CO3.
★ Реакция Кольбе (электролиз растворов солей карбоновых кис-
лот с удвоением радикала):
2CH3COONa + 2Н2О -> 2СО, + Н2 + C2Hr + 2NaOH.
О о Ct Ct С U
♦ Синтез Густавсона (отщепление двух атомов галогена от дига-
логеналкана):
СН2С1-(СН2)4-СН2С1 + Zn -> ZnCl2 + i .
★ Синтез Лебедева (получение бутадиена из этанола):
2С2Н-ОН -> Н2 + 2Н.,0 + СН2=СН-СН=СН2.
С о С С Ct С
♦ Реакция Коновалова (нитрование алканов разбавленной азот-
ной кислотой):
СН.-СН-, + HNO, -у CH3CH2-NO2 + Н20.
0 0 0 0 С» С, С
★ Реакция Вагнера (реакция с холодным водным раствором пер-
манганата калия — мягкое окисление алкенов):
ЗСН3-СН=СН2 + 2КМпО4 + 4Н2О -> 2MnO2 + 2К0Н +
+ ЗСН3-СН(ОН)-СН2(ОН).
★ Реакция Кучерова (гидратация алкинов, из ацетилена образу-
ется альдегид, из остальных алкинов — кетоны):
/)
С2Н9 + Н.,0 СН3-С
'н
♦ Реакция Зелинского (тримеризация ацетилена над активиро-
ванным углём приводит к образованию бензола):
★ Реакция Зинина (восстановление нитросоединений в растворе
в щелочной или нейтральной среде):
C6H5NO2 + 3(NH.)2S -> CfiH5NH2 + 3S + 6NH. + 2H..O,
V 0 Ci ' Ct 0 С» О Ci
★ Реакция Фриделя — Крафтса (алкилирование и ацилирова-
ние аренов и их производных в присутствии безводного хлорида
алюминия):
СН3
А1С1-,
+ СН3С1 ------[Q] + НС1.
«Mftrfrt: в opTAft^C^ ХИМИИ @ 243
*•* • • • • • • • • • • • • • • ••• •♦ • •• • • • • • *• • • • • • • • • • • • • •* • •• • • * • • • • •* • • * •• • * • * • •• • •• • • • • ••• • • • • ♦ * • • • • • •*• • • • *• • •• • •t • • * • • •• • •• • **•• • •
ТРИВИАЛЬНЫЕ НАЗВАНИЯ
ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
На раннем этапе развития химии ор-
ганическим соединениям присваивались
тривиальные названия, которые не со-
держали какой-либо информации о со-
ставе и строении соединений.
Структурная формула / название вещества Систематическое название
СНС13 — хлороформ Трихлорметан
СН2=СН2 — этилен Этен
СН2=СН-СН3 — пропилен Пропен
СН2=СН-СН=СН2 — дивинил Бутадиен-1,3
СН2=С -СН=СН2 2 । 2 — изопрен СНЧ 2 - мети л бута ди е н-1,3
Н—С“С-Н — ацетилен Этин
Н2С=СН-С-=СН — винилацетилен Бутен-1 -ин-3
. х - СНз [(271 — толуол Метилбен зол
СН., Г\сн3 — ортоксилол (о-ксилол) 1,2-диметилбензол
сн3 [?7)1 — метаксилол ^сн3 (м-ксилол) 1,3-диметилбензол
^ 244 @ гимн»
Ф -----------
Структурная формула / название вещества Систематическое название
Н3С —С >—СН3 — параксилол (п-ксилол) 1,4-диметилбензол
Н3С сн3 СН 1^] — кумол Изопропил бен зол
сн=сн2 — стирол, винилбензол Фенилэтен
£П1/рГы
Структурная формула / название вещества Систематическое название
СН3ОН — древесный спирт, метиловый спирт Метанол
С2Н3ОН — винный спирт, этиловый спирт Этанол
Н.С-ОН 1 — этиленгликоль Н2С-ОН Этандиол
Н2С-ОН НС-ОН — глицерин Н2С-ОН Пропантриол-1,2,3
ОН — аллиловый спирт Пропен-2-ол-1
Н2С-ОН — бензиловый спирт (фенилметанол) Фенилкарби нол
НС-С-СН2ОИ — пропаргиловый спирт Пропин-2-пл-1
НЧС-СН9-СН?-СН?-СН9-ОН О Ct zS Ci с, амиловый спирт Пентанол-1
Структурная формула / название вещества Систематическое название
сн3 н8с-с-сн3 ОН — трет-бутиловый спирт 2-метилпропанол-2
Структурная формула / название вещества Систематическое название
СН3 — толуол Метил бен зол
сн3 СН3 — ксилол СН.Ч Орто- о Пара- сн3 Мета- Ди метил бензол
н3сч сн3 сн' 6 Изопропилбензол
сн=сн2 — стирол Этенилбензол
ОН jj — фенол Гидроксибен зол
СН, o2n 1 ' no2 У — тротил no2 2,4,6 -тринитротолуол
246 @ tffrttuytcw» *нми»
Ф -------------
Структурная формула / название вещества Систематическое название
ОН он О L сн, :V 3 — крезол СН3 Орто- Пара- он ^сн3 Мета- Метилфенол
он /0Н — пирокатехин 1,2-дигидроксибензол
НО,, он — резорцин 1,3-дигидроксибензол
но- \CZ> ОН — гидрохинон 1,4'Дигидроксибензол
он /ОН х011 — пирогаллол [ 1,2,3-тригидроксибен зол
А\ьД£Г1лДЫ,
Структурная формула / название вещества Систематическое название
О и Л Н Н — муравьиный альдегид (формальдегид) Метаналь
/О сн3-с ; H — уксусный альдегид (ацетальдегид) Этаналь
О Н — масляный альдегид Бутаналь
TPUPHMbffbf: tfA^AttH^ opTAtfMtCPHX МЩССГ* © 247
Структурная формула / название вещества Систематическое название
0 Н — акролеин Пропеналь
0^/ — кротоновый альдегид Бутен-2-аль
0 I^H — бензойный альдегид Бензальдегид
/К Н3С СН3 — ацетон Пропанон, диметилкетон
О — ацетофенон Метилфенилкетон
- ч ' -rj-У S '
цвета некоторых
органических веществ
Цвет Формула / название
Осадок белого цвета AgC~CAg. CH3-C=CAg — ди- ацетиленид серебра, пропинид сере- бра
Осадок жёлтого цвета СН3-С=ССи — пропинид меди
Осадок красного цвета CuC=CCu — диацетиленид меди
Тяжёлая жидкость светло-жёлтого цвета с запахом горького миндаля _N02 — нитробензол
Раствор фиолетового цвета ^2^ — фенолят железа Fe
Осадок светло-жёлтого цвета со специфическим запахом СН13 — триподметан
24* @ 0&№ЧеС№> ХИМИЯ
Цвет Формула / название
Раствор красно-бурого цвета Fe(OH)(CH3COO)2 — основный ацетат железа
Жёлто-зелёное окрашивание раствора R N-N—О — диалкилнитрозамины R
Ярко-синее окрашивание раствора Н
।
СНо-0 . : О—СН9
1 ...-Си < 1
СН -0: 0-СН9 — глицерат
1 . и
сн2-ин он-сн2 меди
Сине-фиолетовое окрашивание раствора h9c-h9n jo-c=o 1 1 о-с-о • nh2-ch2 глицинат меди
Синее окрашивание комплекс иод крах мал ьный
Раствор василькового цвета О н С НС -он „ 1 /н НО-СН \ 1 Н 1 НС-0 . -о-сн 1 Си 1 — НС-О '< "О-СН н2с- он но-сн но-сн 1 сн2-он глюконат меди
—'----F—FT
применение оргднических
веществ
—— - — —- . - -^ - ill --^-_У^.... — - - - ~— — rzr-r.
Название вещества / формула Область применения
Метан, пропан, бутан и другие углеводороды — СН4, С3Н8, С4Н10 В качестве топлива, энергетика
Тетрахлорид углерода, дихлорэтан — СС1р СН3-СНС12 В качестве растворителей
Бутан — СН3СН2СН2СН3 Производство уксусной кислоты
Этилен — СН2=СН2 Производство пластмасс, получение высокомолекулярных соединений
Хлорэтилен — СН2“СНС1 Получение пластмасс
Пропилен — СН3-СН=СН2 Получение полипропилена, пласт- масс, глицерина
Бутадиен-1,3 — СН2=СН-СН=СН2 Получение каучуков, пластмасс
Этин (ацетилен) — СН=СН Производство синтетического каучу- ка, сварка и резка металла
Циклогексан — Получение синтетических волокон
Бензол — Производство пластмасс, получение гексахлорана, в качестве раствори- теля
, С1 Хлорбензол — Г(^)Т Получение пестицидов
- NO, s'" Нитробензол — 'С2)Т Получение анилина
Cl Cl Cl Гексахлоран — СГ’ * Cl Cl Борьба с насекомыми^
" ' 250 © ()pfyttU4£CM& гимн*
G) ---------------
Название вещества / формула Область применения
СН, Толуол — В качестве растворителя
Этилбензол — н^) СН2-СН3 Получение стирола
г сн=сн2 Стирол — ССлГ Получение полистирола, производ- ство пластмасс
Бутадиен — СН2=СН-СН=СН2 Производство пластмасс, каучука
Кумол (изопропилбензол) /СН., ' о СН г Vi sch3 Получение фенола и ацетона
Изопрен — СН2=С(СН3)-СН=СН2 Получение каучука
Метанол — СН3ОН Получение формальдегида
Этанол — СН3СН2ОН Получение антифризов, в качестве горючего, растворителя
Диэтиловый эфир — С2Н5ОС2Н5 В качестве растворителя
СН2-СН2 Этиленгликоль — ОН ОН В качестве антифриза, для получе- ния полиэфиров
СН2-СН-СН2 Глицерин — ОН ОН ОН Пищевая промышленность, изготов- ление косметических средств, произ- водство динамита
. .. он Фенол — CCZJ Получение пестицидов, производство смол, ДСП
Метаналь — НСОН Получение фенолформальдегидной смолы, формалина
Ацетальдегид — СН3СОН В качестве растворителя
применен^ орГлН^сых ещесъ © 2Я
Название вещества / формула Область применения
А СНо-С-СН Ацетон — ° и 0 3 В качестве растворителя
Уксусная кислота — СНдСООН Производство волокон, в качестве консерванта в пищевой промышлен- ности
Бензойная кислота — < о<° он В качестве консерванта в пищевой промышленности
Акриловая кислота — сн2=снсоон Производство полимеров
Лимонная кислота СН2 СООН НО-С -СООН сн2-соон В пищевой промышленности, снятие накипи со стенок металлической по- суды
Терефталевая кислота о , о он он Получение полиэфиров
Адипиновая кислота НООС(СН2)4СООН Получение полиамида
Пальмитат (стеарат) натрия C15H31COONa (C17H35COONa) Моющее средство
Этилацетат — СН3СООСН2СН3 В качестве растворителя
Бензоат калия — ONa Консервант
сн3 Метилметакрилат — СН2=С соосн3 Получение органического стекла
Глицин - H2N-CH2- с'° хон В медицине
252 © *ИМИ*
ХНМиЧедсМХ JteMcyutf
S КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ z
Качественные реакции — реакции, по-
зволяющие доказать наличие того или
иного вещества (иона) в среде или
присутствие функциональной группы
в веществе.
Анализируемые вещества могут находиться в различных агрегат-
ных состояниях (твёрдом, жидком и газообразном).
н+
★ Лакмус — красное окрашивание (нет реакции).
★ Метилоранж — розовое окрашивание (нет реакции).
К+
★ Пламя — фиолетовое окрашивание (нет реакции).
Na+
★ Пламя — жёлтое окрашивание (нет реакции).
★ Пламя — малиновое окрашивание (нет реакции).
★ РО4 — белый осадок:
3Li+ + POj- -> Li3POj.
Л о ч.
★ F — белый осадок:
Li+ + F -> LiF^.
★ СО2’ — белый осадок:
2Li+ + СО.? -> Li,CO3k
Rb*
★ Пламя — розово-фиолетовое окрашивание (нет реакции).
Cs+
★ Пламя — фиолетовое, иногда синее окрашивание (нет реак-
ции).
Ве2+
★ ОН" — образование белого осадка, растворимого в кислотах,
а также в избытке щёлочи: .
Ве2+ + 2ОН -> Ве(ОН)2й *
Ве(ОН)2 4- 2ОН- -> [Ве(ОН)4]2-.
Ва2+
★ Растворимые сульфаты, серная кислота — белый мелкокри-
сталлический осадок BaSO4, нерастворимый в воде и кислотах:
Ва2+ + SO2" -> BaSOj.
★ Пламя — жёлто-зелёное окрашивание (нет реакции).
♦ СгО2~ — жёлтый осадок:
Ва2+ + СЮ2’ -> BaCrOjk
Mg2+
★ ОН’ — белый осадок, растворимый в кислотах и нераствори-
мый в щелочах:
Mg2+ + 2ОН -> Mg(OH)2i.
★ СО5- — белый осадок, растворимый в сильных кислотах и из-
бытке углекислого газа:
Mg2+ + COj- -> MgCO34<;
MgCO3 + H2O + C02 -> Mg(HCO3)2>k.
Ca2+
★ Пламя — кирпично-красное окрашивание (нет реакции).
★ Растворы карбонатов СО2' — белый осадок, растворимый
в сильных кислотах и избытке углекислого газа:
254 ® УНОМ* И ХИМИЧ£С£М Pwwt
Са2+ + СО!’ -> СаСО.Д;
о о z
СаСО3 4- Н20 + СО2 “Ca(HCO3)2>L.
Sr2+
★ Пламя — карминово-красное окрашивание (нет реакции).
★ Растворимые сульфаты, серная кислота — белый осадок SrSO4,
нерастворимый в воде и кислотах:
Sr2+ + SOj- -> SrSOj.
Сг3+
★ Щёлочь, ОН" — серо-зеленый осадок, растворимый в кислоте
и избытке щёлочи:
Сг3+ + ЗОН -> Сг(ОН).Д;
Сг(ОН)3 + ЗОН" -» [Сг(ОН)6]3".
nh;
★ Щёлочь, ОН' — выделение газа с резким запахом, который
окрашивает влажную лакмусовую бумагу в синий цвет:
NHJ 4- ОН" -> NH.J 4- Н90.
<4 О Л
Ag1"
★ Cl" — белый творожистый осадок:
Ag+ + СГ -> AgCU.
★ ОН" — коричневый осадок:
2Ag+ 4- 20Н Ag2O4- 4- Н20.
★ Вг — желтовато-белый осадок:
Agr 4- Вг- —> AgBrJr.
★ Г — жёлтый осадок:
Ag+ + I' -> Agli.
★ S2" — чёрный осадок:
2Ag- + S2- -> Ag2Si.
★ PG3- — ярко-желтый осадок:
3Ag+ + РО|- -> Ag3PO4>k.
★ Сг2О2- — красный кристаллический осадок:
2Ag -I- Сг2О2- —> Ag2Cr2O7l.
Си '+
★ Пламя — зелёное окрашивание (нет реакции).
★ Вода Н20 — гидратированные ионы Си2+ имеют
голубую окра-
ску (нет реакции).
★ Щёлочь, ОН- — синий студенистый осадок, чернеющий при
нагревании (СпО — чёрный):
Cu2+ -Ь 2ОН -> Cu(OH)2k
★ S2 — чёрный осадок:
Cu2+ + S2- -> CuS>L.
★ NH3 — ярко-синий раствор комплекса:
Cu2+ + 4NH3 -> [Cu(NH3)4]2+.
Zn2+
★ Щёлочь, OH~ — белый осадок, растворимый
в избытке щёлочи:
Zn2+ + 2ОН -> Zn(OH)2^;
Zn(OH)2 + 2ОН- -> [Zn(OH)4]2".
♦ S2- — белый осадок:
Zn2+ 4- S2" -> ZnSl.
Al3+
★ Щёлочь, OH — желеобразный осадок белого цвета, растворя-
ется в избытке раствора щёлочи:
А13+ + ЗОН' -> А1(ОН)34<;
А1(0Н)3 + ЗОН" -> |А1(ОН)6]3-.
Fe3+
★ Роданид аммония NH^SCN, SON’ — кроваво-красный осадок:
2Fe3+ + 3SCN- -> Fe(SCN)3>l.
★ Гексацианоферрат(П) калия (желтая кровяная соль)
KJFe(CN)6] — тёмно-синий осадок (берлинская лазурь, турнбуле-
ва синь):
4Fe3+ + 3[Fe(CN)d]*- -> FeJFe(CN)d]34.
★ Щёлочь, ОН — бурый осадок:
Fe3+ + ЗОН -» Fe(OH)34,.
Fe2+
★ Щёлочь, ОН" — белый осадок, который зеленеет на воздухе,
а затем становится бурым:
Fe2+ + 2ОН -> Fe(OH)2>L;
4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О -> 4Fe(OH)3k
★ Гексацианоферрат(Ш) калия (красная кровяная соль)
K3[Fe(CN)6] — синий осадок (берлинская лазурь, турнбулева синь):
Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3- -> Fe3[Fe(CN)6]2i.
★ S2" — чёрный осадок:
Fe2+ + S2" -> FeS^.
Pb2+
★ I' — ярко-жёлтый кристаллический осадок, растворяется
в воде при нагревании, при охлаждении вновь выпадает в виде
золотистых чешуек:
2S6 @ И ПРИЗНАКИ химических р£ЛКь,ИИ
Pb2+ + 21" -> Pbl24<.
★ S2- — чёрный осадок:
Pb2+ + S2" -> PbSi.
Mn2+
★ OH“ — белый осадок, темнеющий на воздухе:
Mn2+ + 2ОН Мп(ОН)2Ф;
2Мп(ОН)2 + О2 -> 2МпО2 + 2Н2О.
★ S2- — телесный осадок:
Мп2+ + S2- MnS>k
РЫкЦШ НА AtM^M
он-
★ Лакмус — синее окрашивание (нет реакции).
★ Метилоранж — жёлтое окрашивание (нет реакции).
★ Фенолфталеин — малиновое окрашивание (нет реакции).
СГ, Вг\ 1
★ Нитрат серебра, Ag+:
• AgCl — белый творожистый осадок;
• AgBr — желтовато-белый творожистый осадок;
• Agl — жёлтый творожистый осадок:
Ag’ + X -> AgX>k;
(X -> Cl, Вт, I).
I-
★ Pb2+ — жёлтый кристаллический осадок, растворяется в воде
при нагревании, при охлаждении вновь выпадает в виде золоти-
стых чешуек:
Pb2+ + 21- -> Pbl2i.
F-
★ Са2+ — белый осадок:
Са2+ + 2F" -> CaF2>L.
so2-
★ Растворимые соли бария, Ва2+, Са2+, Sr24'
лический осадок, нерастворимый в кислотах:
Ва2+ + SO2’ -> BaSOj.
★ Pb2+ — белый осадок:
Pb2+ + SOJ- -> PbSOj.
белый кристал-
N02
★ Иодкрахмальная бумажка, Н+ - посинение бумажки:
2KI + 2KNO2 + 2H2SO4 2K,SO4 + I2 + 2NO + 2Н ,0.
N03
★ H2SOj (конц.) и Си, при нагревании выделение бурого газа,
голубое окрашивание раствора:
Си + NO., + 2Н+ -> Си2+ + NO2T + Н20.
РО?-
★ Нитрат серебра, Ag+ — ярко-жёлтый осадок, растворимый
в азотной кислоте:
3Ag* + POf- -> Ag3PO44-.
★ Са2+ — белый осадок:
ЗСа2+ + 2Р0?- Са..(РО4)Д *
★ Р04 — белый осадок:
3Li+ + POf -> Ы3РО4Ф.
★ (NH4)2MoO4 — жёлтый осадок:
12(NH4)2MoOt + 21HNO3 + Н3РО4 ->
-> (NH4)3PMo]2O10i + 21NH4NO3 + 12Н2О.
S2"
Zna+ — белый < эсадок:
Zn2* + s2- - -> Zns4-.
Ag* — чёрный осадок:
2Ag+ + S2’ - > Ag2s^.
Cu2+ — чёрный осадок:
Си2+ + S2- - -> CuS'l'.
Hg2+ — черный осадок:
Hg2" + S2- - -> Hgs>k.
Pb2+ — чёрный осадок:
РЬ2+ + S2- - -> PbSi.
★ Сильные кислоты, Н" — газ с запахом тухлых яиц:
Н+ + s2- -> H2ST.
СО2-
о
★ Сильные кислоты, Н+ — бурное выделение газа без запаха,
который вызывает помутнение известковой воды:
СО2’ + 2Н+ -> СО2Т + Н20.
★ Са2+ — выпадение белого осадка, растворимого в кислотах:
Са2+ + СО2’ СаСОЛ.
о о
2SS @ rponwftH* И ЛРИЗ/ГЛГЗ/ ХИ/ИИ</£С^Х Рглхчий
SO|-
★ И — газ с резким запахом:
SO?" + 2Н+ -> SO Л 4- Н2О.
★ Са2+, Sr2+, Ва2+ — белый осадок:
SO?" + Са2+ -> CaSOj (SrSO3, BaSO3).
CrOf-
♦ Ва2+ — жёлтый осадок:
Ва2+ + CrOj- -> BaCrOjv-
★ Н* — раствор ярко-оранжевого цвета:
2CrO2’ + 2Н -> Сг2О2- + Н20.
SiO?~
о
★ Н+ (Н3О+) — гелеобразный осадок переменного
х пН20:
S10? + Щ0+ -> SiO2 • пН2ОФ.
ОО Ct Ct
★ Са2^ — белый осадок:
SiO?" + Са2+ -> CaSiO-Л.
о О
Сг2О?’
★ AgT — оранжевый осадок:
2Ag' 4- Сг?О2~ —> А£2Сг2О7Ф-
★ ОП" — раствор жёлтого цвета:
Сг2О2 4- 2ОН- -> 2СгО2- 4- Н20.
MnOj
Окислительно-восстановительные реакции:
★ ОН — раствор зелёного цвета:
МпО4 -> МпО2". 4
♦ Н20 — бурый осадок:
МпО[ -> МпО-Л.
★ Н" — бесцветный раствор:
МпО4 -> Мп2+.
СН3СОО
состава SiO2 х
А
★ Н~ — резкий запах уксуса:
СН3СОО“ + HF -> СНоСООН.
о о
♦ Fe:J+ — раствор основных солей красного цвета:
3CH3COONa + FeCl3 + 2Н2О -»
CH3COOFe(OH)2 4- SNaCl + 2СН3СООН.
Н2
★ 02 (сжигание) — запотевание холодного предмета, лающий
хлопок при поднесении горящей лучинки к источнику водорода:
2Н2 4- О2 = 2Н2О.
Ct С
Реакции @
02
★ С (тлеющая лучинка) — вспышка:
С + 02 = С02.
Ct Ct
С12
★ Бумажка, пропитанная крахмальным клейстером и
иодида калия, — посинение бумажки:
2KI + С12 = 2КС1 + 12Ф,
12
★ Крахмальный клейстер — синее окрашивание.
С02
★ Известковая вода — помутнение раствора:
Са(0Н)9 + СО2 = СаСО>4< + Н2О.
' ' Ct Ct О Ct
раствором
n2
★ Тушение горящей лучинки в атмосфере азота. При пропуска-
нии в растворе осадок не выпадает.
NH3
★ Хлороводород — специфический запах NH3, образование бело-
го дыма (NH4C1):
NH3 + НС1 = NH4C1.
$£Щ£сТ$А
ЛЦкМЫ
★ Пламя — синий цвет (нет реакции).
★ Вг2 — обесцвечивание коричневого раствора:
С. А + Вг2 -> CH2-CH2-CH2i Вт Вг
★ Раствор КМпО4 — обесцвечивание фиолетового раствора КМиО4
и выпадение бурого осадка МпО2:
ЗСН2-СН2 + 2КМпО4 + 4Н2() -> ЗСН2-СН2 + 2КОН + 2MnO,k
ОН он
★ Раствор Вг2 (бромная вода) — обесцвечивание коричневого
раствора: СН2=СН2 + Вг2 -> СН2-СН2. Ct Ct Ci । Ct g Ct Br Br
260 © fCAW» Ppon&ffi& Ц ПРИЗАМ pCAfWt
★ Раствор Вг2 (бромная вода) — обесцвечивание коричневого
раствора:
СН=СН 4- 2Вг2 -> СНВг2-СНВг2.
Ct С Ct
★ Аммиачный раствор оксида серебра [Ag(NH3)2JOll (только для
терминальных алкинов) — образование светлого осадка:
СН^СН 4- 2[Ag(NH3)2]OH -> AgC^CAgl 4- 4NH3T + 2Н2О.
★ Раствор КМпО4 — обесцвечивание фиолетового раствора КМпО4
и выпадение бурого осадка МпО2:
ЗСН=СН 4- 8КМпО4 ЗКООС-СООК 4- 8МпО4 4- 2К0Н 4- 2Н2О.
★ Аммиачный раствор хлорида меди(1) [Cu(NH3)2]C1 (только для
терминальных алкинов) — образование красного осадка:
СН3-С=СН + [Cu(NH3)2]C1 -» CH3-C=CCu4< + NH3T + NH4C1.
Нитрующая смесь HNO3 4- H2SO4 — образование тяжёлой жидко-
сти светло-жёлтого цвета с запахом горького миндаля:
t°, H2SO4 (конц.)
Водный раствор КМпО4 — обесцвечивание фиолетового раство-
ра КМпО4:
СН, С
гои
4- 6КМпО4 4- 9H2SO4 -> 5(0 + 3K2SO4 + 6MnSO4 4-
4- 14Н2О.
А^Д!а^Ы
Раствор Вг2 (бромная вода) — обесцвечивание коричневого рас-
твора:
СН2=СН-СН=СН2 + Вг2 СН2-СН=СН-СН2.
Вт Вг
ОМОАфМНЫС сГЛарТЫ
★ СиО (при нагревании) — выделение металлической меди,
специфический запах ацетальдегида; изменение окраски осадка
с чёрной (СиО) на красную (Си):
Ю
С2Н5ОН + СиО -» Cu>L + СН3-С + Н20.
Н
кАЧсСТрсМЫ* @ 261
★ K2Cr2O7, H2SO,j — изменение оранжевой окраски раствора на
зеленую:
ЗСДЬОН + 2К2Сг2О- + 8H2SO4 ЗСЩСООН + 2Cr2(SO4)3 +
+ 2K2SO< + 11Н20.
с. с»
★ Йодоформная проба (качественная реакция на этанол):
раствор люголя + щёлочь (12 + раствор NaOH) — образование
мелкокристаллического осадка светло-жёлтого цвета со специфи-
ческим запахом:
СДОН + 4I2 + 6NaOH -> СН1ЧФ + HCOONa + 5NaI + 5Н2О.
сгН/рТы
Cu(OII)2 — образование ярко-синего раствора:
сн2-он н с_0 н;р-сн2
2СН-0Н + Си(ОН) -> нс-О’С 0-(?Н + 2Н2°.
сн2-он н2с-онН но"01*2
★ Металлический Na — выделение пузырьков газа:
★ Раствор FeCl3 — фиолетовое окрашивание раствора:
★ Раствор Вг2 (бромная вода)
и образование белого осадка:
обесцвечивание бромной воды
ОН
+ ЗВг2 —>
★ Лакмус — окрашивается в красный цвет:
СН3СООН Н+ + сн3соо-.
★ Раствор Na2CO3 — выделение пузырьков газа:
2СНЯ-СООН + Na2CO., -» 2CH.,-COONa + Н2О + СОД
О С. О О Ct Ci
А^ьДСТ^ДЫ
★ Аммиачный раствор оксида серебра [Ag(NH3)2]OH (реактив
Толленса) — образование блестящего налёта Ag («серебряное
зеркало») на стенках сосудов:
СН3-СНО + 2[Ag(NH3)2]OH -> СН3—COONHt + 2Agi 4- 3NH3t +
4- Н2О.
★ Свежеосаждённый Cu(OH)2 — образование красно-коричневого
осадка:
СН3-СНО 4- 2Си(ОН)2 -> СН3-СООН + Cu2Oi 4- 2Н2О.
НСООН
★ Свежеосаждённый Си(ОН)2 — образование кирпично-красного
осадка:
НСООН 4- 2Си(ОН)2 X Cu2O^ 4- ЗН2О + СО2Т.
★ Аммиачный раствор оксида серебра [Ag(NH3)2]OH — образование
блестящего налета Ag («серебряное зеркало») на стенках сосудов:
НСООН + 2| Ag(NH3)2]OH X 2Ag>L + 2Н2О + 2NH3? + (NH4)2CO3.
£Ц^004Я к^СТА
★ Раствор КМпО4 — обесцвечивание фиолетового раствора,
выпадение коричневого осадка:
ЗС17Н.,оСООН + 2КМпО4 + 4Н9О ->
-> ЗСЬН17-СН-СН(ОН)-(СН2)7-С + 2Mn0j 4- 2К0Н.
ОН он он
★ Раствор Вт2 (бромная вода) — обесцвечивание коричневого
раствора:
С17Н33СООН 4- Вг2 -> С8Н17-СН-СН-(СН2)7-СООН.
Вт Вг
★ Раствор щёлочи КОН — растворение кислоты:
С17Н33СООН 4- КОН X С]7Н33СООК 4- Н2О.
РАе7Ъ0Р1А*1Ь1£ 4&Л1Л эы&иилх *АРЬМ$Ьщ (*Ш\А}
* Н2О (гидролиз) + фенолфталеин — окрашивание индикатора
в малиновый цвет:
C^H.-COONa 4- Н2О -> C17H35COOH>L + NaOH.
1 i OtJ 1 4 ОО
★ Насыщенный раствор соли Са2+ или Mg2+ — образование
белого осадка:
2C17H35COONa + СаС12 (C17H35COO)2Cai + 2NaCl.
★ Концентрированная неорганическая кислота — образование
хлопьевидного белого осадка:
C17H35COONa + НС1 -> С17Н35СООН^ + NaCl.
А№ЩГА\0ГЯЩ№
Медную проволоку, смоченную в пробе вещества, вносят в пламя
спиртовки — пламя приобретает зелёную окраску (проба Бейль-
штейна) (нет реакции).
A^utfbi
it Лакмус — окрашивание индикатора в синий цвет:
ch3nh2 + н2о -> ch3nh; + он .
★ Азотистая кислота:
• первичные амины — выделение пузырьков газа:
CH3NH2 + HNO2 -> СН3ОН + N2T + Н2О;
• вторичные амины — образование жёлтого масляного раство-
ра с характерным запахом:
СН3—NH-CH3 + HNO2 -> (CH3)2N-N-O + Н2О;
• третичные амины — признаков протекания реакции нет:
(CH3)3N + HNO2 +».
V О' О
АЧ^М
★ Раствор
Вг2 (бромная вода)
NH2
выпадение белого осадка:
★ Раствор
1 4- ЗНВг.
хлорной извести
окрашивание раствора
в фиолетовый цвет:
КН2
2 —> соединение фиолетового цвета.
2
УГ^ДЫ крахмал (С6Н10О5)п
Раствор 12 — тёмно-фиолетовое окрашивание (при нагревании
окрашивание исчезает, при охлаждении вновь появляется):
(С6Н10О5)н + 12 —> комплексное соединение тёмно-фиолетового
цвета.
УГЮМЫ. Г^квзА С6П12О6
★ Аммиачный раствор оксида серебра [Ag(NH3)2]OH — образование
блестящего налета Ag («серебряное зеркало») па степках сосудов:
264 @ углояи» PponwftH* A fpAAttAt^A ХАМАЦгС^А* р£А£ЦАй
СНО нс-он COONH- НС-ОН
1 но-сн НС-ОН + 2[Ag(NH3)2]OH НС-ОН но-бн НС-ОН + 2Ag4, + П2О + 3NH3. Н^-ОН
1 Н2С-ОН 1 Н2С-ОН
глюкоза глюконат аммония
★ Си(ОН)2 в щелочной среде при нагревании — образование
кирпично-красного осадка:
СНО СООН
нс-он нс-он
но-сн но-in
НС-ОН + 2Си(ОН)2 -> НС-ОН + Си2ОФ + Н2О.
нс-он нё-он
Н2С-ОН Н2С-ОН
глюкоза глюконовая кислота
♦ Си(ОН)2 на холоде — образование ярко-синего раствора:
СНО
НС-ОН
। Н
но-сн 0 о/
НС-ОН + Cu(OH)2 -> С6Н10О4 )Cu tRH]0O1 + Н2О.
нс-он > V
I н
Н С—он
2 ' глюконат меди(П) (тёмно-синий раствор)
глюкоза
угл^ды. ыхар$за С12Н22ОП
Си(ОН)2 -
образование ярко-синего раствора:
РН но ноч
С12Н20О9 + + /СиНгоРд
ОН ЮН ПО
сахароза гидроксид меди(П)
,0 О
-> С12Н20О9 Си С12н20о9 + Н2О.
о о
сахарат меди(Н) (раствор ярко-синего цвета)
★ Пламя — запах палёного (жжёных перьев) (реакция горения).
★ HNO3 (конц.); t° — жёлтое окрашивание:
Н О
-N-CH-6- + HNO3 (конц.) -ч
СН2
-N-CH-C— + H2O.
сн2
no2
ксантопротеиновая реакция (на остатки аминокислот, содержащих бензольные
кольца)
★ CuSO4 + NaOH
сине-фиолетовое окрашивание раствора:
С=О
N-Н НО
Си
ОН НИГ C=Q
I “ I ,
О=С
Си
N
биуретовая реакция (на пептидные связи)
★ РЬ(СНУСОО)2 — чёрный осадок:
белок + NaOH + Pb(CH3COO)2 -> PbS4< + ... .
цистеиновая реакция (на остатки аминокислот, содержащих серу)
Признаки Описание
Окрашенные F2 — бледно-жёлтый, С12 — жёлто- зелёный, NO2 — бурый, О3 — го- лубой (все имеют запахи). Все ядо- виты, растворяются в воде; F2, С12 и NO2 реагируют с ней
Бесцветные без запаха Н2, N2, О2, СО2, СО (яд), NO (яд), инертные газы. Все плохо раствори- мы в воде
Бесцветные с запахом HF, НС1, НВг, HI, SO2 (резкие запа- хи), NHy (запах нашатырною спир- та) — хорошо растворимы в воде и ядовиты, РН3 (чесночный запах), H2S (запах тухлых яиц) — малорас- творимы в воде, ядовиты
266 ф УГЛОЯИЯ И ХКМНЧ£С£ИХ
@КРЛШ&МЫ£
Окрас осадков Описание
Жёлтые AgBr ((‘ветло-жёлтый), Agl, Ag3POp BaCi’Op Pbl2, CdS
Бурые (коричневые) Fe(OH)3, Fe2O3, MnO2, Ag2O
Красные CrO3, Cu2O (оранжевый), FeaO3
Чёрные (чёрно-бурые) CuS, Ag2S, FeS, PbS, CuO, Fe3O4, FeO
Синие Cu(OH)2, KFe[Fe(CN)6]
Зелёные Cr2O3, малахит (CuOH)2CO3, Cr(OH)3 — серо-зелёный, Fe(OH)2 — белый, зеле- неющий на воздухе
ЗкР^ШЫМЫе Р/^Т^РЫ
Окрас растворов Описание
Жёлтые Хроматы (например, К2СгО4), растворы солей железа(Ш) (на- пример, FeCl3)
Коричневые Бромная вода (бурый), спирто- вые и спиртоводные растворы иода (в зависимости от кон- центрации — от жёлтого до бурого), дихроматы (например, К2Сг2О7)
Зелёные Гидроксокомплексы хрома(Ш) (например, К3[Сг(ОН)6]), соли никеля(П) (например, NiSO4), манганаты (например, К2МпО4)
Голубые Соли меди(И) (например, CuSOj)
От розового до фиолетового Перманганаты (например, КМпО4)
От зелёного до синего Соли хрома(Ш) (например, СгС13)
'MCTfllfipf РСЛКЬИН © 2«7 (5)
Др?Г№ @крЛШ£МЫ£
Окрас веществ Описание
Жёлтые Сера, золото
Красные Бром (жидкость), медь, фосфор красный
Серые (с металлическим блеском) Графит, кристаллы ческий крем- ний, кристаллический иод (при возгонке — фиолетовые пары), большинство металлов
Зелёные Мп2О7 (жидкость), K^MnOj
2бк @ /слоги* проп^мих и призам химиЧгс&Х р£Л{ЦИй
Е количественные W
характеристики вещества
- - 4 Д V - - —
В химии часто используются многие
разделы математики, например диффе-
ренциальные уравнения.
Используя Периодическую
систему Менделеева, по хи-
мической формуле можно
вычислить:
★ массы химических эле-
ментов;
♦ абсолютную массу моле-
кулы (формульной едини-
цы) то‘,
★ относительную молеку-
лярную массу Л4Г;
♦ молярную массу — М\
• it массовые доли элемен-
тов в веществе — с>(3);
♦ число атомов в одной
молекуле (формульной еди-
нице) вещества;
♦ число атомов в 1 моль
вещества;
♦ мольные доли химиче-
ских элементов.
Атомы химических элементов
различаются своими массами.
Масса атома обозначается сим-
волом та и выражается в еди-
ницах массы (кг или г).
За атомную единицу массы
выбрана х/12 часть массы ато-
ма углерода. Эта единица обо-
значается буквой и.
Относительная атомная мас-
са
отношение массы атома
к атомной единице массы.
= 'МХ) = "М*)
1U 1,66-10~24
В Периодической системе указаны дробные значе-
ния относительной массы, однако при расчётах реко-
мендуется округлять их до ближайшего целого чис-
ла. Исключение составляет хлор, его относительную
атомную массу принимают равной 35,5.
Относительная молекулярная масса (Мг) — масса молекулы, вы-
раженная в а. е. м. Относительная молекулярная масса — безраз-
мерная величина, показывающая, во
данного вещества больше 1/12 массы
где тт — масса молекулы данного
атома углерода 12С.
сколько раз масса молекулы
атома изотопа углерода 12С,
вещества, тпа(12С) — масса
Относительная молекулярная масса вещества
равна сумме относительных атомных масс
всех элементов с учётом индексов: Мг =
= И ' ЛГ(Э).
Mr(KAl(SO4)2) = 1 • АДК) + 1 • АГ(А1) +
+ 1 • 2 • Ar(S) + 2 • 4 • АДО) = 1-39 +
+ 1-27 + 1- 2-32 + 2- 4- 16 = 258.
О _ _ _ .
Формульная единица вещества — группа атомов, которая со-
ставляет простейшую химическую формулу вещества немолеку- ’•
< лярного строения. *.*
'<1111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111 IV.
Характеристикой количества вещества является моль.
Постоянная Авогадро — физическая величина, которая показыва-
ет, какое число молекул содержится в 1 моль любого вещества.
NA = 6,02 • 1023 моль 1
С помощью числа Авогадро по известному химическому количе-
ству можно
определить число частиц в его порции.
N = п • 6,02 • Ю23
п • Na
Если знать число Авогадро,
пом числе частиц (Aj можно
личество вещества.
Постоянная Авогадро настолько
велика, что с трудом поддаётся
осознанию. Например, в пустыне
Сахара содержится около 3 моль
песчинок. А если взять 1 моль
денежных банкнот, то они по-
кроют все материки Земли двух-
километровым слоем.
то при извест-
вычислить ко-
Химическое количество атомов
элемента в 1 моль вещества рав-
но числу его атомов, содержащих-
ся в молекуле или формульной
единице данного вещества.
МЕРЦАЯ
&--------------------------------------\
I ’ Молярная масса вещества (М) — масса 1 моль \
L вещества (г/моль). К
.....................*........ .- г г гтг.*
Молярная масса М вещества равна отношению
массы этого вещества т к его количеству п.
Масса 1 моль вещества численно равна его от-
носительной молекулярной или относительной
атомной массе, однако первая величина имеет
размерность г/моль, а две другие — безразмер-
ные.
|М1 = !МГ|
|М1 = |АГ[
1 ^Сколько молекул содержится в 12,8 г серы?
Дано: m(S) = 12,8 г Решение: Молярная масса серы равна 32 г/моль.
Найти: MS) 9 • Определим количество вещества серы мас- сой 12,8 г: n(S) = m(S) : M(S) = 12,8 г : : 32 г/моль = 0,4 (моль). Определим число структурных единиц (мо- лекул), используя постоянную Авогадро A(S) = rt(S) • Ал = 0,4 • 0,02 • 1023 = = 2,4 • 10 ’’’ (молекул). Ответ: A(S) = 2,4 • 10” молекул.
Массовая доля вещества А в системе (соА) —
отношение его массы к массе всей системы
(часто эту величину выражают в %).
Массовая доля элемента со(Э) показыва-
ет, какую долю составляет масса данно-
го элемента от всей массы вещества, где
п — число атомов, АГ(Э) — относительная
атомная масса элемента, Мг — относитель-
но) =
п дг
мг
ная молекулярная масса вещества.
Объёмная доля компонента А в систе-
ме (Фа) — отношение объёма компонен-
та к объёму всей системы.
Фа ~ ----- -----
V (системы)
Формула гидрокарбоната аммония — NH,4HCO;<.
Формула для расчёта массовой доли элемента в соединении:
, . п -Д (элемента) „ Л Л/
св (элемента) = ---—--------- 100 %.
М (вещества)
Мт = (NH4HCO3) = Ar|N) +
A4H) •
5 + Д (С)
АДО) 3.
<o(N) =
14
co(H) =
co(C) =
u)(O) =
14 + 5 + 12 + 16-3
5 1
14 + 5 +12+16 3 12
14 + 5 + 12 + 16 3 16 3
14 + 5 + 12 + 16-3
100 %
100 %
• 100 %
• 100 %
= 17,7 %.
= 6,3 %.
= 15,2 %.
= 60,8 %.
кислоте.
Решение:
15,2 %
6,3 %
17,7 %
60,8 %
массовую долю кислорода (в процентах) в
серной
(0(О) =
щ(О)
/n(H2SO4)*
Если n(H2SO4) =
m(O) = n(O)
(П(О) =
1 моль, то
• 7И(О) = 4
64 г : 98 г
m(H2SO4) = M(H2SO4) =
моль • 16 г/моль = 64
= 0,653 (или 65,3 %).
98 (г).
(г);
Мольная доля компонента А (%Л)
отно-
шение количества вещества (моль) компо-
нента А к общему количеству молей всех
компонентов системы.
Рассмотрим приведённые расчёты на приме-
ре ортофосфориой кислоты Н3РО4.
Хл =
ПА
п (системы)
Определить массу кислорода, входящего в состав Н3РО4 7
количеством 1 моль.
Решение:
В состав 1 моль Н3РО4 входит 4 моль атомов кисло-
рода.
Если п(Н3РО4) = 1 (моль), то п(О) = 4 (моль).
/п(О) = п(О) • Л7(О) = 4 моль • 16 г/моль = 64 (г).
Определить число атомов в 1 моль вещества H2SOP
Решение:
1 моль любого вещества содержит 6,02 • 1023 частиц (NЛ).
В состав 1 моль входит 2 моль атомов водорода II,
1 моль атомов серы S, 4 моль атомов кислорода О.
•^общ «общ
ЛГобщ = (2 + 14-4) моль • 6,02 х 10- ‘ моль* 1 = 4,214 х
х 1021 (атомов).
Определить мольную долю кислорода (в процентах) в сер- ^7'
ной кислоте.
Решение:
В состав 1 моль H2SO4 входит 2 моль атомов водорода Н,
1 моль атомов серы S, 4 моль атомов кислорода О.
побщ = 2 + 1 +4 = 7 (моль).
=Ло_
/0 «общ ’
/(О) = 4 моль : 7 моль = 0,571 (или 57,1 %).
Плотность вещества (р) — величина, равная
отношению массы вещества к его объёму.
--------ВАЖНО!
p(Ag) = 10,5 г/см! Это означает, что
1 см3 серебра равна 10,5 г.
Щелочные металлы Li, Na и К имеют невы-
сокую плотность. Если поместить эти метал-
лы в воду, они будут плавать на её поверх-
ности и постепенно растворятся. При этом
натрий и калий плавятся и приобретают фор-
му шара, а калий к тому же выделяет много
тепла и искрит, что может быть опасным.
Определить массу железного цилиндра объёмом
если плотность железа равна 7,87 г/см3.
100
Дано:
F(Fe) = 100 см3
p(Fe) = 7,87 г/см3
Решение:
m(Fe) = V(Fe) • p(Fe) =
= 100 см3 • 7,87 г/см3 = 787 (г).
Найти:
m(Fe) — ?
Ответ: w(Fe) = 787 г.
Определить объём раствора серной кислоты массой 100 г,
если плотность раствора равна 1,84 г/см3.
Дано:
/и(р-ра) = 100 г
р(р-ра) = 1,84 г/см3
Найти:
V(p-pa H2SO4) — ?
Решение:
Г(р-ра) = ли(р-ра) : р(р-ра) =
= 100 г : 1,84 г/см3 = 54,35 (см3).
Ответ: F(p-pa H2SO4) = 54,35 см3.
ВЫЧИСЛЕНИЕ МАССОВОЙ
ДОЛИ РАСТВОРЁННОГО
ВЕЩЕСТВА 8 РАСТВОРЕ
Вычисление массовой доли растворённо-
го вещества в растворе является одним
из наиболее часто используемых в лабо-
ратории и повседневной жизни расчётов.
PAtfbtfp
Раствор
однофазная система переменного соста-
ва, состоящая из двух компонентов и более, одним
из которых является растворитель, а остальные —
растворённые вещества. Как правило, растворите-
лем считают компонент, присутствующий в раство-
ре в преобладающем количестве, либо компонент,
агрегатное состояние которого остаётся неизменным
в процессе растворения.
Если молекулярные или ионные частицы, распределённые в жид-
ком растворе, присутствуют в нём в таком количестве, что при
данных условиях не происходит дальнейшего растворения веще-
ства, раствор называется насыщенным.
Поместив в 100 г воды при t = 20 °C меньше 36 г NaCl, по-
лучим ненасыщенный раствор. При нагревании смеси соли
с водой до t = 100 °C произойдёт растворение 39,8 г NaCl
в 100 г воды. Если удалить из раствора нерастворившуюся соль,
а раствор осторожно охладить до t = 20 С, избыточное количе-
ство соли не всегда выпадает в осадок. В этом случае мы имеем
дело с пересыщенным раствором. Пересыщенные растворы очень
неустойчивы. Помешивание, встряхивание, добавление крупинок
соли может вызвать кристаллизацию избытка соли и переход
Выращивание кристалла
Нам понадобится: соль NaCl,
кан и нитка.
вода, фильтровальная бумага, ста-
Делаем затравку. Готовим насыщенный раствор соли в горя-
чей воде, добавляем
главное, чтобы этот
нышке). Через 1—2
кристаллы, выбираем
затравка. Оставшийся
небольшой избыток соли (совсем немного,
избыток не растворился, а лежал на до-
дня на дне сосуда образуются небольшие
самый ровный и красивый — это и есть
раствор фильтруем. Затравку привязываем
к ниточке и опускаем в раствор. Большой кристалл будет расти
1—2 месяца. Чтобы он получился ровным и красивым, раствор
необходимо периодически фильтровать, кристалл при этом вы-
нимаем из раствора и кладём на чистую сухую поверхность.
Растворение — физико-
химический процесс, при-
водящий к равномерному
распределению частиц рас-
творяемого вещества во всём
объёме раствора.
Гидратация — процесс взаимо-
действия частиц растворяемого
вещества с водой. Это частный
случай сольватации
присо-
единения к веществам какого-
либо растворителя.
Иногда гидратные соединения настолько устойчивы, что выпада-
ют из раствора в виде кристаллов, называемых кристаллогидра-
тами (CuSO4 5Н2О, Na2CO3 • ЮН2О, ВаС12 • 2Н2О).
Кристаллогидраты и безводные соли могут иметь разную окраску. Напри-
мер, сульфат меди(И) CuSO4 — белый порошок, очень гигроскопичное
вещество, поглощающее воду даже во влажном воздухе. Медный купорос
CuSO4 • 5Н2О окрашен в голубой цвет, другие кристаллогидраты сульфата
меди(П) также имеют насыщенный цвет синих оттенков.
4П0606Ы рЫрМ&МЯ кМЦ&^р/ЩШЛ PWty0p/f
Концентрация — относитель-
ное количество растворённого
вещества в растворе. Массо- .%•
вую долю иногда называют V.
процентной концентрацией
раствора. Л'
ГТ 1 П I I И I I И И I I 1 Н I I П I III I I I V.*.
Одной из важнейших характе-
ристик раствора является его
состав, описываемый с помо-
щью понятия концентрация
раствора.
✓ Например, форма записи «раствор NaCl с массовой долей co(NaCl) = 25 %»
означает, что 25 г NaCl содержится в 100 г раствора. Масса виды в нём
равна 75 г.
Массовая доля растворённого вещества со(Х) — безразмерная ве-
личина, которая равна отношению массы вещества т(Х) к массе
раствора т(р-ра).
“ m(p-pa) | ' \
где m(p-pa) = m(X) + тп(растворителя).
Массовую долю выражают в долях единицы или в процентах.
.'ЛОЛ9РНА9 КОНЦЕНТРАЦИЯ
Молярная концентрация с(Х) — число молей п раство-
рённого вещества в 1 л раствора.
Молярная концентрация равна отношению количества растворён-
ного вещества (п(Х), моль) к объёму раствора (У, л).
г(Х) V(p-pa)
Молярная концентрация выражается в моль/л или моль/дм’ (эта
размерность часто обозначается М).
27* @ рЛСЧГГЬ в ?ИМИН
2М NaOH или c(NaOH) = 2 моль/л. Данная
форма записи держится в 1 означает, что 2 л раствора. моль NaOH со-
Найти молярную концентрацию раствора с массовой долей
15 % H2SOt и плотностью 1,1 г/мл.
Дано: w(H2SO4) = 15 % р = 1,1 г/мл Решение: Пусть Цр-ра) = 1 л = 1000 мл. Найдём массу 1 л раствора: тп(р-ра) = р(р-ра) • Vfp-pa) = 1,1 г/мл х х 1000 мл = 1100 (г). Найдём массу H2SO4 в 1 л раствора: 7n(H2SO4) = со • т(р-ра) = 0,15 х х 1100 г = 165 (г). Найдём молярную концентрацию: С(Н =о > = ™(H2so,) _ 2 4 M(H2SO4)V(p-pa) ’65г , , = , 7 “ 1,68 (моль/л). 98 г/моль 1 л Ответ: cCH-^SOj) = 1,68 моль/л.
Найти: e(H2SO4) - ?
Определить массу воды, в которой нужно растворить 93 г ок-
сида натрия, чтобы получить 20%-ный раствор гидроксида на-
трия.
Дано: Решение:
т(Na.,О) = 93 г co(NaOH) = 20 % (0,2) 93 г х г Na2O + Н2О = 2NaOH;
Найти: 62 г 80 г m(NaOH) = 93 г • 80 г : 62 г =
тп(Н2О) - ? = 120 (г); m(p-pa NaOH) = 120 г : 0,2 = = 600 (г); тп(Н2О) = 600 г - 93 г = 507 (г).
Ответ: т(Н2О) = 507 (г).
------------------------------ВАЖНО!
Расчёты по уравнению реакции будут рассмотрены далее.
... ....................
Определить массовую
и ого при растворении
долю растворённого вещества, получен-
30 г гидроксида калия в 270 мл воды.
Дано:
тн(в-ва)(КОН) = 30 г
У(Н2О) = 270 мл
Решение:
Найдём массу воды:
Найти:
со(КОН) — ?
п?(Н2О) = р(Н2О) • И(Н2О) =
= 1 г/мл • 270 мл = 270 (г).
Найдём массу раствора КОН:
zn(p-pa)(KOH) = /п(в-ва)(КОН) +
+ zn(H2O) = 30 г + 270 г =
= 300 (г).
Рассчитаем массовую долю раство-
ра КОН:
со(КОН)
т(в-ва)(КОН)
w(p-pa)(KOH)
30j^
300 г
= 0,1.
Ответ: со(КОН) = 0,1 (или 10 %).
щ---------------------------------------------------
Z Сколько граммов Na2SO4 • ЮН20 надо растворить в 800 г воды,
чтобы получить раствор с массовой долей Na2SO4 10 %?
Дано:
w(Na2SO4) = 10 %
zn(H2O) = 800 г
Найти:
zn(Na2SO4 • ЮН20) — ?
Решение:
Обозначим массу кристаллогидрата
как х:
m(Na2SO4 • 10Н20) = х (г), тогда
co(Na2S04) =
= zntNa^SOJ =
/7?(Na2SO4 • 10Н2О) + ?п(Н2О)
m(Na2SOp = Q 1
х + 800
Выразим массу Na2SOj, содержа-
щуюся в х г кристаллогидрата,
используя молярные массы:
M(Ka2SO4) = 142 (г/моль);
2su @ рлсЧгть » химии
W(Na2SO4 • ЮН.,О) = 322 (г/моль).
322 г Na2SOt • ЮН2О содержат 142 г Na2SO4, х г Na2SO4 х
х ЮН2О содержат т г Na2SO4:
zn(Na2SO4) =
142 23
322'
Подставим /n(Na2SO4) в выражение для о) и найдём х:
(o(Na2SOt) =
—142 Х— = 0 1-
322(х + 800)
142 • х = 0,1 • 322 • (800 4- х);
142 • х = 25 760 + 32,2х;
109,8х = 25 760, х = 234,6 (г).
Ответ: zn(Na2SO4 • ЮН2О) = 234,6 г.
^^Какуто массу NaCl необходимо прибавить к 250 г 15%-ного
раствора NaCl, чтобы получить раствор с массовой долей
20 %?
Дано:
Wj(NaCl) = 15 % (0,15)
/и, (р-ра) = 250 г
co2(NaCl) = 20 % (0,2)
Найти:
Решение:
Найдём массу вещества NaCl в ис-
ходном (15%-ном) растворе:
?n1(NaCl) = co,(NaCl) • m1(p-pa) =
= 0,15 • 250 г = 37,5 (г).
Обозначим массу NaCl, которую
необходимо добавить к раствору,
чтобы увеличить массовую долю до
20 %, как х. Тогда:
m2(NaCl) = zn1(NaCl) + х =
= 37,5 г 4- х;
т2(р-ра) = 7Wj(p-pa) 4- х = 250 4- х.
Подставим полученные выражения
в формулу для расчёта массовой
доли:
co2(NaCl) =
w2(p-pa)
_ 37,5 + х
Х-/ • ' •
250 4- x
Выразим из уравнения х:
0,2 • 250 + 0,2х = 37,5 + х;
50 + 0,2х = 37,5 + х;
0,8х = 12,5;
х = 15,625 (г).
Ответ: m2(NaCl) = 15,625 г.
РАСЧЁТЫ ОБЪЁМНЫХ
ОТНОШЕНИЙ ГА 308 ПРИ
ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЯХ
Газообразное состояние вещества отли-
чается от конденсированного (жидко-
го и твёрдого) сравнительно большими
расстояниями между молекулами.
Физическое состояние газа определяют три параметра: р — дав-
ление, V — объём, Т — температура.
В научных исследованиях используются две шкалы измерения
температур: абсолютная шкала Кельвина и температурная шкала
Цельсия.
Перевод температуры из шкалы Цельсия в абсолютную шкалу:
Т (К) = 273 + t °C.
1 U 2 U3
Формулировка закона
В равных объёмах (V) различных газов при одинаковых условиях
(температуре Т и давлении р) содержится одинаковое число молекул.
Закон был сформулирован ита-
льянским химиком А. Авога-
дро в 1811 г. Первоначально за-
кон был лишь гипотезой учёного,
но позже эта гипотеза была под-
тверждена экспериментально, по-
сле чего вошла в науку под на-
званием «закон Авогадро».
следствие т из закона авогадро
Формулировка следствия 1
Одинаковое число молекул различных газов при одинаковых условиях
(р, Т) занимает одинаковый объём.
Поскольку I моль любого вещества содержит одинаковое число
структурных единиц, то, следовательно, любые газообразные ве-
щества количеством вещества, равным 1 моль, при одинаковых
условиях должны занимать один и тот же объём, называемый
молярным объёмом.
Молярный объём газа (Кда) — объём, который зани-ЧЧ\ч
L мает 1 моль этого газа при нормальных условиях.
х >.,х..х..х..х...х..х..х...х...х..хпхп^п,х,,х,,|,.1,..п.,х,,х1,х,,х,,,1..х..х...1...х..х..х..1...х1.х..х..1...х..х..х...х...х..х..х
СЛЕДСТВИЕ: 2 U3 ЗАКОНА АВОГАДРО
Формулировка следствия 2
При нормальных условиях (Т = 273 К, р = 1 атм (101,3 кПа))
1 моль любого газа занимает объём 22,4 л. Молярный объём любого
газа при нормальных условиях — 22,4 л/моль.
Нормальные условия (н. у.) для газов: давле-
ние — 1,013 • 10’ Па (1 атм = 760 мм рт. ст.),
температура — 273 К (0 С).
p/fCVfTb oTttoLiCtjHH ГЛЗор.. @ 2«3 (В)
Молярный объём газа V, — величина, равная отношению объ-
ёма определённой порции газа У(Х) к количеству вещества п(Х)
этой порции газа.
где п(Х) — количество вещества X, моль; ИХ) — объём газа
X (н. у.), л; — молярный объём газа X, л/моль.
Следствие 3 из закона Лвогадро рассмотрено на с. 294—295.
ВАЖНО!
Формулы закона Лвогадро работают только
для газообразных веществ.
3,17 г хлора занимают объём, равный 1 л (при н. у.). Вы
числить по этим данным молекулярную массу хлора.
Дано:
щ(С12) = 3,17 г
ИС12) = 1 л
Найти:
МГ(С12) - ?
Решение:
Найдём количество вещества хлора объёмом
1 л:
л(С12) = У(С12) : Vm = 1 л : 22,4 л/моль =
= 0,0446 (моль).
Следовательно, молярная масса хлора равна:
М(С12) = щ(С12) : п(С12) = 3,17 г :
: 0,0446 моль = 71 (г/моль).
Относительная молекулярная масса хлора:
МГ(С12) = 71.
Ответ: МГ(С12) = 71.
ф-------------------------------------------------------------
> Сколько атомов водорода содержится в 1 л водорода (при н. у.)?
Дано: Решение:
1(Н2) - 1 j Поскольку 1 моль любого газа занимает при
н. у. 22,4 л, найдём количество молекул
в 1 л водорода:
1 л
п = ---т = 0,045 (моль).
22,4 л/моль
Найти:
МН) — ?
Каждая молекула Н2 состоит из двух атомов, значит, число
атомов в два раза больше:
и(Н) = 2 • 0,045 моль = 0,09 (моль).
Чтобы найти, сколько атомов находится в этом количестве ве-
щества, умножим его на число Лвогадро:
7V(H) = 0,09 моль • 6,022 • 10 11 моль 1 =
= 5,4 • 1022 (атомов).
Ответ: 7У(Н) — 5,4 • 10 атомов.
ГАЗ@$
Лрн ымич&щх рракЦня* *
#
Формулировка закона J
Объёмы газов, вступающих в химические реакции,
и объёмы газов, образующихся в результате реакции,
относятся между собой как небольшие целые числа.
Коэффициенты, стоящие перед химическими знаками и формулами,
показывают не только число атомов и молекул, но и число молей,
участвующих в реакции.
след с тепе
Стехиометрические коэффициенты
в уравнениях химических реакций
для молекул газообразных веществ
показывают, в каких объёмных
отношениях реагируют или полу-
чаются газообразные вещества:
ВАЖНО!
Не забывайте, что соотношение
выполняется только в случае,
когда объёмы газов измерены
при одинаковых условиях.
2СО + О2 = 2СО2;
V(CO) : 7(О2) : V(CO2) = и(СО) : п(О2) : и(СО2) = 2:1:2.
При этом объём исходной реакционной смеси уменьшится на
один объём. Если указанный объём газов измерен при н. у.,
РЛСЧСТЬ ОБЪСМ^Х OTftohfrftUli faop... © 2*5
можно перейти к количествам веществ и решать задачу с их ис-
пользованием. Если же объём измерен при условиях, отличных
от нормальных, молярный объём (Уш) не равен 22,4 л/моль, рас-
считать количества газов не получится. В этом случае решить
задачу можно, используя соотношение объёмов.
Смешали 11,2 л доли газов в сме< Дано: Р(С12) = 11,2 л У(Н2) = 22,4 л IX J хлора и 22,4 л водорода. Найти объёмные У зи после прохождения реакции. Решение: „ Н2 + С12 = 2НС1. 1 моль 1 моль 2 моль Согласно следствию 1 из закона Авогадро
Найти: Ф(Н2) - ? <р(НС1) — ? (см. с. 283), объёмы газов пропорциональны их количествам вещества, значит, один объ- ём водорода будет реагировать с одним объ- ёмом хлора, при этом образуются два объёма хлороводорода. Так как по условию задачи объём хлора меньше объёма водорода, то хлор прореагирует полностью и образуется 22,4 л хлороводорода. Расчёт ведём по веще- ству с меньшим количеством вещества. Объём непрореагировавшего водорода: Р0СТ(Н2) = 22,4 л - 11,2 л = 11,2 (л). Суммарный объём системы: Р(системы) = Р(непрореаг. Н2) + И(НС1) = = 11,2 л + 22,4 л — 33,6 (л). Объёмная доля водорода: <р(н2) = - У (системы) = 11,2 л : 33,6 л = 0,33. Объёмная доля хлороводорода: <р(НС1) = 22,4 л : 33,6 л = 0,67 (или 67 %). Ответ: <р(Н2) = 0,33 (или 33 %); <р(НС1) = = 0,67 (или 67 %).
МАТЕМАТИЧЕСКИЕ РАСЧЁТЫ
е химии
РАСЧЁТЫ Щиы ptiuwffy $&Ъ£М4 ГАзСС
ПС ЙЗ^ТЧСМУ KC\iA4£rfty, Ш\!А
C&k&W ^£Щ££^
1. Расставить коэффициенты в уравнении реакции.
2. Определить количество вещества реагентов.
3. Рассчитать, используя соответствующие формулы,
массу вещества или объём газа.
Д Алгоритм решения такого типа задач
Сероводород (4,48
сида серы. Какова
реакции?
л при в. у.) смешали с избытком диок-
масса (в граммах) твёрдого продукта этой
Дано:
V(H2S) = 4,48 л
Найти:
m(S) — ?
Решение:
Запишем уравнение реакции и расставим
в нём коэффициенты:
0.2 моль х моль
2H2S + SO2 = 3S + 2Н2О.
2 моль 3 моль
Рассчитаем количество вещества сероводо-
рода, вступившего в реакцию:
V 4,48 л Л Л ,
п = — = —“----------;---- = 0,2 (моль).
22,4 л/моль
Следовательно:
х = 0,2 -3:2 = 0,3 (моль),
n(S) = 0,3 (моль).
Найдём массу серы:
m(S) = n(S) • M(S) =
= 0,3 моль ’ 32 г/моль = 9,6 (г).
Ответ: m(S) = 9,6 г.
Какой объём водорода при н. у. выделится при растворе-
нии 4,8 г магния в избытке соляной кислоты?
Дано: Решение:
zn(Mg) = 4,8 г Найти: 4,8 г х моль Mg + 2НС1 = MgCl2 + H2t. 24 г 1 моль
У(Н2) - ? х = (4,8 г • 1 моль) : 24 г = 0,2 (моль). Определим объём водорода количеством 0,2 моль: У(Н2) = п(Н2) • Vm = = 0,2 моль • 22,4 л/моль = 4,48 (л). Ответ: У(Н2) = 4,48 л.
Внесено 14 г аморфного кремния в концентрированный рас-
твор едкого натра. Рассчитать объём (в литрах, н. у.) со-
бранного газа.
Дано:
zn(Si) = 11 г
Найти:
И(Н2) - ?
Решение:
Запишем уравнение реакции и расставим
в нём коэффициенты:
Si + 2NaOH + Н2О = Na2SiO3 + 2Н2Т.
Рассчитаем количество вещества кремния,
вступившего в реакцию:
т 14 г
" = м = 28 г/моль = °’5 <моль>-
Из уравнения реакции видно, что z?(Si) отно-
сится к п(Н2) как 1 : 2, следовательно:
п(Н2) = 2 • n(Si) = 2-0,5 моль =
= 1 (моль).
Найдём объём выделившегося водорода:
V’(H2) = Vm • п = 22,4 л/моль • 1 моль =
= 22,4 (л).
Ответ: Р(Н2) = 22,4 л.
ш © рлсЧегь в ммик
* Т£гцдмгд эФФскр рыкцш
ж ।
Расчёт теплового эффекта реакции проводится
по термохимическому уравнению.
Определить количество вещества водорода, сгоревшего
в кислороде, если при этом выделилось 1694 кДж теплоты.
Дано:
Q = 1694 кДж
Qo = 484 кДж
Найти:
п(Н2) - ?
Решение:
х моль 1694 кДж
2Н2 (г) + О2 (г) = 2Н2О (г) + 484 кДж.
2 моль
Величина Q пропорциональна количеству
вещества или массе. Из уравнения реак-
ции видно, что при окислении 2 моль Н2
выделяется 484 кДж теплоты.
х = п(Н2) = (2 • 1694) : 484 = 7 (моль).
Ответ: п(Н2) = 7 моль.
(д&ьёмх,
Пр0ДУ*ТЮ рыкщш,
ИЗ AAtfC V U36bf]K£
Алгоритм решения таких задач совпадает с алго-
ритмом, приведённым на с. 287, однако есть не-
которые особенности, которые будут рассмотрены
пиже.
UssbfTV* из pwrztfffi
Часто в уравнениях реакций вещества
берутся не в стехиометрических соот-
ношениях, а одно из веществ присут-
ствует в избытке, следовательно, дру-
гое вещество полностью расходуется.
Расчёт количества веще-
ства всегда ведётся ио ве-
ществу, которое полностью
расходуется.
В реакционную смесь ввели 11,2 л азота и 44,8 л водоро-
да. Определить, какой объём аммиака образуется в резуль-
тате протекания реакции. Объемы газов измерены при н. у.
Дано: Решение:
F(N2) = 11,2 л Запишем уравнение реакции и расставим
У(Н2) = 44,8 л в нём коэффициенты: N? + ЗН2 = 2NH...
Найти: Рассчитаем количество вещества реагентов:
V(NH3) - ? _К_. = П>2 л Vm ' п 2 22,4 л/моль
= 0,5 (моль);
44,8 л
п(Н2) = ——------------ = 2 (моль).
22,4 л/моль
По уравнению реакции видно, что для
полного протекания реакции на 1 моль
N2 необходимо взять 3 моль Н2. Сле-
довательно, на 0,5 моль N2 необходимо
1,5 моль Н2.
По условию реакции имеем 0,5 моль N2
и 2 моль Н2. Следовательно, N2 полно-
стью прореагировало, и расчёт объёма об-
разовавшегося NH3 будем производить по
количеству вещества N2.
Из уравнения реакции видно, что h(N2) от-
носится к n(NH3) как 1 : 2, следовательно:
n(NH3) = 2 • n(N2) = 2 • 0,5 =
= 1 (моль).
Найдём объём выделившегося аммиака:
V(NH3) = Vm • п = 22,4 • 1 = 22,4 (л).
Ответ:’ V(NH3) = 22,4 л.
rfP^M££-U
Химические вещества никогда не бывают идеально чистыми
и всегда содержат примеси.
Расчёт задач, когда одно из веществ имеет примеси, подобен
расчёту задач с известной массовой долей растворённого вещества
в растворе, только в данном случае говорят о степени чистоты
вещества (массовой доле чистого вещества в смеси).
«/(чистого вещества)
«/(смеси)
«/(чистого вещества)
«/(чистого вещества) + /п(примесей)
Наличие примесей не всегда мешает, иногда они
придают смеси новые особые свойства. Например,
в сталь вводят определённые вещества: хром —
для повышения твёрдости и прочности, никель —
для коррозионной устойчивости, кобальт — для
повышения жаропрочности. Сталь с такими до-
бавками называют легированной. Её используют,
например, при изготовлении сейфов и во многих
других сферах.
Прокалили 32,1 г хлорида аммония с 55,5 г
кальция (содержит 20 % инертных примесей),
объём (в литрах, н. у.) собранного газа.
Рассчитать
гидроксида
Дано:
zn(NH4Cl) = 32,1 г
/п(Са(ОН)2) (с примесями) =
= 55,5 г
со(примеси) = 20 % (0,2)
Найти:
V(NH3) - ?
Решение:
Запишем уравнение реакции
и расставим в нём коэффициенты:
2NH,C1 + Са(ОН)2 =
= СаС12 + 2NH .T + 2Н2О.
Ci t> Ct
Рассчитаем массу чистого
Са(ОН)2:
тп(примесей) =
= ш(Са(ОН)2) (с примесями) х
х 0)(примеси) = 55,5 г • 0,2 =
= ИЛ (г);
МАТ£МаТНЧ£СРИ£ РАСЧЁТЫ в ХИМИИ © 29Y
----------------- - @
?n(Ca(OH)2) ~ >п(Са(ОН)о) (с примесями) - ти(примесей) =
= 55,5 г - 11,1 г = 44,4 (г).
Рассчитаем количество вещества реагентов:
1)1 П = ~М' ц(1ЧН4С1) — - 0,6 (моль); 53,5 г/моль
44,4 г
п(Са(ОН)2) = 74-г7молъ = °’6 (моль)-
По уравнению реакции видно, что n(NH4Cl) : п(Са(ОН)2) =
= 2 : 1. Ио условию реакции имеем 0,6 моль NHtCl
и 0,6 моль Са(ОН)2. Следовательно, хлорид аммония NH^Cl
полностью прореагировал, и расчёт будем вести по количеству
вещества NHjCl.
Из уравнения реакции видно, что n(NH4Cl) относится к n(NH3)
как 2 : 2, то есть 1:1, следовательно:
h(NH4C1) = n(NH3) = 0,6 (моль).
Найдём объём образовавшегося NH3:
V(NH3) = Vm • п = 22,4 л/моль • 0,6 моль = 13,44 (л).
Ответ: K(NH3) = 13,44 л.
П0
9 РА&[Ъ$Р£
Решение такого вида задач сводится к нахождению ко-
личества вещества каждого из реагентов. Если веще-
ство представляет собой раствор с известной массовой
долей, то в первую очередь необходимо найти массу
вещества, растворённого в нём, а затем
вещества.
количество
Установить объём (в литрах, и. у.)
внесения 0,3 моль алюминия в 160
гидроксида калия (плотность раствора
газа, собранного после
мл 20%-ного раствора
— 1,19 г/мл).
Дано:
п(А1) = 0.3 моль
V(p-pa)(KOH) = 160 мл
(о(КОН) = 20 % (0,2)
р(р-раХКОН) = 1,19 г/мл
Найти:
ЧН2) - ?
Решение:
Запишем уравнение реакции
и расставим в нём коэффициенты:
0,3 моль
2А1 + 2КОН + 6П2О =
2 моль х моль
= 2К[А1(ОН)4] 4- ЗН2Т.
3 моль
Рассчитаем массу раствора КОН:
/и(р-ра) = V • р = 160 мл х
х 1,19 г/мл = 190,4 (г).
Найдём массу вещества в раство-
ре КОН:
тп(в-ва) = со(р-ра) • m(p-pa):
zn(KOH) = 0,2 • 190,4 г =
= 38,1 (г).
Найдём количество вещества КОН:
т ~ 38,1 г
п = —; г? (КОН) = — ——' — =
М 56 г/моль
= 0,68 (моль).
По уравнению реакции видно, что
для полного протекания реакции
на 2 моль А1 необходимо взять
2 моль КОН. Значит, на 0,3 моль
А1 необходимо 0,3 моль КОН. По
условию реакции имеем 0,3 моль
А1 и 0,68 моль КОН. Следова-
тельно, А1 расходуется полностью,
и расчёт объёма выделившегося
водорода будем вести по количе-
ству вещества алюминия.
Найдём количество вещества Н2:
х = п(Н2) = 0,3 -3:2 =
= 0,45 (моль).
РЛСЧПЪ в ХИМИЯ © 293 @)
--------------@
Определим объём водорода количеством 0,45 моль:
У(Н2) = Vm • п = 22,4 л/моль • 0,45 моль = 10,1 (л).
Ответ: У(Н2) = 10,1 л.
psmezjfyi
Находить (определять) молекулярные формулы веществ
позволяет следствие 3 из закона Лвогадро.
п /V) - _ Pl*!
1 “ M(Y) p(Y)’
Относительная плотность одного газа (X) по другому (Y) рав-
на отношению их молярных масс (М) при заданных давлении
и температуре.
где Dy — относительная плотность
газа X по газу Y, М(Х) и AZ(Y) — их
молярные массы, р(Х) и p(Y) — физи-
ческие плотности этих газов.
Плотность некоторого газа по водороду и по воздуху.
D М(Х) = М(Х) = М(Х) = М(Х)
Н2 М(Н2) 2 ’ возд Мвозд 29 >
Средняя молярная масса смеси газов равна общей массе смеси
(сумма всех масс компонентов смеси), разделённой на общее чис-
ло молей (сумма количества вещества всех компонентов смеси).
, _ т\ Д 7 — 1 + ... + тп _ Ml- + ... + м„ • Уп
ср "1 + ... + Пп П1 + ... + Пп
= Л7, ' <Р1 + ... 4- Мп ' <Рл
При нормальных условиях физическую
плотность можно определить по приведен-
ной справа формуле.
М
Установить истинную формулу вещества, если при сжи-
гании 1,15 г его было получено 2,2 г углекислого газа
и 1,35 г воды. Плотность паров этого вещества по водороду
равна 23.
Дано: Решение:
п?(в-ва) = 1,15 г п?(СО2) = 2,2 г щ(Н20) = 1,35 г DH = 23 Н2 Состав продуктов горения указывает на то, что вещество состоит из углерода С, водорода Н и, возможно, кислорода О. Чтобы вывести простейшую формулу хи- мического соединения, надо определить,
Найти: в каких количествах входят элементы
сгн;/ог - ? в состав данного вещества. Так как в результате горения образовался углекислый газ, то его количество будет равно количеству атомов углерода в ис- ходном соединении. Следовательно: х моль 0,05 моль С » ( О2; 1 моль 1 моль
п(СО2) = = —£— = 0,05 (моль).
2 М(СО2) 44 г/моль
Аналогично рассчитаем количество веще-
ства водорода в исходном веществе:
у моль 0,075 моль
2Н ----> Н2О;
2 моль 1 моль
л(Н2О) = _1>35 г = 0,075 (моль).
М(Н20) 18 г/моль
Массу и количество вещества кислорода
находим, исходя из сопоставления массы
вещества и суммы масс атомов углерода
и водорода:
т(С) = п М(С) = 0,05 моль х
х 12 г/моль = 0,6 г;
щ(Н) = п • М(Н) = 0,15 моль х
X 1 г/моль = 0,15 г.
Сумма масс атомов углерода и водорода равна 0,75 г. Сле-
довательно, в состав соединения входит ещё 1,15 - 0,75 =
= 0,4 г кислорода.
Определим количество вещества атомов кислорода:
п(О) = 0,4 г : 16 г/моль = 0,025 моль.
Определим соотношение коэффициентов в неизвестном соедине-
нии СХН Ог:
х : у : г = тг(С) : п(Н) : п(О) = 0,05 : 0,15 : 0,025.
Разделив правую часть равенства на меньшее число 0,025, по-
лучим:
х:у:2 = 2:6:1.
Простейшая формула — С2НбО.
Л7(С2НбО) = 46 г/моль.
Л4(в-ва) = М D = 2 г/моль • 23 = 46 г/моль.
Истинная формула соответствует простейшей.
Ответ: истинная формула вещества — С2Н6О.
Вывести формулу соединения, в котором содержится 11,1 %
водорода и 88,9 % кислорода.
ф
Дано:
<о(Н) = 11,1 % (0,111)
ш(О) = 88,9 % (0,889)
Найти:
нд - ?
if
Решение:
Обозначим число атомов водорода
в формуле через х, а число атомов
кислорода — через у. Тогда фор-
мула вещества будет ПО.
Л с/
Принимаем, что масса образ-
ца т равна 100 г. Вычислим мас-
су водорода и кислорода:
/п(Н) = т • ш(Н) = 100 0,111 =
= 11,1 (г);
/л(О) = т 0)(О) = 100 0,889 =
= 88,9 (г).
Рассчитаем количество молей ато-
мов водорода и кислорода:
тп(Н) 11,1 г
«(И) = —— = ----------------- = 11,1 (моль);
Л/(Н) 1 г/моль
772(0) 88,9 г
72(0) = ----- = ------------ = 0,55 (моль).
М(О) 16 г/моль
Определим соотношение коэффициентов х и у:
х : (/ = 72(H) : 72(0) = 11,1 : 5,55 = 2:1.
Формуле Н(.О отвечает Н20.
Ответ: формула соединения Н20.
Определить плотность по воздуху смеси азота, аргона
и углекислого газа, если объемные доли компонентов со-
ставляют 15, 50 и 35 % соответственно.
Дано:
<p(N2) = 15 % (0,15)
<р(Аг) = 50 % (0,5)
ф(СО2) - 35 % (0,35)
Решение:
Средняя молярная масса смеси газов
равна:
Найти:
^возд(в’ва) — ?
Мср = M(N2) • <p(N2) + M(Ar) х
X ф(Аг) 4- М(С02) • Ф(СО2).
Мср — 28 г/моль • 0,15 +
+ 40 г/моль • 0,5 + 44 г/моль х
х 0,35 = 39,6 (г/моль).
возд
Л7(Х) _ 39,6 г/моль
Мвозд 29 г/моль
Ответ: Лвозд(в-ва) = 1,37.
р^ЧСТЫ дщи
Массовой долей химического соединения в смеси назы-
вают отношение массы данного вещества в смеси к мас-
се всей смеси. Её. как и массовую долю растворённого
вещества в растворе, обозначают символом со (омега).
w(X) = т(Х)
/п(смеси)
Формула для расчета со идентична формуле расчёта массовой
доли растворённого вещества в растворе. Все
задачи в этих темах сходны между собой,
разница лишь в том, что в данном случае
смеси могут быть в твёрдом, жидком или
газообразном состоянии.
Массовая доля может быть выражена в долях, в этом случае её
значение должно быть меньше 1, величина безразмерная. Также
массовую долю выражают в процентах.
Обращайте внимание на то, в каком
формате дана массовая доля в условии
и в каком формате нужно дать ответ.
со(Х) = т(Х) - • 100%
щ(смеси)
Определить массовые доли (в процентах) сульфата железа(П)
и сульфида алюминия в смеси, если при обработке 25 г этой
смеси водой выделился газ, который полностью прореагировал
с 960 г 5%-ного раствора сульфата меди.
Дано:
т(смеси) = 25 г
zn(p-pa)(CuSO1) = 960 г
co(CuS04) = 5 %
Найти:
co(Al2Sa) — ?
co(FeS04) — ?
Решение:
Сульфид алюминия, в отличие от
сульфата железа(П), необратимо взаи-
модействует с водой в соответствии
с уравнением реакции.
х моль 0,3 моль
A12So + 6Н2О = 2А1(ОН)Л + 3H2ST.
1 моль 3 моль
Следовательно, газ, который в даль-
нейшем реагирует с CuSOt, — это
сероводород H2S:
0,3 моль у моль
CuSO4 + H2S = CuS 1 + H2SO4.
1 моль 1 моль
Рассчитаем массу CuSO4 в растворе:
zn(CuSOt) = со • т(р-ра) = 0,05 х
х 960 г = 48 (г).
Найдём количество вещества CuSO4:
т 48 г
n(CuSO4) = — = ——------------- =
М 160 г/моль
= 0,3(моль).
Тогда из соотношения по уравнению реакции 2: n(H2S) = у = 0,3 моль • 1 моль : 1 моль = 0,3 (моль).
По уравнению 2 определим количество вещества A12S3: £ €>
n(Al2S3) = х = 0,3 • 1 : 3 = 0,1 (моль).
Найдём массу A12S3:
m(Al2S3) = п • М = 0,1 моль • 150 г/моль = 15 (г).
Тогда масса FeSO4 равна:
m(FeSO4) — /и(смеси) - m(A12S3) Определим массовые доли солей в zz?(AbsJ Ю 2 3 т(смеси) co(FeS04) = ^.Fe52j2 либо га(смеси) - 25 г - 15 смеси: 15 г _nfi. ‘ 25 г ' °’6’ = = 0,4 25 г г — 10 (г).
co(FeSOj) = 1 - co(A12S3) = 1 - 0,6 = 0,4.
Ответ: (O(A12S3) = 0,6 (или 60 %); (0(FeSOt) = 0,4 (или 40 %).
ъыьвдл ПрМУ^Тл ррлкцм
М?М0*Г(0Г0
Практическим выход продукта реакции — это от-
ношение количества практически полученного про-
дукта реакции к теоретически возможному количе-
ству (рассчитывается по уравнению реакции).
Теоретический выход продукта всегда выше практического. Выход
реакции выражается в мольных долях.
^практ
^теор
n
Отношение количества вещества можно заменить отношением масс
или объёмов (для газов) в зависимости от условия задачи.
ч
практ
^теор
практ
теор
При взаимодействии карбоната натрия с соляной кислотой
выделилось 38,08 л (н. у.) оксида углерода(ГУ). Вычислить
потребовавшуюся массу
выход СО2 составил 85
карбоната натрия, если практический
%.
Дано:
ИСО2)практ = 38,08 л
П(СО2) = 85 % (0,85)
Найти:
m(Na2CO3) — ?
Решение:
Запишем уравнение реакции и рас-
ставим в нём коэффициенты:
Na2CO.{ + 2НС1 = 2NaCl + СО2Т +
+ Н2О.
Рассчитаем теоретический объём СО2:
^(СО2)теор = И(СО2)практ : п;
^(СО2)теор = 38,08 л : 0,85 =
= 44,8 (л).
Рассчитаем количество вещества СО2:
п
/ 44,8 л п .
— - -------------- - 2 (моль).
гт 22,4 л/моль
По уравнению реакции видно, что:
n(Na2CO3) : п(СО2) =1:1,
следовательно:
n(Na2CO3) = n(CO2) = 2 (моль);
т(Na2CO3) = п • М;
zn(Na2CO3) = 2 моль • 106 г/моль =
= 212 (г).
Ответ: 7n(Na2CO3) = 212 г.
зм © рмЧеть в химии
। Метода х
₽ химии
ff экспериментдльные " "У
Ж основы ХИМИИ /
Г* .. . - 1 - A Х.А. ~ , . ^ ,^. .^. , , =^- г> гщ -й/
Эксперимент в химии имеет большое
значение, поэтому при изучении химии
необходимо владеть основными при-
ёмами и операциями, используемыми
в химической лаборатории.
ПРА^Н^А РА6$ТЫ $ tybQPAffQPlAlA
★ На лабораторном столе во время работы не должно быть по-
сторонних предметов. Рабочее место следует содержать в чистоте.
★ Работать следует в хлопчатобумажном халате, волосы должны
быть убраны.
★ До и после выполнения работы необходимо вымыть руки.
★ Химические реактивы нужно брать только шпателем, пинцетом
или ложечкой (не руками).
★ Жидкие реактивы надо наливать из склянок, которые следу-
ет держать этикеткой к ладони. Избыток взятого вещества нель-
зя ссыпать и сливать обратно, а нужно удалять в специальную
склянку. Все работы с вредными веществами необходимо прово-
дить в вытяжном шкафу. Остатки жидких неагрессивных реакти-
вов и продукты их взаимодействия после разбавления нужно вы-
ливать в канализацию.
♦ Нельзя наклоняться над сосудом с кипящей жидкостью.
Нагреваемую пробирку следует держать отверстием в сторону от
себя и соседа. Во избежание выброса жидкости нужно прогревать
всё содержимое пробирки.
★ Определят!» запах следует, не вдыхая пары полной грудью,
а направляя к себе плавным движением ладони.
★ Оби всём пролитом, разбитом и рассыпанном необходимо со-
общить преподавателю, под руководством которого участок пола
с пролитой кислотой следует засыпать песком, песок собрать
и вынести, а пол вымыть раствором соды.
★ Нельзя использовать для опытов вещества из склянок и банок
без этикеток и с неразборчивыми надписями.
★ При приготовлении растворов серной кислоты необходимо не-
большими порциями приливать кислоту в воду, а не наоборот
(вследствие сильного местного разогревания возможно разбрызги-
вание концентрированной кислоты). Пользоваться нужно толсто-
стенной склянкой или фарфоровой посудой.
★ Следует тушить горящую спиртовку колпачком (не дуть!),
уметь пользоваться асбестом, песком и огнетушителем.
★ Нельзя пробовать вещества на вкус!
★ В химической лаборатории запрещается хранить и принимать
пищу.
★ Категорически запрещается оставлять работающие установки
без присмотра.
★ Запрещается брать вещества из лаборатории домой.
★ В случае необходимости нужно уметь пользоваться содержи-
мым аптечки, согласно инструкции оказать первую помощь при
ожогах и отравлениях.
★ Ожог щелочами:
• промыть обильно водой:
• обработать 2%-ным раствором борной кислоты Н3ВО3;
• сделать повязку с мазью от ожогов.
★ Ожог кислотами (серной, азотной, фосфорной) или бромом:
• промыть ожог большим количеством воды;
• обработать 5%-ным раствором гидрокарбоната натрия NaHCO3
(пищевой соды);
• сделать повязку с мазью от ожогов.
★ Ожог глаз:
• промыть глаза струёй воды;
• немедленно обратиться к врачу!
★ Отравление газами:
• немедленно выйти па свежий воз-
дух.
★ Попадание кислот внутрь организма:
• проглотить кашицу из оксида магния
★ Попадание щелочей внутрь организма:
• выпить раствор слабой лимонной кислоты.
★ Порез стеклом:
• рапу продезинфицировать раствором перманганата калия
KMnOj (марганцовки) или спиртом;
• смазать край раны 5%-ным спиртовым раствором иола;
• перевязать бинтом.
ВАЖНО!
После оказания первой
помощи
пострадавшего
обязательно нужно напра-
вить к врачу.
MgO.
ПР^И^ ПРИ РЛ6&ТЕ
£ ЕДММН, Г@Р№ЧИМИ Й Т^ИЧ^ЫМИ
рец^Т^ми, &p£ArffMw ейтвмм ммм
★ Следует соблюдать максимальную осторожность, все опыты
с токсичными и летучими веществами нужно проводить только
в вытяжном шкафу.
* Запрещается работать с легковоспламеняющимися веществами
вблизи огня.
★ При измельчении щелочей следует надевать защитные очки.
★ Работу с кислотами и со щелочами необходимо проводить, на-
ливая их растворы в пробирку на расстоянии от себя, не допу-
скать попадания агрессивных веществ на одежду, лицо и руки.
★ При наборе с помощью пипетки ядовитых и едких жидкостей
следует пользоваться резиновой грушей.
★ Брать твердую щёлочь нужно пинцетом или щипцами.
★ Запрещается выливать в раковины концентрированные раство-
ры кислот и щелочей, а также различные органические раствори-
тели, сильно пахнущие и огнеопасные вещества. Их необходимо
сливать в специальные бутыли.
^Б^р^рЦА^ Я $&&PWfyWU£
Лабораторная посуда — изделия, изготовленные из стекла, квар-
ца, фарфора и других материалов, которые применяются для
препаративных и химико-аналитических работ.
Химическая лабораторная посуда подразделяется на следующие
виды:
★ мерная (имеет градуировку, нельзя нагревать);
★ общего назначения (можно нагревать);
★ специального назначения (имеет узкую цель).
Специальное химическое стекло:
★ прозрачное, как оконное;
★ повышенная термическая и химическая устойчивость: выдер-
живает резкие перепады температуры (не трескается) и контакт
с агрессивными веществами;
★ только плавиковая кислота и концентрированные растворы ще-
лочей способны его разрушить.
Требования, которым должна соответствовать химическая посуда:
★ термоустойчивость, малый коэффициент теплового расширения
материала;
★ устойчивость к воздействию химических реагентов;
★ лёгкое очищение от загрязнений.
octfoe^ ХИМИИ © 303
------------- - @
I
ПОСУДА ОБЩЕГО НАЗНАЧЕНИЕ
Пробирки используют для проведения опытов с небольшим коли-
чеством реактивов. Объём реактива в пробирке не должен пре-
вышать 1/з её объёма. Перемешивание веществ в пробирках осу-
ществляют лёгким ударом пальца по
Пробирки можно нагревать открытым
циальный держатель.
нижней части пробирки,
пламенем, используя спе-
Химические стаканы разной ёмкости (от 25 см3 до 5 дм3) ис-
пользуют для приготовления растворов, проведения реакций
и взвешивания веществ. Жидкость в стакане перемешивают либо
плавными круговыми движениями, либо стеклянной палочкой (не
касаясь ею стенок стакана!), либо на магнитной мешалке.
Колбы разной вместимости (от 25 см3 до 5 дм3), формы и тол-
щины стенок используют для приготовления и хранения раство-
ров, проведения реакций. Тонкостенные колбы нельзя нагревать
открытым пламенем.
Воронки различных конструкций и размеров имеют разное назна-
чение. Химические воронки (конической формы) служат для пе-
реливания жидкостей, пересыпания порошков, проведения филь-
трования.
кМЩьМЦЫ
Капельницы разной формы используют для хранения и дозирова-
ния индикаторов и растворов некоторых веществ.
Кристаллизаторы разной ёмкости используют в процессах кри-
сталлизации для охлаждения насыщенных растворов, собирания
газов методом вытеснения воды.
Бюксы разной ёмкости используют для хранения или взвешива-
ния твёрдых веществ. Их изготавливают с внешним и внутрен-
ним шлифом.
большим количеством реак-
★ хранение и приготов-
тивов
и
Капельница:
дозировка растворов
индикаторов
ление растворов
Кристаллизатор:
★ выпаривание растворов
и очистка веществ путём
перекристаллизации
Делительная воронка:
★ разделение несмеши-
вающихся жидкостей
Коническая колба:
♦ хранение и приготовление растворов
★ проведение реакций и перегон
ВАЖНО!
Не предназначена для на-
гревания!
ка веществ
Штатив:
* закрепление посуды при прове-
дении опытов
Ложки и шпатель:
взятие твёрдых и сыпучих веществ
Банки и бюксы:
★ хранение и взвешивание твёрдых
веществ
★ безопасное перекачивание жидких
сред из бутылей, бочек, канистр
ПОСУДА СП&ЦИААЬпОГО НАЗпАЧбНИч
Эксикаторы используют для хранения веществ, быстро поглоща-
ющих влагу, и для их высушивания. В качестве осушителей ис-
пользуют Р2О5, H2SO4 (конц.), СаС12 (безводн.). Эксикаторы изго-
товлены из толстого стекла, поэтому их нельзя сильно нагревать.
Колбы Бунзена служат для фильтрования при пониженном дав-
лении. Перед использованием их необходимо проверить на от-
сутствие царапин и трещин, поскольку при вакуумировании они
могут лопнуть.
Холодильники — приборы для охлаждения и конденсации паров.
Их применяют при перегонке и экстракции, проведении синтезов.
Юб @ метода ПОЗНАНИ» р химии
G) -----------------
ФлрФСрСЪМ
В лабораториях широко используют фарфоровые тигли, чашки,
ступки, стаканы, кружки и воронки Бюхнера. Тигли применяют
для прокаливания твёрдых веществ, чашки — для выпаривания
растворов, ступки — для измельчения твёрдых веществ, воронки
Бюхнера — для фильтрования. Фарфоровые стаканы и кружки
используют для нагревания и хранения едких жидкостей (напри-
мер, хромовой смеси). Фарфоровая посуда выдерживает нагрева-
ние свыше 1000 °C, однако толстостенные стаканы при резком
перепаде температур могут лопнуть, поэтому их следует нагре-
вать медленно.
ПРИМЕРЫ ПОСУДЫ
СПЕЦИАЛЬНОГО НАЗНАЧЕНИЯ
Фарфоровая чашка:
* выпаривание растворов
Воронка Бюхнера:
фильтрование иод вакуумом
Колба Вюрца:
★ перегонка веществ
ВАЖНО!
Эксикатор:
* хранение веществ, бы-
стро поглощающих влагу,
и их высушивание
Открывать эксикатор следует, сдвигая крышку,
а не поднимая её, так как в противном случае
возможен подъём корпуса с последующим отде-
лением и разрушением. Переносить эксикатор
нужно, придерживая крышку большими паль-
цами, чтобы не допустить её соскальзывания.
Тигель:
★ прокаливание твёрдых веществ
Обратный холодильник:
★ конденсирование паров
и отвод конденсата обрат-
но в реакционный сосуд
Прямой холодильник:
★ конденсирование паров
и отвод образовавшегося
конденсата из системы
*
Ступка с пестиком:
★ измельчение твёрдых веществ
Аллонж:
Аппарат Киппа:
★ получение газов при действии на твёр
дые вещества растворов кислот и щелочей
Колба Бунзена:
соединение холодильника с приёмником * вакуумное фильтрование
В лабораторной практике взвешивание осуществляют на од-
ночашечных электронных весах с точностью ±0,01 г или
на аналитических весах с точностью ±0,0001 г.
П(№да дця гру&сгс (ПрибМзи/е/мсгв} измерения Csbbtfp
В лабораториях широко используют мерные цилиндры, мензурки,
градуированные стаканы и колбы.
П(№дл Д\я цзфремя
В лабораториях применяют мерные колбы, бюретки и пипетки.
Посуду этого типа нельзя нагревать (измерять объёмы горячих
растворов и сушить в сушильных шкафах). Она не предназначе-
на для хранения растворов. Мерные колбы используют для при-
готовления растворов определённого объёма с точными значени-
ями концентрации растворённого вещества. Объём мерных колб
может составлять от 25 до 2000 см3. Мерные колбы снабжены
специальной ограничительной меткой на горлышке, которая со-
ответствует их объёму и должна совпадать с нижним мениском
жидкости.
Используют для измерения точных объёмов жидкостей при ти-
тровании. Бюретки бывают с различными затворами (кранами,
зажимами Мора) и со стеклянными шариками.
Используют для отмеривания и отбора строго определённых объ-
ёмов жидкостей. Различают градуированные и неградуированные
пипетки. Неградуированные (пипетки Мора), как и мерные кол-
бы, снабжены ограничительными метками. Жидкость в пипетки
засасывают резиновыми грушами или специальными приспособле-
ниями. Выдувать жидкость из пипеток нельзя.
Мерную посуду высокой точности необходимо располагать строго
вертикально на уровне глаз и отсчёт показаний следует произво-
дить по нижнему мениску жидкости.
Метка
Нижний мениск жидкости
Мензурка:
измерение объёма
жидкости
Мерный цилиндр:
Мерный стакан:
измерение объёма жидкости;
приготовление растворов;
проведение реакций
измерение объёма жидкости
Мерные колбы;
★ измерение объёма жидкости (отли-
чительная особенность
специальная
ограничительная метка на горлышке)
Пипетка:
★ точное измерение не-
большого объёма жидкости
Бюретка:
★ измерение объёма жидкости
при титровании
научные методы
исследоеАниз химических
еещесте и преердщени^
В настоящее время существует огром-
ное разнообразие научных методов ис-
следования. Они могут быть просты
в аппаратурном исполнении, а могут
требовать использования высокоточного
оборудования.
В данном разделе представлены наиболее распространённые мето-
ды исследований, применяемые в химической лаборатории.
$£Щ£&7Ъ
Научные методы исследования химических ве-
ществ и превращений позволяют:
★ определить состав вещества;
★ выяснить, в какой форме данный компо-
нент присутствует в смеси;
★ оценить пространственное расположение
компонентов.
типы смесей
> методы рдзделеныз смесей
★ Гравиметрия — метод количественного анализа, основанный
на измерении массы определённого вещества.
★ Экстракция — процесс распределения вещества между двумя
фазами, чаще всего между двумя несмешивающимися жидкостя-
ми. Метод позволяет изучать состояние веществ в растворе при
различных условиях, определять их физико-химические характе-
ристики.
★ Сорбция — процесс поглощения газов, паров и растворён-
ных веществ твёрдыми или жидкими поглотителями на твёр-
дом носителе (сорбентами), который используют для разделения
и концентрирования веществ. Сорбционные методы обычно обес-
печивают хорошую селективность разделения, высокие значения
коэффициентов концентрирования.
★ Электролитическое выделение — процесс, при котором проис-
ходит осаждение вещества электрическим током при определённом
потенциале. Отделяемое или концентрированное вещество выделя-
ют на твёрдых электродах в элементарном состоянии или в виде
определённого соединения. Материалом электродов может служить
углерод (графит, пиролитический графит, стеклоуглерод), платина,
серебро, вольфрам и др.
★ Кристаллизация — процесс образования зародышей твёрдой
фазы при охлаждении раствора, расплава или газа.
★ Выпаривание — процесс выделения нелетучих твёрдых ве-
ществ из водных растворов при нагревании раствора.
★ Титриметрия (объёмный анализ) — метод количественного ана-
лиза, основанный на измерении объёма раствора известной кон-
центрации, расходуемого для реакции с определяемым веществом:
• прямое титрование: к раствору определяемого вещества добав-
ляют небольшими порциями титрант (рабочий раствор);
• обратное титрование: к раствору определяемого вещества до-
бавляют сначала заведомый избыток специального реагента
и затем титруют его остаток, не вступивший в реакцию.
★ Хроматография — метод разделения смесей, основанный на
распределении компонентов между двумя фазами — неподвижной
и подвижной. Неподвижной фазой служит твёрдое вещество или
пленка жидкости, нанесённая на твёрдое вещество. Подвижная
фаза представляет собой жидкость или газ, протекающие через
неподвижную фазу. Метод позволяет разделять многокомпонент-
ную смесь, идентифицировать компоненты и определять её коли-
чественный состав.
★ Спектральный метод основан на взаимодействии электро-
магнитного излучения с веществом. Взаимодействие приводит
к различным энергетическим переходам, которые регистрируют-
ся экспериментально в виде поглощения излучения, отражения
и рассеивания электромагнитного излучения.
★ Масс-спектрометрический метод основан на ионизации атомов
и молекул излучаемого вещества и на последующем разделении
образующихся ионов в пространстве или во времени:
• количественный — установление количественного соотноше-
ния составных частей вещества; производится химическая ре-
акция между определяемым веществом и веществом-реагентом;
• качественный — обнаружение компонентов анализируемых
веществ, оценка их содержания в веществах.
Помимо вышеперечисленных способов, для разделения и очистки
веществ используют фильтрование и центрифугирование.
Бумажная хроматография
Фронт растворителя
Фильтровальная бумага
своё
и проявляется
делённом участке бумаги
Растворитель
Стартовое пятно (чернила)
Каждый
ходит
пигмент про-
расстояние
на опре-
Небольшое количество смеси (чер-
нила) наносят на бумагу и вы-
сушивают. Это стартовое пятно.
Один конец бумаги помещают
в растворитель, он является по-
движной фазой. Под действием
капиллярных сил растворитель
движется по бумаге, увлекая
с собой компоненты смеси. Ком-
поненты смеси проходят различ-
ное расстояние, оставляя на бума-
ге пятна. Отношение расстояния,
пройденного пятном, к расстоя-
нию, пройденному растворителем,
обозначается Rf и зависит от ве-
щества. бумаги и растворителя.
срильтроедные
★ Фильтрование — процесс разделения твёрдых и жидких ком-
понентов смесей с помощью фильтров. Жидкость, прошедшая че-
рез фильтр, называется фильтратом.
★ Стеклянные фильтры (или фильтры Шотта) представляют со-
бой стеклянные воронки с вплавленными в них пластинами из
спрессованного пористого стекла. Такие фильтры химически устой-
чивы и пригодны для фильтрования агрессивных жидкостей, за
исключением плавиковой кислоты и концентрированных растворов
щелочей.
★ Бумажные фильтры изготав-
ливают из специальных сор-
тов бумаги разной плотности.
По сравнению со стеклянными
фильтрами, они химически ме-
нее стойкие и легче разрушают-
ся. Различают гладкие и складча-
тые бумажные фильтры. Гладкие
фильтры используют тогда, когда
целью фильтрования является вы-
деление твёрдого вещества (осад-
ка). Такой фильтр изготавливают
из круга фильтровальной бумаги.
Для этого бумажный круг складывают вчетверо (по пунктирам)
и образовавшийся сегмент разворачивают в конус, одна половина
которого состоит из одного, а вторая — из трёх слоёв бумаги.
314 © MCTOAtJ ГОРАЦИЯ Р ХИМИИ
&3PMYW Д\Я РА&Ч^Ыу ЗАДАЧ
Характеристика вещества (количественная) и единицы измерения Формула для расчёта
Относительная атомная масса элемен- та, Аг (безразмерная величина) т„ Аг = - - 1 а. е. м.
Масса атома (абсолютная), m _ (г, кг) m = Л 1 а. е. м. tt 1
Относительная молекулярная масса вещества, Мг (безразмерная величина) ., / . „ , m(AxBc/i Mr(AxBy) = 1 а. е. м. ’ Мг(АхВу) = х АГ(А) + у АГ(В)
Количество вещества, п (моль) m . -V . Г П = — •’ п — ’ п— м na vm
Молярная масса, М (г/моль) М =—’ М = М-, п г М — Аг (для простых веществ)
Масса вещества, m (г, кг) m = М п; m = р • V
Объём, V (мл, л) v = - Р
Плотность, р (г/мл) -э II
Относительная плотность, D (безраз- мерная величина) ^^(А) ' м(в)
Массовая доля, со (%) ★ Расчёт вещества в смеси: т(в-ва) Л со — —; ( 100%. тп(р-ра) ★ Расчёт элемента в соединении: ш=/^100% м
Объёмная доля, ср (%) ф=-Н^.,00% V (смеси)
Выход реакции, ц (%) m (практ.) , ц = —• 100% /п(теор.)
nPWW*tifU£ <& 315
TPUfiMfatfhie НАЗВАНИЯ U кМДврМ*
04T/fjK0P
Кислота Кислотный остаток
Название Формула Название Формула
Соляная (хлороводородная) НС1 Хлорид СГ
Плавиковая (фтороводородная) HF Фторид F
Бромоводородная НВт Бромид Вт-
Иодоводородная Ш Иодид Г
Хлорноватистая НСЮ Гипохлорит С1О“
Хлористая нсю2 Хлорит ClOi
Хлорноватая нсю3 Хлорат С1О3
Хлорная нсю4 Перхлорат сю4
Азотистая hno2 Нитрит no2
Азотная HNO3 Нитрат NO3
Сероводородная H2S Сульфид Гидросульфид S2" HS"
Сернистая H2so3 Сульфит Г идросульфит SO2 HSO3
Серная H2SO4 Сульфат Гидросульфат sof HSO4
Угольная н2со3 Карбонат Гидрокарбонат co2 H(’O3
Кремниевая H2SiO3 Силикат SiOf-
Ортокремниевая H4SiO4 Ортосиликат SiOj-
Ортофосфорная (фосфорная) H3PO4 Ортофосфат Г идроортофосфат Д] 1гидроорт< >фосфат poj HPOj" H2PO4
Метафосфорная HPO3 Метафосфат PO3
Дифосфорн ая H4p2o7 Дифосфат p2o<-
Фосфористая H3PO3 Фосфит Гидрофосфит HPOf“ H2PO3
Фосфорноватистая H3PO2 Гипофосфит h2po2
Муравьиная НСООН Формиат HCOO'
Уксусная сн3соон Ацетат CH.COO 0
3U @ приложение
Катион Анион н+ nh; к+ Na+ Ag+ Ва2+ Са2+ Mg2+ Zn2+ Си2+ Hg2+ РЬ2+ Fe2+ Fe3+ А13+
он- р р р — Р м М н н — — 14 Н Н Н
NO., о р р р р Р р Р р р р р р Р Р Р
СГ р р р р Р р Р р р р р м Р Р Р
S2- р р р р Н р — н н н н Н н •—
8О|- р р р р м м м р м — — н м — —
sof р р р р лМ н м р р р — м р р р
СО,’- р р р р м н н м м — н н н — —
810*- н — р р н н н н н —— — н н — —
POf р — р р н н н м н н н н н н н
СЩСОО" о р р р р р р р р р р р р р р р
P — растворимые (больше 1 г на 100 г воды)
М — малорастворимые (от 0,001 до 1 г в 100 г воды)
Н — нерастворимые (меньше 0,001 г в 100 г воды)
«—» — разлагаются водой или не существуют
<Р1а31аЧ££*1а£ ЪеЦАЧШМ, и&П@/\ьзу£л/М£
ПрМ P£UJ£ffM ЗАДАЧ
Величина и обозначение Значение Единицы измерения
Универсальная газовая постоян- ная (/?) 8,314 Дж моль•К
Число Авогадро (7УЛ) 6,02 • 1023 моль’1
Атомная единица массы (а. е. м.) 1,66057- 10"27 кг
Число Фарадея (F) 96 484 KJL_ моль
Молярный объём идеального газа при нормальных условиях (К^) 22,4 л моль
Нормальное давление (Ро) 101 325 101,325 760 1 Па кПа мм рт. ст. атм
Нормальная температура (То) 273 0 К °C
Количество вещества (и) — моль
Молярная масса (М) г/моль
Масса (т) — г
Объём (V) — л
Число структурных частиц веще- ства (N) — —
31* @ ПРИЛОХ£/ГИ£
&£1ц,££]Т}
Комментарии Химические реакции
Простые вещества -> слож- ные вещества 3Mg + N2 -» Mg3N2 S + 3F2 -> SF6 2Mg + O2 —> 2MgO
Оксиды —> основания Li2O + H,0 -> 2LiOH
Оксиды -» кислоты SO3 + H2O -» H2S04
Оксиды —> соли CaO + Cl2O Ca(CK))2 CuO + SO3 —> CuSO4
Основания —> соли NaOH + HCl -> NaCl + H2O Cu(NO3)2 + NaOH -> CuOHNO3 + + NaNO3 Zn(OH)2 + 2NaOII -> Na2[Zn(OH)4]
Кислоты —> соли NaOH + H2SO4 -4- NaHSO4 + H2O
Основания —> оксиды Ca(OH)2 -4. CaO + H2O
Кислоты -> оксиды 4HNO, 2H,0 + 4NO., + 0,
Амфотерные гидроксиды —> оксиды Zn(OH)2 -> ZnO + H20
Соли —> оксиды CaCO3 —> CaO + C02
Спасибо за выбор книг нашего издательства!
Поделитесь мнением о только что прочитанной книге.
Приложу* @ 319
Все права защищены. Книта или любая ее часть не может быть скопирована, воспроизведена в электронной или
механической форме, в виде фотокопии записи в память ЭВМ репродукции или каким-либо иным способом
а также использована в любой информационной системе без получения разрешения от издателя. Копирование,
воспроизведение и иное использование книги или ее части без согласия издателя является незаконным и влечет
yi оливную. административную и тражданскую ответственность.
Справочное издание
Аныктамалык, басылым
Для старшего школьного возраста
Жотаргы мектеп жасына арналтан
ШКОЛЬНЫЙ КУРС СПРАВОЧНИК В СТИЛЕ АНИМЕ
Жуляева Таисия Александровна
ХИМИЯ
ПРОКАЧАЙ СВОЙ УРОВЕНЬ НА МАКСИМУМ
(ирыс лл1нде)
Ответственный редактор Т. Судакова
Редактор А Митрохина
Выпускающий редактор А Самборская
Художественный редак i ор А Самборская
В коллаже на обложке и титуле использованы иллюстрации
Bibadash. miniwide, riconco. Izzulfikry Papet Trident, ApoevAd/Shutterstock.com
В । внутреннем оформлении использованы иллюстрации:
Aiidres Aneiros, Anna.zabella ApcevAil.Art.and Design, Aitchi ait, Artieef Astanna, Bibadasli BNP Design Studio, chromatos Cos-
mo Vector, cyoci magician D things, aavooda.com. Design tech art. Dosignua Drawtab19 DrpB.DStaiky ducu59us EDU WATANABE. Ema
Tram Farhads Giuseppe Ramos. GN ILLUSTRATOR lam. twernsg ewges icon99 Iconshow IMG visuals icons Inkoly Ipiax Jemastock.
johavel ksenvitain Leremy LHFGraphics.limeail,LooKiepixie LyudmyiaKharlamova Macrovector MaxZakhanuk mijatmijatovic Milky,
way.nn. mmrwide. Minoru MQuno N Vmofh Naiasingam, Natalna Machula natshapes nikiteev konstantin Olga Kavenna, OigaChernyak
olllikeballoon, Prokhorovich, Pyty, riconco. Sergey Merkulov ShannonChocolate. Soleil Nordic stockakia, soesse Svetlana Parshakova, sze
destmesia, Tzuhasa, udaix, user fnendty vectorMine, vectortatu W1NS86 Yudina. Valentina, zizi mentos Shutter&tock.com
Используется no лицензии от Shutterstock.com
Соответствует техническому регламенту TP ТС 007/2011
КО ТР 007/2011 техникалы регламентте с@йкес келед.
ЕНЕ
Страна происхождения Российская Федерация
Шыгарушь! ел: Ресей Федерациясы
Хочешь стать
автором «Эксмо»?
eksmo.ru
Официальный
интернет-магазин
издательства «Эксмо»
ТЕРИТОРИЯ
КНИЖНЫЙ МАГАЗИН
Официальная франшиза
издательства «Эксмо*
ООО - Издательство -Эксмо»
12330В, Россия, г. Москва, ул. Зорге д 1. стр. 1.эт. 20, кэб. 2013-Тел.: В (495)411-68-86.
Home page: vww,cksmo,ru E-тай: info^eksmo.ru
Онддош' «Издательство «Эксмо» ЖШК,
123308, Ресен, Маскеу халасы, Зорге хешей, 1-уй. 1-курылыс, 20кабат. 2013-хаб
Тел 8 (495) 411-68-86. Home раде, vwweksmo.ru E mail: mfoCeksmoru,
Тауар белпсг -Эксмо»
Интернет-магазин *wwbook24ги
Интернет-магазин vwwbook24kz
Интернет-дукен vww.bOOk24.kz
Импортер в Республику Казахстан ТОО -РДЦ-Алмзты
Казахстан Реслубликэсына импорттаушы «РДЦ-Алматы- ЖШС
Дистрибьютор и представитель по приему претензий на продукцию
в Республике Казахстан: ТОО РДЦАлматы-
Дистрибьютор жене Казахстан Реслублмкасында енмдерге шагымдарды хабылдау
жон*<дел ©Юл -РДЦ-Алматы- ЖШС.
Алматы К-. Домбровский кеш.. 3-а-. Б литер, 1 -кецсе
Тел.: 8 (727) 251-59-90/91/92. E-mai: RDC-AJmatyB>efomo.kz
Сведения о подтверждении соответствия издания согласно законодательству РФ
о техническом регулировании можно получить на сайте Издательства -Эксмо-,
www.eksmo ru/certrffcation
РФ техникалык реттеу туралы занмамасыма саикес басылымныц сайкесппн растау
туралы мал (мети «Эксмо» басласъмыц сайтынан алута Сю лады. wwweksmo.ru/
certification
Издательство «Эксмо» — универсальное
издательство №1 в России, является
одним из лидеров книжюго рынка Европы
ЭКСМО
□ eksmo ru ООО eksmo
Произведено в Российской Федерации
Ресей Федераииясыкда ондрглген
Сертификаттаута жатады
СЧИТАЙ-ГОРОД
Дата изготовления / Подписано в печать 12 02 2026. Формат 70x100 /1в.
Печать офсетная. Бумага офсетная не пухлая. Усл. печ. л. 25.93
Тираж экз. Заказ
Т. А. Жуляева
Каждый
ВЕЛИКИЙ ГЕРОЙ
КОГДА-ТО БЫЛ
НОВИЧКОМ,
КАК И КАЖДЫЙ
ОТЛИЧНИК *
НАЧИНАЛ С ПЕРВОЙ
СТРАНИЦЫ. Твой
ПУТЬ МОЖЕТ БЫТЬ
ТРУДНЫМ. НО с этим
СПРАВОЧНИКОМ
ты точно
СПРАВИШЬСЯ! '
Справочник предназначен
для ПОВТОРЕНИЯ, изучения
И СИСТЕМАТИЗАЦИИ
ШКОЛЬНОЙ ПРОГРАММЫ по химии
ЗА 8-11 КЛАССЫ. И ЗДЕСЬ ТЫ СМОЖЕШЬ НАЙТИ
ПОДРОБНЫЙ ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ
ДЛЯ ПОДГОТОВКИ К УРОКАМ и экзаменам;
НАГЛЯДНЫЕ СХЕМЫ. ТАБЛИЦЫ И ПРИМЕРЫ
по всем темам курса;
ПОДСКАЗКИ НА СТРАНИЦАХ ОТ ГЕРОЕВ
В ЛУЧШИХ ТРАДИЦИЯХ АНИМЕ.
справочник! ' zx
лга м
1<ЛАССНЫЙ И НАГЛЯДНЫЙ L._ _
С ТАКОЙ ЗАПОМИНАЮЩЕЙСЯ И ЯРКОЙ
ПОДАЧЕЙ ЛЕГКО ВЫУЧИТЬ ЛЮБОЙ МАТЕРИАЛ
Селиверстова Мар
Я.
ISEN 978-5-04-230945-8
785042
30945?
ПОПУЛЯРНЫЙ БЛОГЕР И ОСНОВАТЕЛЬ ОНЛАЙН-ШКОЛЫ •СТАДИКЭТС