Неорганическая химия: понятие, вопросы и задачи. Что изучает неорганическая химия
Неорганическая химия в реакциях. Справочник. Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л.
2-е изд., перераб. и доп. - М.: 2007 - 637 с.
Справочник содержит 1100 неорганических веществ, для которых приведены уравнения важнейших реакций. Выбор веществ обосновывался их теоретической и лабораторно-промышленной важностью. Справочник организован по алфавитному принципу химических формул и четко разработанной структуре, снабжен предметным указателем, позволяющим легко найти нужное вещество. Не имеет аналогов в отечественной и зарубежной химической литературе. Для студентов химических и химико-технологических вузов. Может быть использован преподавателями вузов, аспирантами, научными и инженерно-техническими работниками химической промышленности, а также учителями и учащимися старших классов средней школы.
Формат: pdf
Размер: 36,2 Мб
Смотреть, скачать: drive.google
В справочнике представлены химические
свойства (уравнения реакций) важнейших соединений 109 элементов Периодической
системы от водорода до мейтнерия. Детально описано более 1100 неорганических
веществ, отбор которых проводился по их промышленной важности (исходные вещества
для химических процессов, минеральное сырье), широте распространенности в
инженерно-технической и учебно-лабораторной практике (модельные растворители и
реактивы, реагенты качественного анализа) и применению в новейших отраслях
химической технологии.
Материал справочника разбит на разделы, каждый из которых посвящен одному
элементу, элементы расположены по алфавиту их символов (от актиния Ас до
циркония Zr).
Любой раздел состоит из ряда рубрик, первая из них относится к простому
веществу, а все последующие - к сложным веществам, в химических формулах которых
элемент раздела стоит на первом (слева) месте. Вещества каждого раздела
перечисляются по алфавиту их номенклатурных формул (при одном исключении: в
конце разделов кислотообразующих элементов помещены все соответствующие им
кислоты). Например, в разделе «Актиний» имеются рубрики Ас, АсС13, AcF3, Ac(N03)3,
Ac203, Ас(ОН)3. Формулы соединений с комплексным анионом даны в инвертируемом
виде, т. е. .
Каждая рубрика содержит краткое описание вещества, где указаны его окраска,
термическая устойчивость, растворимость, взаимодействие (или его отсутствие) с
распространенными реактивами и др., а также способы получения данного вещества,
оформленные в виде ссылок на рубрики других веществ. В ссылках приводится символ
элемента раздела, номер рубрики и верхним индексом номер уравнения реакции.
Далее в рубрике следует пронумерованный набор уравнений реакций, отражающий
главные химические свойства данного вещества. В общем случае порядок
расположения уравнений следующий:
- термическое разложение вещества;
- обезвоживание или разложение кристаллогидрата;
- отношение к воде;
- взаимодействие с распространенными кислотами (при однотипности реакций
приведено уравнение только для хлороводородной кислоты);
- взаимодействие со щелочами (как правило, с гидроксидом натрия);
- взаимодействие с гидратом аммиака;
- взаимодействие с простыми веществами;
- реакции обмена со сложными веществами;
- окислительно-восстановительные реакции;
- реакции комплексообразования;
- электрохимические реакции (электролиз расплава и/или раствора).
В уравнениях реакций указаны условия их проведения и протекания, когда это важно
для понимания химизма и степени обратимости процесса. К таким условиям
относятся:
- агрегатное состояние реагентов и/или продуктов;
- окраска реагентов и/или продуктов;
- состояние раствора или его характеристика (разбавленный, концентрированный,
насыщенный);
- медленное протекание реакции;
- интервал температур, давление (повышенное или вакуум), катализатор;
- образование осадка или газа;
- использованный растворитель, если он отличается от воды;
- инертная или другая особая газовая среда.
В конце справочника находятся список литературы и предметный указатель веществ
рубрик.
УЧЕБНОЕ ПОСОБИЕ
По дисциплине «Общая и неорганическая химия»
Сборник лекций по общей и неорганической химии
Общая и неорганическая химия: учебное пособие/ автор Е.Н.Мозжухина;
ГБПОУ «Курганский базовый медицинский колледж». - Курган: КБМК, 2014. - 340 с.
Печатается по решению редакционно-издательского совета ГАОУ ДПО «Институт развития образования и социальных технологий»
Рецензент: Н.Е. Горшкова- кандидат биологических наук, заместитель директора по ИМР ГБПОУ «Курганский базовый медицинский колледж»
| Введение. | |
| РАЗДЕЛ 1. Теоретические основы химии | 8-157 |
| 1.1. Периодический закон и периодическая система элементом Д.И. Менделеева. Теория строения веществ. | |
| 1.2.Электронное строение атомов элементов. | |
| 1.3. Виды химической связи. | |
| 1..4 Строение веществ неорганической природы | |
| 1 ..5 Классы неорганических соединений. | |
| 1.5.1. Классификация, состав, номенклатура оксидов, кислот, оснований Способы получения и их химические свойства. | |
| 1.5.2 Классификация, состав, номенклатура солей. Способы получения и их химические свойства | |
| 1.5.3. Амфотерность. Химические свойства амфотерных йксидов и гидроксидов. Генетическая связь между классами неорганических соединений. | |
| 1..6 Комплексные соединения. | |
| 1..7 Растворы. | |
| 1.8. Теория электролитической диссоциации. | |
| 1.8.1. Электролитическая диссоциация. Основные положения. ТЭД. Механизм диссоциации. | |
| 1.8.2. Ионные реакции обмена. Гидролиз солей. | |
| 1.9. Химические реакции. | |
| 1.9.1. Классификация химический реакций. Химическое равновесие и смещение. | |
| 1.9.2. Окислительно-восстановитьельные реакции. Их электронная сущность. Классификация и составление уравнений ОВР. | |
| 1.9.3. Важнейшие окислители и восстановители. ОВР с участием дихромата, перманганата калия и разбавленных кислот. | |
| 1.9.4 Методы расстановки коэффициентов в ОВР | |
| РАЗДЕЛ 2. Химия элементов и их соединений. | |
| 2.1. Р -элементы. | |
| 2.1.1. Общая характеристика элементов VII группы периодической системы. Галогены. Хлор, его физические и химические свойства. | |
| 2.1.2. Галогениды. Биологическая роль галогенов. | |
| 2.1.3. Халькогены. Общая характеристика элементов VI группы ПС Д.И. Менделеева. Соединения кислорода. | |
| 2.1.4. Важнейшие соединения серы. | |
| 2.1.5. Главная подгруппа V группы. Общая характеристика. Строение атома, физические и химические свойства азота. Важнейшие соединения азота. | |
| 2.1.6. Строение атома фосфора, его физические и химические свойства. Аллотропия. Важнейшие соединения фосфора. | |
| 2.1.7. Общая характеристика элементов IV группы главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Углерод и кремний. | |
| 2.1.8. Главная подгруппа III группы периодической системы Д.И. Менделеева. Бор. Алюминий. | |
| 2.2. s - элементы. | |
| 2.2.1. Общая характеристика металлов II группы главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Щелочноземельные металлы. | |
| 2.2.2. Общая характеристика элементов I группы главной подгруппы периодический системы Д.И. Менделеева. Щелочные металлы. | |
| 2.3. d-элементы. | |
| 2.3.1. Побочная подгруппа I группы. | |
| 2.3.2.. Побочная подгруппа II группы. | |
| 2.3.3. Побочная подгруппа VI группы | |
| 2.3.4. Побочная подгруппа VII группы | |
| 2.3.5. Побочная подгруппа VIII группы |
Пояснительная записка
На современном этапе развития общества первостепенной задачей является забота о здоровье человека. Лечение многих заболеваний стало возможным благодаря достижениям химии в области создания новых веществ и материалов.
Не имея глубоких и разносторонних знаний в области химии, не зная значения положительного или отрицательного влияния химических факторов на окружающую среду, не сможешь быть грамотным медицинским работником. Студенты медицинского колледжа должны иметь необходимый минимум знаний по химии.
Данный курс лекционного материала предназначен для студентов, изучающих основы общей и неорганической химии.
Целью данного курса является изучение положений неорганической химии, изложенных на современном уровне знаний; расширение объема знаний с учетом профессиональной направленности. Важным направлением является создание прочной базы, на которой строится преподавание других химических специальных дисциплин (органической и аналитической химии, фармакологии, технологии лекарств).
Предлагаемый материал предусматривает профессиональную ориентацию студентов на связь теоретической неорганической химии со специальными и медицинскими дисциплинами.
Основные задачи учебного курса данной дисциплины заключается в усвоении фундаментальных основ общей химии; в усвоении студентами содержания неорганической химии как науки, объясняющей связь свойств неорганических соединений с их строением; в формировании представлений о неорганической химии как фундаментальной дисциплине, на которой базируются профессиональные знания.
Курс лекций по дисциплине «Общая и неорганическая химия» построен в соответствии с требованиями Государственного образовательного стандарта (ФГОС-4) к минимуму уровня подготовки выпускников по специальности 060301 «Фармация» и разработан на основе учебного плана данной специальности.
Курс лекций включает в себя два раздела;
1. Теоретические основы химии.
2. Химия элементов и их соединений: (р- элементы, s- элементы, d-элементы).
Изложение учебного материала представлено в развитии: от наиболее простых понятий к сложным, целостным, обобщающим.
В разделе «Теоретические основы химии» освещены следующие вопросы:
1. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева и теория строения веществ.
2. Классы неорганических веществ, взаимосвязь между всеми классами неорганических веществ.
3. Комплексные соединения, их использование в качественном анализе.
4. Растворы.
5. Теория электролитической диссоциации.
6. Химические реакции.
При изучении раздела «Химия элементов и их соединений» рассматриваются вопросы:
1. Характеристика группы и подгруппы, в которой находится данный элемент.
2. Характеристика элемента, исходя из его положения в периодической системе, с точки зрения теории строения атома.
3. Физические свойства и распространение в природе.
4. Способы получения.
5. Химические свойства.
6. Важнейшие соединения.
7. Биологическая роль элемента и его применение в медицине.
Особое внимание уделяется лекарственным средствам неорганической природы.
В результате изучения данной дисциплины студент должен знать:
1. Периодический закон и характеристику элементов периодической системы Д.И. Менделеева.
2. Основы теории химических процессов.
3. Строение и реакционную способность веществ неорганической природы.
4. Классификацию и номенклатуру неорганических веществ.
5. Получение и свойства неорганических веществ.
6. Применение в медицине.
1. Классифицировать неорганические соединения.
2. Составлять названия соединений.
3. Устанавливать генетическую связь между неорганическими соединениями.
4. С помощью химических реакций доказывать химические свойства веществ неорганической природы, в том числе лекарственных.
Лекция №1
Тема: Введение.
1. Предмет и задачи химии
2. Методы общей и неорганической химии
3. Фундаментальные теории и законы химии:
а) атомно-молекулярная теория.
б) закон сохранения массы и энергии;
в) периодический закон;
г) теория химического строения.
неорганической химии.
1. Предмет и задачи химии
Современная химия является одной из естественных наук и представляет собой систему отдельных дисциплин: общей и неорганической химии, аналитической химии, органической химии, физической и коллоидной химии, геохимии, космохимии и т.п.
Химия - наука, изучающая процессы превращения веществ, сопровождающиеся изменением состава и структуры, а также взаимные переходы между этими процессами и другими формами движения материи.
Таким образом, главным объектом химии как науки является вещества и их превращения.
На современном этапе развития нашего общества забота о здоровье человека является задачей первостепенной важности. Лечение многих заболеваний стало возможным благодаря достижениям химии в области создания новых веществ и материалов: лекарственных средств, заменителей крови, полимеров и полимерных материалов.
Не имея глубоких и разносторонних знаний в области химии, не понимая значения положительного или отрицательного влияния различных химических факторов на здоровье человека и окружающую его среду, нельзя стать грамотным медицинским работником.
Общая химия. Неорганическая химия.
Неорганическая химия - это наука элементов периодической системы и образованных ими простых и сложных веществ.
Неорганическая химия неотделима от общей химии. Исторически при изучении химического взаимодействия элементов друг с другом были сформулированы основные законы химии, общие закономерности протекания химических реакций, теория химической связи, учение о растворах и многое другое, что составляет предмет общей химии.
Таким образом, общая химия изучает теоретические представления и концепции, составляющие фундамент всей системы химических знаний.
Неорганическая химия давно перешагнула стадию описательной науки и в настоящее время переживает свое «второе рождение» в результате широкого привлечения квантово-химических методов, зонной модели энергетического спектра электронов, открытия валентно-химических соединений благородных газов, целенаправленного синтеза материалов с особыми физическими и химическими свойствами. На основе глубокого изучения зависимости между химическим строением и свойствами она успешно решает главную задачу - создание новых неорганических веществ с заданными свойствами.
2. Методы общей и неорганической химии.
Из экспериментальных методов химии важнейшим является метод химических реакций. Химическая реакция - превращение одних веществ в другие путем изменения состава и химического строения. Химические реакции дают возможность исследовать химические свойства веществ. По химическим реакциям исследуемого вещества можно косвенно судить о его химическом строении. Прямые же методы установления химического строения в большинстве своем основаны на использовании физических явлений.
Также на основе химических реакций осуществляется и неорганический синтез, который за последнее время достиг большого успеха, особенно в получении особо чистых соединений в виде монокристаллов. Этому способствовали применение высоких температур и давлений, глубокого вакуума, внедрение бесконтейнерных способов очистки и т.п.
При проведении химических реакций, а также при выделении веществ из смеси в чистом виде важную роль играют препаративные методы: осаждение, кристаллизация, фильтрование, сублимация, перегонка и т.п. В настоящее время многие из этих классических препаративных методов получили дальнейшее развитие и являются ведущими в технологии получения особо чистых веществ и монокристаллов. Это методы направленной кристаллизации, зонной перекристаллизации, вакуумной сублимации, фракционной перегонки. Одна из особенностей современной неорганической химии это синтез и исследование особо чистых веществ на монокристаллах.
Методы физико-химического анализа широко применяются при изучении растворов и сплавов, когда образующиеся в них соединения трудно или практически невозможно выделить в индивидуальном состоянии. Тогда исследуют физические свойства систем в зависимости от изменения состава. В результате строят диаграмму состав - свойства, анализ который позволяет делать заключение о характере химического взаимодействия компонентов, образование соединений и их свойствах.
Для познания сущности явления одних экспериментальных методов недостаточно, поэтому Ломоносов говорил, что истинный химик должен быть теоретиком. Только через мышление, научную абстракцию и обобщение познаются законы природы, создаются гипотезы и теории.
Теоретическое осмысление опытного материала и создание стройной системы химических знаний в современной общей и неорганической химии базируется на: 1) квантово-механической теории строения атомов и периодической системе элементов Д.И. Менделеева; 2) квантово-химической теории химического строения и учении о зависимости свойств вещества от «его химического строения; 3) учении о химическом равновесии, основанной на понятиях химической термодинамики.
3. Фундаментальные теории и законы химии.
К числу основополагающих обобщений химии и естествознания относятся атомно-молекулярная теория, закон сохранения массы и энергии,
Периодическая система и теория химического строения.
а) Атомно-молекулярная теория.
Создатель атомно-молекулярного изучения и первооткрыватель закона сохранения массы веществ М.В. Ломоносов по праву считается основателем научной химии. Ломоносов четко различал две ступени в строении вещества: элементы (в нашем понимании - атомы) и корпускулы (молекулы). Согласно Ломоносову, молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, а молекулы сложных веществ - из разных атомов. Всеобщее признание атомно-молекулярная теория получила в начале XIX века после утверждения в химии атомистики Дальтона. С тех пор главным объектом исследования химии стали молекулы.
б) Закон сохранения массы и энергии.
В 1760 г. Ломоносов сформулировал единый закон массы и энергии. Но до начала XX в. эти законы рассматривались независимо друг от друга. Химия в основном имела дело с законом сохранения массы вещества (масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции).
Например: 2КСlO 3 = 2 КСl + 3O 2
Слева: 2 атома калия Справа: 2 атома калия
2 атома хлора 2 атома хлора
6 атомов кислорода 6 атомов кислорода
Физика имела дело с законом сохранения энергии. В 1905 г. основоположник современной физики А. Эйнштейн показал, что между массой и энергией существует взаимосвязь, выражаемая уравнением Е = mс 2 , где Е - энергия, m - масса; с - скорость света в вакууме.
в) Периодический закон.
Важнейшая задача неорганической химии заключается в изучении свойств элементов, в выявлении общих закономерностей их химического взаимодействия между собой. Самое крупное научное обобщение в решении этой проблемы сделал Д.И. Менделеев, открывший Периодический закон и его графическое выражение - Периодическую систему. Только вследствие этого открытия стало возможным химическое предвидение, предсказание новых фактов. Поэтому Менделеев является основателем современной химии.
Периодический закон Менделеева является основой естественной
систематики химических элементов. Химический элемент - совокупность
атомов с одинаковым зарядом ядра. Закономерности изменения свойств
химических элементов определяются Периодическим законом. Учение о
строении атомов объяснило физический смысл Периодического закона.
Оказалось, что периодичность изменения свойств элементов и их соединений
зависит от периодически повторяющейся сходной структуры электронной
оболочки их атомов. Химические и некоторые физические свойства зависят от
структуры электронной оболочки, особенно ее наружных слоев. Поэтому
Периодический закон является научной основой изучения важнейших свойств элементов и их соединений: кислотно-основных, окислительно-восстановительных, каталитических, комплексообразовательных, полупроводниковых, металлохимических, кристаллохимических, радиохимических и т.п.
Периодическая система также сыграла колоссальную роль в учении о естественной и искусственной радиоактивности, освобождении внутриядерной энергии.
Периодический закон и Периодическая система беспрерывно развиваются и уточняются. Доказательством тому служит современная формулировка Периодического закона: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов. Таким образом, положительный заряд ядра, а не атомная масса, оказался более точным аргументом, от которого зависят свойства элементов и их соединений.
г) Теория химического строения.
Фундаментальная задача химии - изучение зависимости между химическим строением вещества и его свойствами. Свойства вещества являются функцией его химического строения. До A.M. Бутлерова считали, что свойства вещества определяются его качественным и количественным составом. Он впервые сформулировал основное положение своей теории химического строения. Таким образом: химическая натура сложной частицы определяется натурой элементарных составных частиц, количеством их и химическим строением. В переводе на современный язык это означает, что свойства молекулы определяются природой составляющих ее атомов, их количеством и химическим строением молекулы. Первоначально теория химического строения относилась к химическим соединениям, имеющим молекулярную структуру. В настоящее время теория, созданная Бутлеровым, считается общехимической теорией строения химических соединений и зависимости свойств их от химического строения. Эта теория - продолжение и развитие атомно-молекулярного учения Ломоносова.
4. Роль отечественных и зарубежных ученых в развитии общей и
неорганической химии.
| п/п | Ученые | Даты жизни | Важнейшие работы и открытия в области химии | ||||
| 1. | Авогадро Амедо (Италия) | | 1776-1856 | Закон Авогадро 1 | ||||
| 2. | Аррениус Сванте (Швеция) | 1859-1927 | Теория электролитической диссоциации | ||||
| 3. | Бекетов Н.Н. (Россия) | 1827-1911 | Ряд активности металлов. Основы алюмотермии. | ||||
| 4. | Бертолле Клод Луи (Франция) | 1748-1822 | Условия течения химических реакций. Исследование газов. Бертолетова соль. | ||||
| 5. | Берцелиус Иене Якоб (Швеция) | 1779-1848 | Определение атомных весов элементов. Введение буквенных обозначений для химических элементов. | ||||
| 6. | Бойль Роберт (Англия) | 1627-1691 | Установление понятия о химическом элементе. Зависимость объемов газов от давления. | ||||
| 7. | Бор Нильс (Дания) | 1887-1962 | Теория строения атома. 1 | ||||
| 8. | Вант-Гофф Якоб Гендрик (Голландия) | 1852-1911 | Исследование растворов; один из основателей физической химии и стереохимии. | ||||
| 9. | Гей-Люссак Жозеф (Франция) | 1778-1850 | Газовые законы Гей-Люссака. Исследование бескислородных кислот; технология серной кислоты. | ||||
| 10. | Гесс Герман Иванов (Россия) | 1802-1850 | Открытие основного закона термохимии. Разработка русской химической номенклатуры. Анализ минералов. | ||||
| 11. | Дальтон Джон (Англия) | 1766-1844 | Закон кратных отношений. Введение химических знаков и формул. Обоснование атомной теории. | ||||
| 12. | Кюри-Склодовская Мария (Франция, родина Польша) | 1867-1934 | Открытие полония и радия; изучение свойств радиоактивных веществ. Выделение металлического радия. | ||||
| 13. | Лавуазье Антуан Лоран (Франция) | 1743-1794 | Основание научной химии установление кислородной теории горения, природы воды. Создание учебника химии на основе новых взглядов. | ||||
| 14. | Ле Шателье Лун Анри (Франция) | 1850-1936 | Общий закон смещения равновесия в зависимости от внешних условий (принцип Ле-Шателье) | ||||
| 15. | Ломоносов Михаил Васильевич | 1741-1765 | Закон сохранения массы веществ. | ||||
| Применение количественных методов в химии; развитие основных положений кинетической теории газов. Основание первой русской химической лаборатории. Составление руководства по металлургии и горному делу. Создание мозаичного производства. | |||||||
| 16. | Менделеев Дмитрий Иванович (Россия) | 1834-1907 | Периодический закон и периодическая система химических элементов (1869 г.). Гидратная теория растворов. «Основы химии». Исследование газов, открытие критической температуры и др. | ||||
| 17. | Пристли Джозеф (Англия) | 1733-1804 | Открытие и исследование кислорода, хлористого водорода, аммиака, окиси углерода, окиси азота и др. газов. | ||||
| 18. | Резерфорд Эрнест (Англия) | 1871-1937 | Планетарная теория строения атома. Доказательство самопроизвольного радиоактивного распада с выделением альфа-, бета-, гамма -лучей. | ||||
| 19. | Якоби Борис Семенович (Россия) | 1801-1874 | Открытие гальванопластики и внедрение ее в практику типографского и монетного дела. | ||||
| 20. | И другие | ||||||
Вопросы для самоконтроля:
1. Основные задачи общей и неорганической химии.
2. Методы химических реакций.
3. Препаративные методы.
4. Методы физико-химического анализа.
5. Основные законы.
6. Основные теории.
Лекция № 2
Тема: «Строение атома и периодический закон Д.И. Менделеева»
План
1. Строение атома и изотопы.
2. Квантовые числа. Принцип Паули.
3. Периодическая система химических элементов в свете теории строения атома.
4. Зависимость свойств элементов от строения их атомов.
Периодический закон Д.И. Менделеева вскрыл взаимную связь химических элементов. Изучение периодического закона поставило ряд вопросов:
1. В чем причина сходства и различия элементов?
2. Чем объясняется периодическое изменение свойств элементов?
3. Почему соседние элементы одного периода значительно отличаются по свойствам, хотя их атомные массы отличаются на небольшую величину, и наоборот, в подгруппах разница в атомных массах соседних элементов большая, а свойства сходные?
4. Почему расположение элементов в порядке возрастания атомных масс нарушается элементами аргон и калий; кобальт и никель; теллур и йод?
Большинство ученых признавали реальное существование атомов, но придерживались метафизических взглядов (атом самая мельчайшая неделимая частица вещества).
В конце XIX было установлено сложное строение атома и возможность превращения при определенных условиях одних атомов в другие. Первыми обнаруженными в атоме частицами были электроны.
Было известно, что при сильном накаливании и при освещении УФЛ с поверхности металлов отрицательное электронных и металлы заряжаются положительно. В выяснении природы этого электричества большое значение имели работы русского ученого А.Г. Столетова и английского ученого У. Крукса. В 1879 г. Крукс исследовал явления электронных лучей в магнитном и электрическом полях под действием электрического тока высокого напряжения. Свойство катодных лучей приводить в движение тела и испытывать отклонения в магнитном и электрическом полях дало возможность сделать вывод, что это материальные частицы, несущие наименьший отрицательный заряд.
В 1897 г. Дж. Томсон (Англия) исследовал эти частицы и назвал их электронами. Так как электроны могут быть получены независимо от вещества, из которого состоят электроды, то это доказывает, что электроны входят в состав атомов любого элемента.
В 1896 г. А. Беккерель (Франция) открыл явление радиоактивности. Он обнаружил, что соединения урана обладают способностью испускать невидимые лучи, действующие на фотографическую пластинку, завернутую в черную бумагу.
В 1898 г., продолжая исследования Беккереля, М. Кюри-Складовская и П. Кюри открыли в урановой руде два новых элемента – радий и полоний, обладающие очень большой активностью излучения.
| |
радиоактивный элемент
Свойство атомов различных элементов самопроизвольно превращаться в атомы других элементов, сопровождающееся испусканием альфа -, бета - и гамма – лучей, не видимых невооруженным глазом, называется радиоактивностью.
Следовательно, явление радиоактивности является прямым доказательством сложного строения атомов.
Электроны являются составной частью атомов всех элементов. Но электроны заряжены отрицательно, а атом в целом электронейтрален, то, очевидно, внутри атома находится положительно заряженная часть, которая своим зарядом компенсирует отрицательный заряд электронов.
Экспериментальные данные о наличии положительно заряженного ядра и его расположении в атоме были получены в 1911 г. Э. Резерфордом (Англия), который предложил планетарную модель строения атома. Согласно этой модели атом состоит из положительно заряженного ядра, очень малого по размерам. В ядре сосредоточена почти вся масса атома. Атом в целом электронейтрален, следовательно, суммарный заряд электронов должен быть равен заряду ядра.
Исследования Г. Мозли (Англия, 1913 г.) показали, что положительный заряд атома численно равен порядковому номеру элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.
Итак, порядковый номер элемента указывает число положительных зарядов ядра атома, а так же число движущихся в поле ядра электронов. В этом заключается физический смысл порядкового номера элемента.
Согласно ядерной модели наиболее просто устроен атом водорода: ядро несет один элементарный положительный заряд и массу, близкую к единице. Оно называется протоном («простейший»).
В 1932 г. физик Д.Н. Чедвик (Англия) установил, что лучи, испускаемые при бомбардировке атома альфа-частицами, обладают огромной проницательной способностью и представляют собой поток электронейтральных частиц – нейтронов.
На основании изучения ядерных реакций Д.Д. Иваненко (физик, СССР, 1932 г.) и одновременно В.Гейзенберг (Германия) сформулировали протонно-нейтронную теорию строения ядер атомов, согласно которой ядра атомов состоят из положительно заряженных частиц-протонов и нейтральных частиц-нейтронов (1 Р) - протон имеет относительную массу 1 и относительный заряд + 1. 1
(1 n) – нейтрон имеет относительную массу 1 и заряд 0.
Таким образом, положительный заряд ядра определяется числом протонов в нем и равен порядковому номеру элемента в ПС; массовое число – А(относительная масса ядра) равно сумме протонов (Z) нейтронов (N) :
A = Z + N; N = A- Z
Изотопы
Атомы одного элемента, имеющие одинаковый заряд ядра и разное массовое число – изотопы. У изотопов одного элемента одинаковое число протонов, но разное число нейтронов.
Изотопы водорода:
1 Н 2 Н 3 Н 3 – массовое число
1 - заряд ядра
протий дейтерий тритий
Z = 1 Z = 1 Z =1
N = 0 N = 1 N = 2
1протон 1 протон 1 протон
0 нейтронов 1 нейтрон 2 нейтрона
Изотопы одного элемента имеют одинаковые химические свойства и обозначаются одним химическим символом, занимают одно место в П.С. Так как масса атома практически равна массе ядра (масса электронов ничтожно мала), то каждый изотоп элемента характеризуется, как и ядро, массовым числом, а элемент атомной массой. Атомная масса элемента – это среднее арифметическое между массовыми числами изотопов элемента с учетом процентного содержания каждого изотопа в природе.
Предложенная Резерфордом ядерная теория строения атома получила широкое распространение, но в дальнейшем исследователи натолкнулись на ряд принципиальных трудностей. Согласно классической электродинамике электрон должен излучать энергию и двигаться не по окружности, а по спиралевидной кривой и в итоге упасть на ядро.
В 20 – х годах XX в. ученые установили, что электрон имеет двойственную природу, обладает свойствами волны и частицы.
Масса электрона равна 1 ___ массы водорода, относительный заряд
равен (-1) . Число электронов в атоме равно порядковому номеру элемента. Электрон движется по всему объему атома, создавая электронное облако с неравномерной плотностью отрицательного заряда.
Представление о двойственной природе электрона привело к созданию квантово-механической теории строения атома (1913 г. , датский ученый Н. Бор). Главный тезис квантовой механики – микрочастицы имеют волновую природу, а волны – свойства частиц. Квантовая механика рассматривает вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра. Область наиболее вероятного нахождения электрона в атоме (≈ 90%) называется атомной орбиталью.
Каждый электрон в атоме занимает определенную орбиталь и образует электронное облако, которое является совокупностью различных положений быстро движущегося электрона.
Химические свойства элементов определяются строением электронных оболочек их атомов.
Похожая информация.
Занятие 2
Классификация химических реакций в неорганической химии
Химические реакции классифицируют по различным признакам.
По числу исходных веществ и продуктов реакции
Разложение – реакция, в которой из одного сложного вещества образуются два и более простых или сложных веществ
2KMnO 4 → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2
Соединение – реакция, в результате которой из двух и более простых или сложных веществ, образуется одно более сложное
NH 3 + HCl → NH 4 Cl
Замещение – реакция, протекающая между простыми и сложными веществами, при которой атомы простого вещества замещаются на атомы одного из элементов в сложном веществе.
Fe + CuCl 2 → Cu + FeCl 2
Обмен – реакция, при которой два сложных вещества обмениваются своими составными частями
Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O
Одна из реакций обмена реакция нейтрализации – это реакция между кислотой и основанием, в результате которой получается соль и вода.
NaOH + HCl → NaCl + H 2 O
По тепловому эффекту
Реакции, протекающие с выделением тепла, называются экзотермическими реакциями.
С + О 2 → СО 2 + Q
2) Реакции, протекающие с поглощением тепла, называются эндотермическими реакциями.
N 2 + O 2 → 2NO – Q
По признаку обратимости
Обратимые – реакции, проходящие при одних и тех условиях в двух взаимопротивоположных направлениях.
Реакции, которые протекают только в одном направлении и завершаются полным превращением исходных веществ в конечные, называются необратимыми, при этом должен выделяться газ, осадок, или малодиссоциирующее вещество- вода.
BaCl 2 + H 2 SO 4 → BaSO 4 ↓ + 2HCl
Na 2 CO 3 +2HCl → 2NaCl + CO 2 + H 2 O
Окислительно-восстановительные реакции – реакции, протекающие с изменением степени окисления.
Са + 4HNO 3 → Ca(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O
И реакции, протекающие без изменения степени окисления.
HNO 3 + KOH → KNO 3 + H 2 O
5.Гомомгенные реакции, если исходные вещества и продукты реакции находятся в одном агрегатном состоянии. И гетерогенные реакции, если продукты реакции и исходные вещества находятся в разных агрегатных состояниях.
Например: синтез аммиака.
Окислительно-восстановительные реакции.
Различают два процесса:
Окисление – это отдача электронов, в результате степень окисления увеличивается. Атом молекула или ион, отдающий электрон называется восстановителем .
Mg 0 - 2e → Mg +2
Восстановление – процесс присоединения электронов, в результате степень окисления уменьшается. Атом молекула или ион, присоединяющий электрон называется окислителем .
S 0 +2e → S -2
O 2 0 +4e → 2O -2
В окислительно–восстановительных реакциях должно соблюдаться правило электронного баланса (число присоединенных электронов должно быть равно числу отданных, свободных электронов быть не должно). А так же должен соблюдаться атомный баланс (число одноименных атомов в левой части должно быть равно числу атомов в правой части)
Правило написание окислительно-восстановительных реакций.
Написать уравнение реакции
Поставить степени окисления
Найти элементы, у которых изменяется степень окисления
Выписать попарно их.
Найти окислитель и восстановитель
Написать процесс окисление или восстановления
Уравнять электроны, пользуясь правилом электронного баланса (найти н.о.к.), расставив коэффициенты
Написать суммарное уравнение
Поставить коэффициенты в уравнение химической реакции
KClO 3 → KClO 4 + KCl; N 2 + H 2 → NH 3 ; H 2 S + O 2 → SO 2 + H 2 O; Al + O 2 = Al 2 O 3 ;
Сu + HNO 3 → Cu(NO 3) 2 + NO + H 2 O; KClO 3 → KCl + O 2 ; P + N 2 O = N 2 + P 2 O 5 ;
NO 2 + H 2 O = HNO 3 + NO
. Скорость химических реакций. Зависимость скорости химических реакций от концентрации, температуры и природы реагирующих веществ.
Химические реакции протекают с разными скоростями. Изучением скорости химической реакции, а также выявлением её зависимости от условий проведения процесса занимается наука - химическая кинетика.
υ гомогенной реакции определяется изменением количества вещества в единице объёма:
υ =Δ n / Δt ∙V
где Δ n – изменение числа молей одного из веществ (чаще всего исходного, но может быть и продукта реакции), (моль);
V – объем газа или раствора (л)
Поскольку Δ n / V = ΔC (изменение концентрации), то
υ =Δ С / Δt (моль/л∙ с)
υ гетерогенной реакции определяется изменением количества вещества в единицу времени на единице поверхности соприкосновения веществ.
υ =Δ n / Δt ∙ S
где Δ n – изменение количества вещества (реагента или продукта), (моль);
Δt – интервал времени (с, мин);
S – площадь поверхности соприкосновения веществ (см 2 , м 2)
Почему скорость разных реакций не одинакова?
Для того чтобы началась химическая реакция, молекулы реагирующих веществ должны столкнуться. Но не каждое их столкновение приводит к химической реакции. Для того чтобы столкновение привело к химической реакции, молекулы должны иметь достаточно высокую энергию. Частицы, способные при столкновении, вступать в химическую реакцию, называются активными. Они обладают избыточной энергией по сравнению со средней энергией большинства частиц – энергией активации Е акт . Активных частиц в веществе намного меньше, чем со средней энергией, поэтому для начала многих реакций системе необходимо сообщить некоторую энергию (вспышка света, нагревание, механический удар).
Энергетический барьер (величина Е акт ) разных реакций различен, чем он ниже, тем легче и быстрее протекает реакция.
2. Факторы, влияющие на υ (количество соударений частиц и их эффективность).
1) Природа реагирующих веществ: их состав, строение => энергия активации
▪ чем меньше Е акт , тем больше υ;
2) Температура : при t на каждые 10 0 С, υ в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа).
υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10
Задача 1. Скорость некоторой реакции при 0 0 С равна 1 моль/л ∙ ч, температурный коэффициент реакции равен 3. Какой будет скорость данной реакции при 30 0 С?
υ 2 = υ 1 ∙ γ Δt/10
υ 2 =1∙3 30-0/10 = 3 3 =27 моль/л∙ч
3) Концентрация: чем больше, тем чаще происходят соударения и υ . При постоянной температуре для реакции mA + nB = C по закону действующих масс:
υ = k ∙ С A m ∙ C B n
где k – константа скорости;
С – концентрация (моль/л)
Закон действующих масс:
Скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их коэффициентам в уравнении реакции.
Задача 2. Реакция идет по уравнению А +2В → С. Во сколько раз и как изменится скорость реакции, при увеличении концентрации вещества В в 3 раза?
Решение:υ = k ∙ С A m ∙ C B n
υ = k ∙ С A ∙ C B 2
υ 1 = k ∙ а ∙ в 2
υ 2 = k ∙ а ∙ 3 в 2
υ 1 / υ 2 = а ∙ в 2 / а ∙ 9 в 2 = 1/9
Ответ: увеличится в 9 раз
Для газообразных веществ скорость реакции зависит от давления
Чем больше давление, тем выше скорость.
4) Катализаторы – вещества, которые изменяют механизм реакции, уменьшают Е акт => υ .
▪ Катализаторы остаются неизменными по окончании реакции
▪ Ферменты – биологические катализаторы, по природе белки.
▪ Ингибиторы – вещества, которые ↓ υ
1. При протекании реакции концентрация реагентов:
1) увеличивается
2) не изменяется
3) уменьшается
4) не знаю
2. При протекании реакции концентрация продуктов:
1) увеличивается
2) не изменяется
3) уменьшается
4) не знаю
3. Для гомогенной реакции А+В → … при одновременном увеличении молярной концентрации исходных веществ в 3 раза скорость реакции возрастает:
1) в 2 раза
2) в 3 раза
4) в 9 раз
4. Скорость реакции H 2 + J 2 →2HJ понизится в 16 раз при одновременном уменьшении молярных концентраций реагентов:
1) в 2 раза
2) в 4 раза
5. Скорость реакции CO 2 + H 2 → CO + H 2 O при увеличении молярных концентраций в 3 раза (CO 2) и в 2 раза (H 2) возрастает:
1) в 2 раза
2) в 3 раза
4) в 6 раз
6. Скорость реакции C (T) + O 2 → CO 2 при V-const и увеличении количеств реагентов в 4 раза возрастает:
1) в 4 раза
4) в 32 раза
10. Скорость реакции А+В → … увеличится при:
1) понижении концентрации А
2) повышении концентрации В
3) охлаждении
4) понижении давления
7. Скорость реакции Fe + H 2 SO 4 → FeSO 4 + H 2 выше при использовании:
1) порошка железа, а не стружек
2) железных стружек, а не порошка
3) концентрированной H 2 SO 4 , а не разбавленной H 2 SO 4
4) не знаю
8
.
Скорость реакции 2H 2 O 2
2H 2 O
+ O 2
будет выше, если использовать:
1) 3%-й раствор H 2 O 2 и катализатор
2) 30%-й раствор H 2 O 2 и катализатор
3) 3%-й раствор H 2 O 2 (без катализатора)
4) 30%-й раствор H 2 O 2 (без катализатора)
Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение равновесие. Принцип Ле-Шателье.
Химические реакции по направлению их протекания можно разделить
▪ Необратимые реакции протекают только в одном направлении (реакции ионного обмена с , ↓, мдс, горения и некоторые др.)
Например, AgNO 3 + HCl → AgCl↓ + HNO 3
▪ Обратимые реакции при одних и тех же условиях протекают в противоположных направлениях (↔).
Например, N 2 + 3H 2 ↔ 2NH 3
Состояние обратимой реакции, при котором υ → = υ ← называется химическим равновесием.
Чтобы реакция на химических производствах проходила как можно полнее, необходимо сместить равновесие в сторону продукта. Для того, чтобы определить, как тот или иной фактор изменит равновесие в системе, используют принцип Ле Шателье (1844 г.):
Принцип Ле Шателье: Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, оказать внешнее воздействие (изменить t, р, С), то равновесие сместится в ту сторону, которая ослабит это воздействие .
Равновесие смещается:
1) при С реаг →,
при С прод ← ;
2) при p (для газов) - в сторону уменьшения объема,
при ↓ р – в сторону увеличения V;
если реакция протекает без изменения числа молекул газообразных веществ, то давление не влияет на равновесие в данной системе.
3) при t – в сторону эндотермической реакции (- Q),
при ↓ t – в сторону экзотермической реакции (+ Q).
Задача 3. Как надо изменить концентрации веществ, давление и температуру гомогенной системы PCl 5 ↔ PCl 3 + Cl 2 – Q , чтобы сместить равновесие в сторону разложения PCl 5 (→)
↓ С (PCl 3) и С (Cl 2)
Задача 4. Как сместиться химическое равновесие реакции 2СО + О 2 ↔ 2СО 2 + Q при
а) повышении температуры;
б) повышении давлении
1. Способ, смещающий равновесие реакции 2CuO(T) + CO Cu 2 O(T) + CO 2 вправо (→), - это:
1) увеличение концентрации угарного газа
2) увеличение концентрации углекислого газа
3) уменьшение концентрации оксида мели (I)
4) уменьшение концентрации оксида меди (II)
2. В гомогенной реакции 4HCl + O 2 2Cl 2 + 2H 2 O при повышении давления равновесие сместится:
2) вправо
3) не сместится
4) не знаю
8. При нагревании равновесие реакции N 2 + O 2 2NO – Q:
1) сместится вправо
2) сместится влево
3) не сместится
4) не знаю
9. При охлаждении равновесие реакции H 2 + S H 2 S + Q:
1) сместится влево
2) сместится вправо
3) не сместится
4) не знаю
Классификация химических реакций в неорганической и органической химии
ДокументЗадания А 19 (ЕГЭ 2012 г) Классификация химических реакций в неорганической и органической химии . К реакциям замещения относится взаимодействие: 1) пропена и воды, 2) ...
Тематическое планирование уроков химии в 8-11 классах 6
Тематическое планирование1 Химические реакции 11 11 Классификация химических реакций в неорганической химии . (С) 1 Классификация химических реакций в органической химии . (С) 1 Скорость химических реакций . Энергия активации. 1 Факторы, влияющие на скорость химических реакций ...
Вопросы к экзаменам по химии для студентов 1 го курса ну(К)орк фо
ДокументМетана, применение метана. Классификация химических реакций в неорганической химии . Физические и химические свойства и применение этилена. Химическое равновесие и условия его...
-
Неорганическая химия - раздел химии, связанный с изучением строения, реакционной способности и свойств всех химических элементов и их неорганических соединений. Это область охватывает все химические соединения, за исключением органических веществ (класса соединений, в которые входит углерод, за исключением нескольких простейших соединений, обычно относящихся к неорганическим). Различие между органическими и неорганическими соединениями, содержащими углерод, являются по некоторым представлениям произвольными.Неорганическая химия изучает химические элементы и образуемые ими простые и сложные вещества (кроме органических соединений). Обеспечивает создание материалов новейшей техники. Число известных на 2013 г. неорганических веществ приближается к 400 тысячам.
Теоретическим фундаментом неорганической химии является периодический закон и основанная на нём периодическая система Д. И. Менделеева. Важнейшая задача неорганической химии состоит в разработке и научном обосновании способов создания новых материалов с нужными для современной техники свойствами.
В России исследованиями в области неорганической химии занимаются Институт неорганической химии им. А. В. Николаева СО РАН (ИНХ СО РАН, Новосибирск), Институт общей и неорганической химии им. Н. С. Курнакова (ИОНХ РАН, Москва), Институт физико-химических проблем керамических материалов (ИФХПКМ, Москва), Научно-технический центр «Сверхтвердые материалы» (НТЦ СМ, Троицк) и ряд других учреждений. Результаты исследований публикуются в журналах («Журнал неорганической химии» и др.).
История определения
Исторически название неорганическая химия происходит от представления о части химии, которая занимается исследованием элементов, соединений, а также реакций веществ, которые не образованы живыми существами. Однако со времен синтеза мочевины из неорганического соединения цианата аммония (NH 4 OCN), который совершил в 1828 году выдающийся немецкий химик Фридрих Вёлер, стираются границы между веществами неживой и живой природы. Так, живые существа производят много неорганических веществ. С другой стороны, почти все органические соединения можно синтезировать в лаборатории. Однако деление на различные области химии является актуальным и необходимым, как и раньше, поскольку механизмы реакций, структура веществ в неорганической и органической химии различаются. Это позволяет проще систематизировать методы и способы исследования в каждой из отраслей.
Оксиды
Оксид (окисел, окись) - бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом. Химический элемент кислород по электроотрицательности второй после фтора, поэтому к оксидам относятся почти все соединения химических элементов с кислородом. К исключениям относятся, например, дифторид кислорода OF 2 .
Оксиды - весьма распространённый тип соединений, содержащихся в земной коре и во Вселенной вообще. Примерами таких соединений являются ржавчина, вода, песок, углекислый газ, ряд красителей.
Оксидами называется класс минералов, представляющих собой соединения металла с кислородом.
Соединения, которые содержат атомы кислорода, соединённые между собой, называются пероксидами (перекисями; содержат цепочку −O−O−), супероксидами (содержат группу О−2) и озонидами (содержат группу О−3). Они не относятся к категории оксидов.
Классификация
В зависимости от химических свойств различают:
Солеобразующие оксиды:
основные оксиды (например, оксид натрия Na 2 O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I-II;
кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO 3 , оксид азота(IV) NO 2): оксиды металлов со степенью окисления V-VII и оксиды неметаллов;
амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al 2 О 3): оксиды металлов со степенью окисления III-IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO);
Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N 2 O, оксид азота(II) NO.
Номенклатура
В соответствии с номенклатурой ИЮПАК, оксиды называют словом «оксид», после которого следует наименование химического элемента в родительном падеже, например: Na 2 O - оксид натрия, Al 2 O 3 - оксид алюминия. Если элемент имеет переменную степень окисления, то в названии оксида указывается его степень окисления римской цифрой в скобках сразу после названия (без пробела). Например, Cu 2 О - оксид меди(I), CuO - оксид меди(II), FeO - оксид железа(II), Fe 2 О 3 - оксид железа(III), Cl 2 O 7 - оксид хлора(VII).
Часто используют и другие наименования оксидов по числу атомов кислорода: если оксид содержит только один атом кислорода, то его называют монооксидом или моноокисью, если два - диоксидом или двуокисью, если три - то триоксидом или триокисью и т. д. Например: монооксид углерода CO, диоксид углерода СО 2 , триоксид серы SO 3 .
Также распространены исторически сложившиеся (тривиальные) названия оксидов, например угарный газ CO, серный ангидрид SO 3 и т. д.
В начале XIX века и ранее тугоплавкие, практически не растворимые в воде оксиды химики называли «землями».
Оксиды с низшими степенями окисления (субоксиды) иногда по старой русской номенклатуре называют закись (англ. аналог - protoxide) и недокись (например, оксид углерода(II), CO - закись углерода; диоксид триуглерода, C 3 O 2 - недокись углерода; оксид азота(I), N 2 O - закись азота; оксид меди(I), Cu 2 O - закись меди). Высшие степени окисления (оксид железа(III), Fe2O3) называют в соответствии с этой номенклатурой окись, а сложные оксиды - закись-окись (Fe 3 O 4 = FeO·Fe 2 O 3 - закись-окись железа, оксид урана(VI)-диурана(V), U 3 O 8 - закись-окись урана). Эта номенклатура, однако, не отличается последовательностью, поэтому такие названия следует рассматривать скорее как традиционные.
Химические свойства
Основные оксиды
1. Основный оксид + cильная кислота → соль + вода
2. Сильноосновный оксид + вода → щелочь
3. Сильноосновный оксид + кислотный оксид → соль
4. Основный оксид + водород → металл + вода
Примечание: металл менее активный, чем алюминий.
Кислотные оксиды
1. Кислотный оксид + вода → кислота
Некоторые оксиды, например SiO 2 , с водой не вступают в реакцию, поэтому их кислоты получают косвенным путём.
2. Кислотный оксид + основный оксид → соль
3. Кислотный оксид + основание → соль + вода
Если кислотный оксид является ангидридом многоосновной кислоты, возможно образование кислых или средних солей:
4. Нелетучий оксид + соль1 → соль2 + летучий оксид
5. Ангидрид кислоты 1 + безводная кислородосодержащая кислота 2 → Ангидрид кислоты 2 + безводная кислородосодержащая кислота 1
Амфотерные оксиды
При взаимодействии с сильной кислотой или кислотным оксидом проявляют основные свойства:
При взаимодействии с сильным основанием или основным оксидом проявляют кислотные свойства:
(в водном растворе)
(при сплавлении)
Получение
1. Взаимодействие простых веществ (за исключением инертных газов, золота и платины) с кислородом:
При горении в кислороде щелочных металлов (кроме лития), а также стронция и бария образуются пероксиды и надпероксиды:
2. Обжиг или горение бинарных соединений в кислороде:
3. Термическое разложение солей:
4. Термическое разложение оснований или кислот:
5. Окисление низших оксидов в высшие и восстановление высших в низшие:
6. Взаимодействие некоторых металлов с водой при высокой температуре:
7. Взаимодействие солей с кислотными оксидами при сжигании кокса с выделением летучего оксида:
8. Взаимодействие металлов с кислотами-оксилителями:
9. При действии водоотнимающих веществ на кислоты и соли:
10. Взаимодействие солей слабых неустойчивых кислот с более сильными кислотами:
Соли
Соли - класс химических соединений, состоящих из катионов и анионов.
В роли катионов в солях могут выступать катион металлов, ониевые катионы
(катионов аммония, фосфония, гидроксония и их органические производные),
комплексные катионы и т.д., в качестве анионов - анионы кислотного остатка различных кислот Бренстеда - как неорганических, так и органических, включая карбанионы, комплексные анионы и т.п.
Типы солей
Особую группу составляют соли органических кислот, свойства которых значительно отличаются от свойств минеральных солей. Некоторые из них можно отнести к особенному классу органических солей, так называемых ионных жидкостей или по-другому «жидких солей», органических солей с температурой плавления ниже 100 °C.
Названия солей
Названия солей образуются из двух слов: название аниона в именительном падеже и название катиона в родительном падеже: - сульфат натрия. Для металлов с переменной степенью окисления её указывают в скобках и без пробела: - сульфат железа(II), - сульфат железа(III).
Названия кислых солей начинаются с приставки «гидро-» (если в соли присутствует один атом водорода) или «дигидро-» (если их два). Например, - гидрокарбонат натрия, - дигидрофосфат натрия.
Названия основных солей содержат приставку «гидроксо-» или «дигидроксо-». Например, - хлорид гидроксомагния, - хлорид дигидроксоалюминия.
В гидратных солях на наличие кристаллической воды указывает приставка «гидрат-». Степень гидратации отражают численной приставкой. Например, - дигидрат хлорида кальция.
На низшую степень окисления кислотообразующего элемента (если степеней окисления больше двух) указывает приставка «гипо-». Приставка «пер-» указывает на высшую степень окисления (для солей кислот с окончаниями «-овая», «-евая», «-ная»). Например: - гипохлорит натрия, - хлорит натрия, - хлорат натрия, - перхлорат натрия.
Методы получения
Существуют различные методы получения солей:
1)Взаимодействие кислот с металлами, основными и амфотерными оксидами / гидроксидами:
2)Взаимодействие кислотных оксидов c щелочами, основными и амфотерными оксидами / гидроксидами:
3)Взаимодействие солей c кислотами, другими солями (если образуется выходящий из сферы реакции продукт):
Взаимодействие простых веществ:
Взаимодействие оснований с неметаллами, например, с галогенами:
Химические свойства
Химические свойства определяются свойствами катионов и анионов, входящих в их состав.
Соли взаимодействуют с кислотами и основаниями, если в результате реакции получается продукт, который выходит из сферы реакции (осадок, газ, мало диссоциирующие вещества, например, вода или другие оксиды):
Соли взаимодействуют с металлами, если свободный металл находится левее металла в составе соли в электрохимическом ряде активности металлов:
Соли взаимодействуют между собой, если продукт реакции выходит из сферы реакции (образуется газ, осадок или вода); в том числе эти реакции могут проходить с изменением степеней окисления атомов реагентов:
Некоторые соли разлагаются при нагревании:
Основание
Основания - класс химических соединений.
Основания (осно́вные гидрокси́ды) - сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (-OH). В водном растворе диссоциируют с образованием катионов и анионов ОН−.
Название основания обычно состоит из двух слов: «гидроксид металла/аммония». Хорошо растворимые в воде основания называются щелочами.
Согласно протонной теории кислот и оснований, основания - один из основных классов химических соединений, вещества, молекулы которых являются
акцепторами протонов.
В органической химии по традиции основаниями называют также вещества, способные давать аддукты («соли») с сильными кислотами, например, многие алкалоиды описывают как в форме «алкалоид-основание», так и в виде «солей алкалоидов».
Понятие основания в химию было впервые введено французским химиком Гийомом Франсуа Руэлем в 1754 году. Он отметил, что кислоты, известные в те времена как летучие жидкости (например, уксусная или соляная кислоты), превращаются в кристаллические соли только в сочетании с конкретными веществами. Руэль предположил, что такие вещества служат «основаниями» для образования солей в твёрдой форме.
Получение
Взаимодействие сильноосновного оксида с водой позволяет получить сильное основание или щёлочь.
Слабоосновные и амфотерные оксиды с водой не реагируют, поэтому соответствующие им гидроксиды таким способом получить нельзя.
Гидроксиды малоактивных металлов получают при добавлении щелочи к растворам соответствующих солей. Так как растворимость слабоосновных гидроксидов в воде очень мала, гидроксид выпадает из раствора в виде студнеобразной массы.
Также основание можно получить при взаимодействии щелочного или щелочноземельного металла с водой.
Справочник содержит 1100 неорганических веществ, для которых приведены уравнения важнейших реакций. Выбор веществ обосновывался их теоретической и лабораторно-промышленной важностью.
Справочник организован по алфавитному принципу химических формул и четко разработанной структуре, снабжен предметным указателем, позволяющим легко найти нужное вещество. Не имеет аналогов в отечественной и зарубежной химической литературе.
Для студентов химических и химико-технологических ВУЗов. Может быть использован преподавателями ВУЗов, аспирантами, научными и инженерно-техническими работниками химической промышленности, а также учителями и учащимися старших классов средней школы.
Al - алюминий.
Белый, легкий, пластичный металл. Пассивируется в воде, концентрированной азотной кислоте и растворе дихромата калия из-за образования устойчивой оксидной пленки; амальгамированный металл реагирует с водой. Реакционноспособный, сильный восстановитель. Проявляет амфотерные свойства; реагирует с разбавленными кислотами и щелочами.
AIN - нитрид алюминия.
Белый, очень твердый, огнеупорный, термически устойчивый. Не реагирует с жидкой водой, полностью гидролизуется водяным паром. Нерастворим в этаноле. Реагирует с кислотами и щелочами, но кислотостоек в компактной форме.
ZnS - сульфид цинка(II).
Белый, аморфный (осажденный из раствора) или кристаллический - кубическая а-модификация и гексагональная B-модификация. Чувствителен к УФ-облучению. В аморфном виде более реакционноспособный. Пептизируется (переходит в коллоидный раствор) при длительной обработке сероводородной водой. Не растворяется в воде, не реагирует со щелочами, гидратом аммиака. Реагирует с сильными кислотами, во влажном состоянии медленно окисляется 02 воздуха.
Бесплатно скачать электронную книгу в удобном формате, смотреть и читать:
Скачать книгу Реакции неорганических веществ, справочник, Молочко В.А., Андреева Л.Л., Лидин Р.А., 2007 - fileskachat.com, быстрое и бесплатное скачивание.- Константы неорганических веществ, Справочник, Лидин Р.А., Андреева Л.Л., Молочко В.А., 2008
- Химия, Для школьников старших классов и поступающих в ВУЗы, Теоретические основы, Вопросы, Задачи, Тесты, Учебное пособие, Лидин Р.А., Молочко В.А., Андреева Л.Л., 2001