Неорганическая химия

<

091413 0048 1 Неорганическая химия

1.1. Периодический закон и система Д.И. Менделеева. Строение атома

 

Периодический закон – один из важнейших законов химии.
Этот закон открыл 1 марта 1896 г. великий русский учёный-химик Дмитрий Иванович Менделеев (1834 -1907).

В середине XIX в. было известно около 60 химических элементов. Д.И. Менделеев полагал, что должен существовать закон, который объединяет все химические элементы. Менделеев считал, что главной характеристикой элемента является его атомная масса. Поэтому он расположил все известные элементы в один ряд в порядке увеличения их атомной массы.

Периодическая система элементов Менделеева естественная система химических элементов, разработанная Д. И. Менделеевым на основе открытого им (1869) периодического закона. Современная формулировка этого закона звучит так: свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер.

В ряду от Li до F металлические свойства элементов ослабляются, а неметаллические свойства усиливаются. Аналогично изменяются свойства элементов в ряду от Na до Cl. Следующий элемент K, как Li и Na, является типичным металлом.

Высшая валентность элементов увеличивается от I у Li до V у N (кислород и фтор имеют постоянную валентность, соответственно II и I) и от I у Na до VII у Cl. Следующий элемент K, как Li и Na, имеет валентность I.
В ряду оксидов от Li2O до N2O5 и гидроксидов от LiOH до HNO3 основные свойства ослабляются, а кислотные свойства усиливаются. Аналогично изменяются свойства оксидов и гидроксидов в ряду от Na2O и NaOH до Cl2O7 и HClO4. Оксид калия K2O как и оксиды лития и натрия Li2O и Na2O, является основным оксидом, а гидроксид калия KOH, как и гидроксиды лития и натрия LiOH и NaOH, являются типичным основанием. Аналогично изменяются формы и свойства водородных соединений неметаллов от CH4 до HF и от SiH4 до HCl.

Такой характер изменения свойств элементов и их соединений, какой наблюдается при увеличении атомной массы элементов, называется периодическим изменением. Свойства всех химических элементов при увеличении атомной массы изменяются периодически.

Это периодическое изменение называется периодической зависимостью свойств элементов и их соединений от величины атомной массы.
Поэтому Д.И. Менделеев сформулировал открытый им закон так:

Свойства элементов, а также формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элементов.

Заряд ядра Z равен атомному (порядковому) номеру элемента в системе. Элементы, расположенные по возрастанию Z (H, He, Li, Be…), образуют 7 периодов. В 1-м — 2 элемента, во 2-м и 3-м — по 8, в 4-м и 5-м — по 18, в 6-м — 32. В 7-м периоде (на 1990) известны 23 элемента. В периодах свойства элементов закономерно изменяются при переходе от щелочных металлов к благородным газам. Вертикальные столбцы — группы элементов, сходных по свойствам. Внутри групп свойства элементов также изменяются закономерно (напр., у щелочных металлов при переходе от Li к Fr возрастает химическая активность). Элементы с Z = 58-71, а также с Z = 90-103, особенно сходные по свойствам, образуют 2 семейства — соответственно лантаноиды и актиноиды. Периодичность свойств элементов обусловлена периодическим повторением конфигурации внешних электронных оболочек атомов. С положением элемента в системе связаны его химические и многие физические свойства. Тяжелые ядра неустойчивы, поэтому, напр., америций (Z = 95) и последующие элементы не обнаружены в природе; их получают искусственно при ядерных реакциях.

Периодический закон позволил систематизировать свойства химических элементов и их соединений.

При создании периодической системы Д. И. Менделеев предсказал существование многих еще не открытых элементов, оставив для них свободные ячейки, и описал их свойства.

Атом – это мельчайшая химически неделимая (но изменяющаяся при некоторых физических процессах) электронейтральная частица вещества. Согласно планетарной модели Резерфорда (1911 г.) атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, которые движутся в электрическом поле ядра по определенным законам. Ядро, в свою очередь, состоит из положительно заряженных протонов и незаряженных нейтронов. Атом в целом электронейтрален, и число протонов равно числу электронов. Заряд протона принимается равным +1, а электрона -1 ( в системе СИ заряд электрона равен –1,6*10-19 Кл). И протон, и нейтрон обладают массой приблизительно равной 1 а.е.м., а масса электрона в 1840 раз меньше, при этом размер ядра значительно меньше размеров той части пространства, где находятся электронные оболочки атома.

Общее число протонов и нейтронов в ядре называется массовым числом. Масса атома в а.е.м. численно совпадает с массовым числом. Атомы, обладающие одинаковым зарядом ядра (а следовательно и одинаковым числом протонов), могут иметь различные значения массового числа (т.е. разное число нейтронов). Такие атомы называются изотопами. Изототопы различаются числом нейтронов, но химические свойства у них одинаковые.

Заряд ядра является важнейшей характеристикой атома и определяет его химическую природу.

Химический элемент – это вид атомов с определенным зарядом ядра.

Область пространства вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение электрона, называется атомной орбиталью (АО). Атомные орбитали в атоме различаются по энергии, разным значениям энергии отвечают разные формы атомных орбиталей.

1.2. Химическая связь. Валентность

Химическая связь взаимодействие атомов, обусловливающее их соединение в молекулы и кристаллы. Химическая связь имеет в основном электромагнитный характер. При образовании химической связи происходит перераспределение электронной плотности связывающихся атомов. По характеру этого распределения химические связи классифицируют на ковалентную, ионную, координационную, металлическую. По числу электронных пар, участвующих в образовании данной химической связи, различают простые (одинарные), двойные, тройные химические связи, по симметрии электронного распределения — и -связи, по числу непосредственно взаимодействующих атомов — двух-, трех- и многоцентровые.

Учение о связи занимает центральное место в современной химии, поскольку химия как таковая начинается там, где кончается изолированный атом и начинается молекула. В сущности, все свойства веществ обусловлены особенностями связей в них. Главное отличие химической связи от других видов взаимодействия между атомами заключается в том, что ее образование определяется изменением состояния электронов в молекуле по сравнению с исходными атомами.

Существует два основных метода описания связи, которые позволяют ответить на поставленные вопросы. Это методы валентных связей (ВС) и молекулярных орбиталей (МО).

Согласно принципу наименьшей энергии, внутренняя энергия молекулы по сравнению с суммой внутренних энергий образующих ее атомов должна понижаться. Внутренняя энергия молекулы включает сумму энергий взаимодействия каждого электрона с каждым ядром, каждого электрона с каждым другим электроном, каждого ядра с каждым другим ядром. Притяжение должно превалировать над отталкиванием.

Важнейшей характеристикой связи является энергия, определяющая ее прочность. Мерой прочности связи может служить как количество энергии, затрачиваемой на ее разрыв (энергия диссоциации связи), так и величина, которая при суммировании по всем связям дает энергию образования молекулы из элементарных атомов. Энергия разрыва связи всегда положительна. Энергия образования связи по величине та же, но имеет отрицательный знак.

Для двухатомной молекулы энергия связи численно равна энергии диссоциации молекулы на атомы и энергии образования молекулы из атомов. Например, энергия связи в молекуле НВr равна количеству энергии, выделяющейся в процессе Н + Вr = НВr. Очевидно, что энергия связи НВr больше количества энергии, выделяющейся при образовании НВr из газообразного молекулярного водорода и жидкого брома:

1/2Н2 (г.) + 1/2Вr2 (ж.) = НBr (г.),

на величину энергии испарения 1/2 моль Вr2 и на величины энергий разложения 1/2 моль Н2 и 1/2 моль Вr2 на свободные атомы.

Валентность атома показывает число связей, образуемых данным атомом с соседними атомами. Термин «химическое строение» впервые ввёл А. М. Бутлеров в 1861. Он подчёркивал, сколь существенно выражать строение единой формулой, показывающей, как в молекуле соединения каждый атом связан с др. атомами. Согласно Бутлерову, все свойства соединения предо-пределяются его молекулярным строением; точную структурную формулу можно установить по результатам изучения путей синтеза данного соединения. В 19 в. валентная связь изображалась чёрточкой между символами двух химических элементов. Г. Н. Льюис в 1916 предложил рассматривать образование химической связи, называемой теперь ковалентной связью, как результат того, что пара электронов становится общей для двух атомов.

Валентность –(от лат. valentia — сила), способность атома химического элемента (или атомной группы) образовывать определенное число химических связей с другими атомами (или атомными группами). Вместо валентности часто пользуются более узкими понятиями, напр. степень окисления, координационное число.

Ковалентная связь — химическая связь, осуществляемая парой валентных электронов. Обычно каждый из атомов для образования ковалентной связи отдает по одному валентному электрону, в противном случае это будет координационная связь.

  Двойная ковалентная связь между атомами углерода имеется в этилене C2H4, а тройная связь — в ацетилене C2H2

Различают следующие виды химической связи: ковалентная (полярная и неполярная; обменная и донорно-акцепторная), ионная, водородная и металлическая.

В образовании двойной связи участвуют две поделенные электронные пары, а в образовании тройной связи — три пары.

Ионная связь — это предельный случай ковалентной полярной связи — электронная пара, образующая связь, полностью смещена к одному из атомов. Существование молекулы как единого целого в случае ионной связи обеспечивается электростатическим взаимодействием образовавшихся ионов. Даже у молекул, образованных щелочными металлами и галогенами, чисто ионной связи не наблюдается: примешивается определенная доля ковалентной связи.

Металлическая связь. У металлов в узлах кристаллическай решетки находятся атомы и положительные ионы. Электроны, отданные атомами, находятся в общем владении атомов и положительных ионов. Такая связь называется металлической.

Водородная связь — сравнительно слабое взаимодействие атомов водорода одной молекулы (они несут на себе небольшие положительные заряды) снесвязыва ющими электронными парами других молекул (их атомы имеют небольшой отрицательный заряд). Водородную связь обычно изображают пунктиром или точками. Энергия водородной связи на порядок меньше, чем энергия нормальной химической связи.

1.3. Окислительно-восстановительные реакции

 

Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Окисление-восстановление—один из важнейших процессов природы.

Дыхание, усвоение углекислого газа растениями с выделением кислорода, обмен веществ и ряд других химических процессов в основе своей являются окислительно-восстановительными реакциями. Сжигание топлива в топках паровых котлов и двигателях внутреннего сгорания, электролитическое осаждение металлов, процессы, происходящие в гальванических элементах и аккумуляторах, включают реакции окисления-восстановления.

Получение элементарных веществ (железа, хрома, марганца, золота, серебра, серы, хлора, йода и т.д.) и ценных химических продуктов (аммиака, щёлочей, азотной, серной и других кислот) основана на окислительно-восстановительных реакциях.

Инертные газы лишь в исключительных случаях способны вступать в окислительно-восстановительные реакции.

Под степенью окисления атома в молекуле понимается условный электрический заряд данного атома, вызванный смещением валентных электронов к более электроотрицательному атому.

При этом условии предполагается, что электроны каждой связи в молекуле ( или ионе ) принадлежат более электроотрицательному атому.

Степень окисления атома обозначается числом со знаком ( + ) или ( — ) . Значение положительной степени окисления элемента соответствует числу оттянутых от атома электронов + , а величина отрицательной степени окисления – числу притянутых атомом электронов — .

Для определения степени окисления атомов в свободном состоянии и в химических соединениях следует руководствоваться данными ОЭО и следующим :

  1. Атомы кислорода в соединениях могут проявлять как целые, так и дробные степени окисления. Например, степень окисления кислорода в основном равна (-2), в H2O2 ( -1 ), в KO2 и КО2 – соответственно (-1/2 и –1/3 ) , а во фторокислороде ОF2— (+2 ). Для водорода характерна степень окисления +1, но встречается и –1 ( в гидридах металлов 2. Степень окисления атомов в простых ионных соединениях по знаку м величине равна электрическому заряду иона. Например, в хлориде калия степень окисления калия равна +1, а хлора – (-1).

    3.Если молекула образована за счёт ковалентной или ионно-ковалентной связи (например, SO2, NH3, HCl, HNO3) степень окисления более электроотрицательного атома обозначается со знаком -, а менее электроотрицательного атома – со знаком +.

    4.В отличие от рассмотренных выше молекул в молекулах, состоящих из одинаковых атомов (H2, Cl2, Br2, N2 и др. ), степень окисления атомов равна нулю, так как здесь не имеет места одностороннее оттягивание общих пар электронов к какому-либо одному атому. Например, в молекулах водорода ( Н : Н ) и хлора ( :Cl : Cl: ) степень окисления равна нулю, но ковалентность их соответствует единице по количеству электронных пар.

    5.В большинстве органических соединений химические связи имеют слабо выраженный полярный характер: присоединение к атомам углерода, составляющим скелет органических соединений ( например, фтора, кислорода, хлора, азота ), приводит к изменению электронной плотности между атомами углерода и указанных элементов и, тем самым, к увеличению полярности связи между ними. Степень окисления атомов в них определяется так же, как и в ковалентных полярных соединениях.

    6. Металлы в элементарном состоянии имеют равномерное распределение электронной плотности вокруг ядра, поэтому степень окисления их принимается равной нулю.

    7. В любом ионе алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равняется заряду иона, а сумма степеней окисления всех атомов, входящих в электронейтральное соединение, — нулю.

    8.Для комплексных соединений обычно указывают степень окисления центрального атома. Например, в К3 ( Fe ( CN6)) и (Ni (NH3)6 ) SO4 степень окисления железа равна +3, а никеля – (+2 ).

    Следует подчеркнуть, что понятие степени окисления является формальным и обычно не характеризует действительного состояния рассматриваемого атома в соединении. Во многих случаях степень окисления не равна валентности данного элемента.

    Все окислительно-восстановительные реакции можно разделить на следующие типы:

    1. Реакции межатомного и межмолекулярного окисления-восстановления -обмен электронами происходит между различными атомами, молекулами или ионами. Например, простейшие реакции соединения и замещения:

    2Ca+O2 = 2CaO
    2Hl+Br2 = 2HBr + I2
    2Al + 3CuSO4 =Al2( SO4)3 +3Cu
  2. Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления ) характерны для соединений или простых веществ, отвечающих одному из промежуточных значений степени окисления данного элемента, например:
    Cl2+2NaOH —— NaCl +NaClO

    P + H2 —— PH3 + H3PO3

  3. Реакции внутримолекулярного окисления-восстановления. В этих реакциях одна составная часть молекулы выполняет функцию окислителя, а другая восстановителя. Простейшими примерами таких реакций могут служить процессы термического разложения сложного вещества на более простые составные части, например:

    2NO2 —— NO2 + O2 4KСlO3 —— KСlO4 + KCl

    2KСlO3 —— 3O2 + 2KCl 2AgNO3 —— 2Ag + 2NО2 + O2

     

     

    1.4. Электролитическая диссоциация

     

    Электролитическая диссоциация — полный или частичный распад молекул растворенного вещества на ионы в результате взаимодействия с растворителем. Обусловливает ионную проводимость растворов электролитов.

    Для объяснения особенностей водных растворов электролитов шведским ученым С.Аррениусом в 1887 г. была предложена теория электролитической диссоциации. В дальнейшем она была развита многими учеными на основе учения о строении атомов и химической связи. Современное содержание этой теории можно свести к следующим трем положениям:

    1. Электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на ионы — положительные и отрицательные.

    Ионы находятся в более устойчивых электронных состояниях, чем атомы. Они могут состоять из одного атома — это простые ионы (Na+, Mg2+, Аl3+ и т.д.) — или из нескольких атомов — это сложные ионы (NО3, SO2-4, РОЗ-4и т.д.).

    2.  Под действием  электрического  тока ионы  приобретают  направленное движение: положительно заряженные ионы движутся к катоду, отрицательно заряженные — к аноду. Поэтому первые называются катионами, вторые — анионами. Направленное движение ионов происходит в результате притяжения их противоположно заряженными электродами.

    3. Диссоциация — обратимый процесс: параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).

    Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КA на катион К+ и анион А в общем виде записывается так:

    КА091413 0048 2 Неорганическая химия  K+ + A

    Теория электролитической диссоциации является одной из основных теорий в неорганической химии и полностью согласуется с атомномолекулярным учением и теорией строения атома.

    Поскольку электролитическая диссоциация — процесс обратимый, то в растворах электролитов наряду с их ионами присутствуют и молекулы. Поэтому растворы электролитов характеризуются степенью диссоциации (обозначается греческой буквой альфа α).

    Степень диссоциации — это отношение числа распавшихся на ионы молекул N’ к общему числу растворенных молекул N:

    091413 0048 3 Неорганическая химия

    Степень диссоциации электролита определяется опытным путем и выражается в долях единицы или в процентах. Если α = 0, то диссоциация отсутствует, а если α = 1 или 100%, то электролит полностью распадается на ионы. Если же α = 20%, то это означает, что из 100 молекул данного электролита 20 распалось на ионы.

    Различные электролиты имеют различную степень диссоциации. Опыт показывает, что она зависит от концентрации электролита и от температуры. С уменьшением концентрации электролита, т.е. при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда увеличивается. Как правило, увеличивает степень диссоциации и повышение температуры. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.

    1.5. Неметаллы (N, P, C, Si)

    Неметаллических элементов по сравнению к металлическими элементами относительно немного. Их размещение в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева отражено в таблице.

    <
    Период Размещение неметаллических элементов в периодической системе по группам
    I II III IV V VI VII VIII (благородные газы)
    1 H He
    2 B C N O F Ne
    3 Si P S Cl Ar
    4 As Se Br Kr
    5 Te I Xe
    6 Rn
    7

    Как видно из таблицы неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы. Так как в периодах слева направо у атомов элементов увеличивается заряды ядер и уменьшаются атомные радиусы, а в группах сверху вниз атомные радиусы также возрастают, то понятно, почему атому неметаллов сильнее, чем атомы металлов, притягивают наружные электроны. В связи с этим у неметаллов преобладают окислительные свойства. Особенно сильные окислительные свойства, т.е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-ом и 3-м периодах VI-VII групп. Самым сильным окислителем является фтор. В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличивается в следующем порядке: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F. Следовательно, энергичнее всего взаимодействует с водородом и металлами фтор:

    H2 + F2 à 2HF

    Менее энергично реагирует кислород:

    2H2 +O2 à 2H2 О

    Фтор – самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные свойства, т.е. способность отдавать электроны в химических реакциях.

    Кислород же, судя по его соединениям с фтором, может проявлять и положительную степень окисления, т.е. являться восстановителем.

    Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Причем эти свойства постепенно возрастают от кислорода к кремнию: O, Cl, N, I, S, C, P, H, B, Si. Так, например, хлор непосредственно с кислородом не соединяется, но косвенным путем можно получить его оксиды (Cl2 O, ClO2 , Cl2O2 ), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и, следовательно, проявляет восстановительные свойства. Еще легче с кислородом реагирует сера: она проявляет и окислительные свойства.

    Неметаллы образуют как одноатомные, так и двухатомные молекулы.

    К одноатомным неметаллам относятся инертные газы, практически не реагирующие даже с самыми активными веществами. Инертные газы расположены в VIII группе Периодической системы, а химические формулы соответствующих простых веществ следующие: He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn.

    Некоторые неметаллы образуют двухатомные молекулы. Это H2, F2, Cl2, Br2, I2 (элементы VII группы Периодической системы ), а также кислород O2 и азот N2. Из трехатомных молекул состоит газ озон (O3).

    Для веществ неметаллов, находящихся в твердом состоянии, составить химическую формулу довольно сложно. Атомы углерода в графите соединены друг с другом различным образом.

    Такие простые вещества, как озон и кислород, имеющие одинаковый качественный состав (оба состоят из одного и того же элемента — кислорода), но различающиеся по числу атомов в молекуле, имеют различные свойства.

    Неметаллы в виде простых тел находятся в твердом или газообразном состоянии (исключая бром – жидкость). Они не имеют физических свойств, присущих металлам. Твердые неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, они обычно хрупки, плохо проводят электрический ток и тепло (за исключением графита).

    Оксиды неметаллов относят к кислотным оксидам, которым соответствуют кислоты. С водородом неметаллы образуют газообразные соединения (например HCl, H2S, NH3). Водные растворы некоторых из них (например, галогеноводородов) – сильные кислоты. С металлами типичные неметаллы дают соединения с ионной связью (например, NaCl). Неметаллы могут при определенных условиях между собой реагировать, образуя соединения с ковалентной полярной (H2O, HCl) и неполярной связями (CO2).

    С водородом неметаллы образуют летучие соединения, как, например, фтороводород HF, сероводород H2S, аммиак NH3, метан CH4. При растворении в воде водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения: HF, HCl, HCl, HBr, HI, H2S, H2Se, H2Te.

    При растворении в воде аммиака образуются аммиачная вода, обычно обозначаемая формулой NH4OH и называемая гидроксидом аммония. Ее также обозначают формулой NH3 • H2O и называют гидратом аммиака.

    С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO2, N2O5), а других – более низкую (например, SO2, N2O2). Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO3 сильнее азотистой HNO2, а серная кислотаH2SO4 сильнее сернистой H2SO3.

    1.6. Металлы. Общие свойства. Коррозия. Металлы II, III, IV – VI группы (Ca, Ae, Fe)

    К металлам принадлежат все элементы побочных подгрупп, включая лантаноиды и актиноиды, элементы главных подгрупп I (за исключением водорода), II, III (за исключением бора) и некоторые элементы главных подгрупп групп IV – VI (германия, олово, свинец, сурьма, висмут, полоний).

    У атомов металлов на внешнем электронном слое имеется по несколько электронов, которые они легко отдают атомам неметаллов и переходят в положительно заряженные ионы. Поэтому металлы являются восстановителями.

    Большинство металлов довольно хорошо реагирует с кислородом (за исключением золота, платины и серебра), образуя соответствующие оксиды; взаимодействуют с серой, образуя сульфиды. Активные металлы реагируют с водой.

    Основным химическим свойством металлов является способность их атомов легко отдавать свои валентные электроны и переходить в положительно заряженные ионы. Типичные металлы никогда не присоединяют электронов; их ионы всегда заряжены положительно.

    Легко отдавая при химических реакциях свои валентные электроны, типичные металлы являются энергичными восстановителями.

    Способность к отдаче электронов проявляется у отдельных металлов далеко не в одинаковой степени. Чем легче металл отдает свои электроны, тем он активнее, тем энергичнее вступает во взаимодействие с другими веществами.

    Вытеснение одних металлов из их соединений другими металлами впервые было подробно изучено русским ученым Бекетовым, расположившим металлы по их убывающей химической активности в так называемый «вытеснительный ряд». В настоящее время вытеснительный ряд Бекетова носит название ряда напряжений.

    Металлы, расположенные в порядке возрастания их стандартных электродных потенциалов, и образуют электрохимический ряд напряжений металлов: Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.

      Ряд напряжений характеризует химические свойства металлов:

    1.   Чем меньше электродный потенциал металла, тем больше его восстановительная способность.

    2.   Каждый металл способен вытеснять(восстанавливать) из растворов солей те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него.

    3.   Все металлы, имеющие отрицательный стандартный электродный потенциал, то есть находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов кислот.

    Металлы, стоящие в ряду стандартных электродных потенциалов до водорода, реагируют с разбавленными растворами кислот с выделением водорода:

    Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

    Металлы реагируют с растворами солей менее активных металлов, происходит реакция обмена:

    Ni + CuSO4 = NiSO4 + Cu
    Металлы реагируют с кислотами-окислителями:

    Cu + 2H2SO4(конц) = CuSO4 + SO2 + 2H2O

    Металлы подвергаются коррозии. Коррозией называется процесс разрушения металлов в результате воздействия окружающей среды. Различают химическую и электрохимическую коррозию.

    Химическая коррозия — это взаимодействие металла. с химическими реагентами, при котором не возникает электрохимических процессов. Электрохимическая коррозия — это взаимодействие металлов с растворами электролитов.

    Металлы получают различными способами. Различают пиро-, гидро- и электрометаллургию. Пирометаллургия — это получение металлов из руд с помощью реакций восстановления, проводимых при высоких температурах. Гидрометаллургия — это получение металлов из растворов их солей. Электрометаллургия — получения металлов из их расплавленных оксидов или солей с помощью электролиза.

    В случае с металлами, говоря об их коррозии, имеют ввиду нежелательный процесс взаимодействия металла со средой. Физико-химическая сущность изменений, которые претерпевает металл при коррозии является окисление металла.

    Известно что большинство металлов ( кроме Ag,Pt,Cu,Au) встречаются в природе в ионном состоянии: оксиды, сульфиды, карбонаты и др., называемые обычно руды металлов.

    Ионное состояние более выгодно, оно характеризуется более меньшей внутренней энергией. Это заметно при получение металлов из руд и их коррозии. Поглощенная энергия при восстановлении металла из соединений свидетельствует о том , что свободный металл обладает более высокой энергией, чем металлическое соединение. Это приводит к тому, что металл находящийся в контакте с коррозионно-активной средой стремится перейти в энергетически выгодное состояние с меньшим запасом энергии.

    Коррозионный процесс является самопроизвольным, следовательно G=G-G (G и G относятся к начальному и конечному состоянию соответственно). Если G>G то G<0, т.е. коррозионный процесс возможен; G>0 коррозионный процесс невозможен; G=0 система металл-продукт находится в равновесии. То есть можно сказать, что первопричиной коррозии металла является термодинамическая неустойчивость металлов в заданной среде.

    Химическая коррозия — это взаимодействие металлов с коррозионной средой, при котором окисляется металл и восстанавливается окислительные компоненты коррозионной среды протекают в одном акте. Так протекает окисление большинства металлов в газовых средах содержащих окислитель (например, окисление в воздухе при повышении температуры)

    091413 0048 4 Неорганическая химия
    091413 0048 5 Неорганическая химия

    Электрохимическая коррозия — это взаимодействие металла с коррозионной средой, при котором ионизация атомов металла и восстановление окислительной компоненты среды происходит не водном акте, и их скорости зависят от электродного потенциала металла. По такому процессу протекают, например, взаимодействие металла с кислотами:

    091413 0048 6 Неорганическая химия

    эта суммарная реакция состоит из двух актов:

    091413 0048 7 Неорганическая химия
    091413 0048 8 Неорганическая химия

    II. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

    2. 1. Теория А.М. Бутлерова

    Основные положения теории химического строения А.М.Бутлерова

  4. Атомы в молекулах соединены друг с другом в определенной последовательности согласно их валентностям. Последовательность межатомных связей в молекуле называется ее химическим строением и отражается одной структурной формулой (формулой строения).
  5. Химическое строение можно устанавливать химическими методами. (В настоящее время используются также современные физические методы).
  6. Свойства веществ зависят от их химического строения.
  7. По свойствам данного вещества можно определить строение его молекулы, а по строению молекулы — предвидеть свойства.
  8. Атомы и группы атомов в молекуле оказывают взаимное влияние друг на друга.

    Теория Бутлерова явилась научным фундаментом органической химии и способствовала быстрому ее развитию. Опираясь на положения теории, А.М. Бутлеров дал объяснение явлению изомерии, предсказал существование различных изомеров и впервые получил некоторые из них.

    2.2. Углеводороды (алканы, алкены, алкоиды, алкины, ароматические)

    Углеводороды — органические соединения, в состав которых входят только два элемента: углерод и водород.

    Например: CH4, C2H6, C3H6, C6H6, C8H10 и т.п.

    В общем виде — СxHy

    Углеводороды имеют важное научное и практическое значение. Во-первых, представления о строении и свойствах этих веществ служат основой для изучения органических соединений других классов, т.к. молекулы любых органических веществ содержат углеводородные фрагменты. Во-вторых, знание свойств углеводородов позволяет понять исключительную ценность этих соединений как исходного сырья для синтеза самых разнообразных органических веществ, широко используемых человеком.

    В силу особенностей строения и свойств углерода его соединения с водородом весьма многочисленны и разнообразны. Это обусловлено рядом структурных факторов.

  • Атомы углерода способны соединяться между собой в цепи различного строения:

    091413 0048 9 Неорганическая химия
    и разной длины: от двух атомов углерода (этан CH3–CH3, этилен CH2=CH2, ацетилен CHºCH) до сотен тысяч (полиэтилен, полипропилен, полистирол и другие высокомолекулярные соединения).

    При одинаковом количестве атомов углерода в молекулах углеводороды могут отличаться числом атомов водорода.
    Пример:

    091413 0048 10 Неорганическая химия

    Одному и тому же элементному составу молекул (одной молекулярной формуле) может соответствовать несколько различных веществ – изомеров.
    Например, молекулярную формулу C4H8 имеют 6 изомерных соединений:


    091413 0048 11 Неорганическая химия

    Многочисленность и разнообразие углеводородов требуют их классификации.

    Классификацию углеводородов проводят по следующим структурным признакам, определяющим свойства этих соединений:

    1) строение углеродной цепи (углеродного скелета);

    2) наличие в цепи кратных связей С=С и СºC (степень насыщенности).

    1. В зависимости от строения углеродной цепи углеводороды подразделяют на две группы:

  • ациклические или алифатические, т.е. «жирные» (от греческого слова «алейфар» – «жир», т.к. впервые структуры с длинными углеродными цепями были обнаружены в составе жиров);
  • циклические.

    091413 0048 12 Неорганическая химия

    Открытая (незамкнутая) цепь алифатических углеводородов может быть неразветвленной или разветвленной. Углеводороды с неразветвленной углеродной цепью называют нормальными (н-) углеводородами.

    Среди циклических углеводородов выделяют:

  • алициклические (т.е. алифатические циклические);
  • ароматические (арены).

    В этом случае классификационным признаком служит строение цикла.

    К ароматическим углеводородам относят соединения, содержащие один или несколько бензольных циклов (формула бензола С6Н6).

    2. По степени насыщенности различают:

  • насыщенные (предельные) углеводороды (алканы и циклоалканы), в которых имеются только простые связи С-С и отсутствуют кратные связи;
  • ненасыщенные (непредельные), содержащие наряду с одинарными связями С-С двойные и/или тройные связи (алкены, алкадиены, алкины, циклоалкены, циклоалкины).
  • Общие характеристики углеводородов можно представить в сводной таблице:

    091413 0048 13 Неорганическая химия

    Алканы – алифатические (ациклические) предельные углеводороды, в которых атомы углерода связаны между собой простыми (одинарными) связями в неразветвленные или разветвленные цепи.

    Алканы – название предельных углеводородов по международной номенклатуре.

    Парафины– исторически сложившееся название, отражающее свойства этих соединений (от лат. parrum affinis – имеющий мало сродства, малоактивный).

    Предельными, или насыщенными, эти углеводороды называют в связи с полным насыщением углеродной цепи атомами водорода.

    Простейшие представители алканов:

    091413 0048 14 Неорганическая химия

  • Циклоалканы (циклопаpафины, нафтены, цикланы, полиметилены) – предельные углеводороды с замкнутой (циклической) углеродной цепью.

    Атомы углерода в циклоалканах, как и в алканах, находятся в sp3–гибридизованном состоянии и все их валентности полностью насыщены.

    Простейший циклоалкан – циклопpопан С3Н6 – представляет собой плоский трехчленный карбоцикл.

    091413 0048 15 Неорганическая химия

    Остальные циклы имеют неплоское строение вследствие стремления атомов углерода к образованию тетраэдрических валентных углов.

    Алкены (этиленовые углеводороды, олефины) — непредельные алифатические углеводороды, молекулы которых содержат двойную связь. Общая формула ряда алкенов CnH2n. Простейшие представители:

    091413 0048 16 Неорганическая химия

    В отличие от предельных углеводородов, алкены содержат двойную связь С=С, которая осуществляется 4-мя общими электронами:

    091413 0048 17 Неорганическая химия

    Алкадиены (диены) – непредельные алифатические углеводороды, молекулы которых содержат две двойные связи. Общая формула алкадиенов СnH2n-2.

    Свойства алкадиенов в значительной степени зависят от взаимного расположения двойных связей в их молекулах.

    Арены или ароматические углеводороды – это соединения, молекулы которых содержат устойчивые циклические группы атомов (бензольные ядра) с замкнутой системой сопряженных связей. Простейшие представители (одноядерные арены):

    091413 0048 18 Неорганическая химия

    Ароматичность молекулы означает ее повышенную устойчивость, обусловленную делокализацией p-электронов в циклической системе.

    Критерии ароматичности аренов:

  1. Атомы углерода в sp2-гибридизованном состоянии образуют циклическую систему.
  2. Атомы углерода располагаются в одной плоскости (цикл имеет плоское строение).
  3. Замкнутая система сопряженных связей содержит
    4n+2 p-электронов (n – целое число).

    Этим критериям полностью соответствует молекула бензола С6Н6.

    2.3. Кислородосодержащие органические вещества: спирты, фенолы, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты, эфиры простые и сложные, жиры, углеводы

     

    Альдегиды и кетоны относятся к карбонильным органическим соединениям.
    Карбонильными соединениями называют органические вещества, в молекулах которых имеется группа >С=О (карбонил или оксогруппа).

    Общая формула карбонильных соединений:

    091413 0048 19 Неорганическая химия

    В зависимости от типа заместителя Х эти соединения подразделяют на: альдегиды ( Х = Н ); кетоны ( Х = R, R’ ); карбоновые кислоты ( Х = ОН ) и их производные ( Х = ОR, NH2, NHR, Hal и т.д.).

    Альдегиды — органические соединения, в молекулах которых атом углерода карбонильной группы (карбонильный углерод) связан с атомом водорода. Общая формула:   R–CН=O  или

    091413 0048 20 Неорганическая химия

    R = H, алкил, арил

    Функциональная группа –СН=О называется альдегидной.
    Кетоны — органические вещества, молекулы которых содержат карбонильную группу, соединенную с двумя углеводородными радикалами. Общие формулы:   R2C=O,  R–CO–R’

    Систематические названия альдегидов строят по названию соответствующего углеводорода и добавлением суффикса -аль. Нумерацию цепи начинают с карбонильного атома углерода.

    Тривиальные названия производят от тривиальных названий тех кислот, в которые альдегиды превращаются при окислении.

    Формула

    Название

    систематическое

    тривиальное

    H2C=O

    метаналь

    муравьиный альдегид (формальдегид)

    CH3CH=O

    этаналь

    уксусный альдегид (ацетальдегид)

    (CH3)2CHCH=O

    2-метил-пропаналь

    изомасляный альдегид

    CH3CH=CHCH=O

    бутен-2-аль

    кротоновый альдегид

    Систематические названия кетонов несложного строения производят от названий радикалов (в порядке увеличения) с добавлением слова кетон.

    Например:

    CH3–CO–CH3 — диметилкетон (ацетон);

    CH3CH2CH2–CO–CH3 — метилпропилкетон.

    В более общем случае название кетона строится по названию соответствующего углеводорода и суффикса -он; нумерацию цепи начинают от конца цепи, ближайшего к карбонильной группе (заместительная номенклатура ИЮПАК).

    Спиртами называют производные углеводородов, содержащие группу (или несколько групп) -OH, называемую гидросильной группой или гидросилом. По числу гидросильных групп, содержащихся в молекуле, спирты делятся на одноатомные, двухатомные, трехатомные и многоатомные. Подобно предельным углеводородам, одноатомные спирты образуют закономерно построенный ряд гомологов: CnH2n+1H (алканы); CnH2n+1OH (спирты).Как и в других гомологических рядах, каждый член ряда отличается по составу от предыдущего и последующих членов на гомологическую разность (-CH2-). При переходе от низших к в высшим членам ряда процентное содержание кислорода резко уменьшается, а углерода увеличивается. В зависимости от того, при каком атоме углерода находится гидроксил, различают первичные, вторичные и третичные спирты. В молекулах первичных спиртов содержится группа -CH2OH, связанная с одним радикалом, или атомом водорода у метанола. Для вторичных спиртов- CH-OH. Соответственно, для третичных- C-OH.

    По номенклатуре ИЮПАК названия одноатомных спиртов образуются от названия предельных углеводородов с соответствующим числом атомов углерода с добавлением мокончания -ол, например CH3OH- метанол, C2H5OH- этанол. В спиртах, которые могут иметь изостроение, цифрой указывают номер углеродного атома, при котором расположена гидроксильная группа. Атомы углерода главной цепи нумеруются с того конца, к которому ближе спиртовая группа.

    091413 0048 21 Неорганическая химия
    091413 0048 22 Неорганическая химия

    Двухатомные спирты, или гликоли, содержат две гидроксильные группы при разных атомах углерода. Их общая формула CnH2n(OH)2.Название гликоли объясняется сладким вкусом первого представителя ряда- гликоля
    (от греч. «гликос»- сладкий). По номенклатуре ИЮПАК двухатомные спирты называются алкандиолы.

    Простейшим представителем алкандиолов является спирт состава HO-CH2CH2-OH, так называемый этиленгликоль (по номенклатуре ИЮПАК этандиол).

    Трехатомные спирты содержат три гидроксильных группы при разных атомах углерода. Их общая формула CnH2n-1(OH)3

    Простейшим трехатомным спиртом является глицерин C3H5(OH)3

  • Фенолы – гидроксисоединения, в молекулах которых ОН-группы связаны непосредственно с бензольным ядром.

    В зависимости от числа ОН-групп различают одноатомные фенолы (например, вышеприведенные фенол и крезолы) и многоатомные. Среди многоатомных фенолов наиболее распространены двухатомные:

    091413 0048 23 Неорганическая химия

    Как видно из приведенных примеров, фенолам свойственна структурная изомерия (изомерия положения гидроксигруппы).

     

    2.4. Азотсодержащие вещества: амины, анилин, аминокислоты. Белки

  • Известно множество природных и синтетических органических соединений, содержащих в своем составе атомы азота.

    Амины – органические производные аммиака NH3, в молекуле которого один, два или три атома водорода замещены на углеводородные радикалы:

    RNH2,       R2NH,       R3N

    Простейший представитель – метиламин:

    091413 0048 24 Неорганическая химия

    Амины классифицируют по двум структурным признакам.

  1. По количеству радикалов, связанных с атомом азота, различают первичные, вторичные и третичные амины.
  2. По характеру углеводородного радикала амины подразделяются на алифатические (жирные), ароматические и смешанные (или жирноароматические).

    АМИНЫ

    Первичные

    Вторичные

    Третичные

    Алифатические (жирные)

    CH3NH2
    Метиламин

    (CH3)2NH
    Диметиламин

    (CH3)3N
    Триметиламин

    Ароматические

    C6H5NH2
    Фениламин(анилин)

    (C6H5)2NH
    Дифениламин

    (C6H5)3N
    Трифениламин

    Смешанные

    C6H5-NH-СН3
    Метилфениламин

    C6H5-N(СН3)2
    Диметилфениламин

    Кроме того, к аминам относятся азотсодержащие циклы, в которых атом азота связан с углеродными атомами.

    Аминокислоты – органические бифункциональные соединения, в состав которых входят карбоксильные группы –СООН и аминогруппы -NH2.Это замещенные карбоновые кислоты, в молекулах которых один или несколько атомов водорода углеводородного радикала заменены аминогруппами.

    Простейший представитель – аминоуксусная кислота H2N-CH2-COOH (глицин)

    091413 0048 25 Неорганическая химия

    Аминокислоты классифицируют по двум структурным признакам.

  3. В зависимости от взаимного расположения амино- и карбоксильной групп аминокислоты подразделяют на a-, b-, g-, d-, e- и т. д.

    091413 0048 26 Неорганическая химия

  4. По характеру углеводородного радикала различают алифатические (жирные) и ароматические аминокислоты. Приведенные выше аминокислоты относятся к жирному ряду. Примером ароматической аминокислоты может служить пара-аминобензойная кислота:

    091413 0048 27 Неорганическая химия

    СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ

  5. Суворов А.В., Никольский А.Б. Курс общей химии .–М.: Химиздат, 2003.
  6. Хомченко И.Г. Общая химия. М., 2004.
  7. Цитович И.К. Курс химии.–М.: Ввысшая школа, 2003.

<

Комментирование закрыто.

MAXCACHE: 1.02MB/0.00146 sec

WordPress: 23.03MB | MySQL:122 | 1,556sec