В. И. Москаленко химия конспект
| Вид материала | Конспект |
- Конспект лекций по курсу «Неорганическая и аналитическая химия», 18.21kb.
- И в свет разрешаю на основании "Единых правил", п 14 Заместитель первого проректора-, 350.14kb.
- Рабочая программа дисциплины (модуля) «математический анализ», 424.74kb.
- Рабочая программа дисциплины (модуля) «Уравнения математической физики», 266.58kb.
- Рабочая программа дисциплины (модуля) «Линейная алгебра и аналитическая геометрия», 275.82kb.
- Утверждаю, 65.11kb.
- Программа «аналитическая химия» по направлению подготовки 020100 «Химия», 31.74kb.
- Рабочая программа по дисциплине «Спектральные методы анализа» для специальности 020101, 175.88kb.
- «Неорганическая химия», 1345.55kb.
- Рабочая программа по дисциплине «органическая химия» для направления 020100-Химия (цикл, 697.58kb.
В. И. Москаленко
ХИМИЯ
Конспект лекций
Для студентов I курса
специальностей «Физика» и «Радиофизика»
СОДЕРЖАНИЕ
Часть I. Общая химия 2
1. Основные понятия химии 2
2. Научные открытия корца XIX – начала XX вв 2
3. Основные понятия химии 3
4. Строение атома 5
5. Химическая связь 10
6. Закономерности протекания химических процессов 15
7. Растворы 22
8. Растворимость. Константы растворимости 31
9. Окислительно-восстановительные реакции 33
10. Координационные соединения 38
Часть II. Неорганическая химия 42
11. Химия s-элементов 42
12. Химия p-элементов 45
13. Химия d-элементов 58
Часть II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
11. Химия s-элементов
В атомах s-элементов электроны заполняют s-подуровень внешнего уровня. В периодической системе есть 14 s-элементов (включая водород и гелий). Они, в частности, образуют IA и IIA группы периодической системы.
11.1. Химия элементов IA группы.
Элементы IA группы, называемые щелочными металлами, имеют электронную формулу ns1. Они являются сильными восстановителями. Для них характерна степень окисления +1. В этой степени окисления атомы щелочных металлов устойчивы и восстанавливаются с большим трудом. В природе щелочные металлы находятся в виде соединений - солей : хлоридов, сульфатов, карбонатов, силикатов и т.д. Из-за устойчивости соединений щелочных металлов в их степени окисления +1, эти металлы можно получить лишь электролизом расплавов их солей или действием более сильных восстановителей. Например, натрий получают электролизом расплава NaCl, а калий - пропусканием паров натрия через хлорид калия при 800оС:
KCl + Na K + NaCl
Щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом, на свежем срезе имеют серебристую окраску. Все они легкие и легкоплавкие металлы с хорошей электропроводностью. В парообразном состоянии атомы щелочных металлов образуют молекулы Э2, например, Na2. В кристаллическом состоянии для щелочных металлов характерны объемно-центрированные кубические решетки.
Химические свойства щелочных металлов.
Щелочные металлы весьма активны. Их активность увеличивается в ряду от лития к францию, с увеличением их радиусов и уменьшением их потенциалов ионизации. Кислород воздуха окисляет их при обычной температуре:
4Na + O2 2Na2O
поэтому их хранят под слоем углеводорода (керосина).
При сгорании щелочные металлы образуют оксиды Li2O, пероксиды Na2O2, супероксиды KO2:
4Li + O2 2Li2O
2Na + O2 2Na2O2
K + O2 KO2
Щелочные металлы активно реагируют с неметаллами (галогенами, водородом, серой, фосфором и др.). Например:
2Na + Cl2 2NaCl
2Na + H2 2NaH
Щелочные металлы реагируют с водой, образуя соответствующие гидроксиды и водород, а поскольку реакция экзотермическая, то выделяющийся водород самовоспламеняется:
2Na + 2H2O 2NaOH + H2
2H2 + O2 2H2O
Химические свойства соединений щелочных металлов
Гидриды щелочных металлов - солеобразные вещества - например, Na+1Н-1, взаимодействуют с водой и кислотами:
NaH + H2O NaOH + H2
NaH + HCl NaCl + H2
Оксиды щелочных металлов являются активными основными оксидами:
Na2O + H2O NaOH
Na2O+ _ CO2 Na2CO3
Na2O + 2HCl 2NaCl + H2O
Гидроксиды щелочных металлов являются растворимыми гидроксидами - щелочами. При этом их степень диссоциации увеличивается от LiOH к CsOH.
NaOH Na+ + OH- ( = 1)
2NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O
2NaOH + H2SO4 Na2SO4 + 2H2O
2NaOH + ZnO
Na2ZnO2 + H2O3NaOH + Al(OH)3 Na3[Al(OH)6]
3NaOH + FeCl3 Fe(OH)3 + 3NaCl
Пероксиды Na2O2 и супероксиды KO2 являются сильными окислителями, они разлагаются водой с образованием H2O2 и O2:
Na2O2 + 2H2O 2NaOH + H2O2
2KO2 + 2H2O 2KOH H2O2 + O2
Соли щелочных металлов хорошо растворяются в воде (кроме солей лития). Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет, соли натрия - в желтый цвет, соли калия - в светло-фиолетовый цвет. Соли щелочных металлов со слабыми кислотами гидролизуются, создавая щелочную среду.
NaCl - поваренная соль. Человек потребляет 5-10 кг соли в год. NaNO3 - азотное удобрение. Сода Na2CO3 используется в производстве стекла, мыла, в текстильной и бумажной промышленности. Избыток солей натрия в почве - засоление почв - снижает их плодородие. Соли калия KCl, KNO3, KPO3 являются удобрениями.
11.2. Химия элементов IIA группы.
Элементы IIA группы имеют электронную формулу ns2. Все они являются металлами, сильными восстановителями, несколько менее активным, чем щелочные металлы. Для них характерна степень окисления +2 и валентность 2. При образовании ковалентной связи происходит sp возбуждение электрона и sp-гибридизация АО. Элементы IIA группы можно разделить на три части: 1) щелочноземельные металлы Ca, Sr, Ba, Ra, основания которых являются щелочами, 2) Мg, основание которого мало растворимо в воде, 3) Ве, основание которого является амфотерным основанием. В природе элементы IIA группы находятся в виде солей: сульфатов, карбонатов, фосфатов, силикатов. Эти элементы получают электролизом расплавов их солей. Элементы IIA группы представляют собой легкие серебристые металлы, более твердые, чем щелочные металлы.
Химические свойства элементов
Элементы IIA группы - менее активные восстановители, чем щелочные металлы. Их восстановительные свойства увеличиваются от бериллия к радию. Кислород воздуха окисляет Ca, Sr, Ba, Ra при обычной температуре. Mg и Be покрыты оксидными пленками и окисляются кислородом только при нагревании:
2Ca + O2 2CaO
2Mg + O2
2MgOАктивные восстановители, металлы IIA группы, реагируют с неметаллами (например, с хлором), водой, кислотами:
Ca + Cl2 CaCl2
Ca+ 2H2O Ca(OH)2 + H2
Mg+ 2HCl MgCl2 + H2
4Mg + 10HNO3(разб.) 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Химические свойства соединений
Гидриды щелочноземельных металлов являются ионными солеобразными соединениями и взаимодействуют с водой и кислотами:
CaH2 + 2H2O Ca(OH)2 + 2H2
CaH2 + 2HCl CaCl2 + 2H2
Оксиды щелочноземельных металлов Ca, Sr, Ba, Ra растворяются в воде c образованием щелочей. Оксид магния - мало растворим в воде и имеет только основные свойства. Нерастворимый в воде оксид бериллия имеет амфотерные свойства.
BeO + H2O
BeO + 2HCl BeCl2 + H2O
BeO + 2NaOH
Na2BeO2MgO + H2O
MgO + 2HCl MgCl2 + H2O
MgO + NaOH
CaO + H2O Ca(OH)2
CaO + CO2 CaCO3
CaO + 2HCl CaCl2 + H2O
Гидроксиды Ca, Sr, Ba, Ra являются щелочами, гидроксид Mg - малорастворимый основной гидроксид, гидроксид Be - амфотерный гидроксид.
Be(OH)2 + 2HCl BeCl2 + 2H2O
Be(OH)2 + 2NaOH Na2[Be(OH)4]
Mg(OH)2 + 2HCl MgCl2 + 2H2O
Ba(OH)2 + 2HCl BaCl2 + 2H2O
Ba(OH)2 + CO2 BaCO3 + H2O
Ba(OH)2 + H2SO4 BaSO4 + 2H2O
Карбонаты и сульфаты элементов IIA группы малорастворимы в воде. Карбонаты растворяются в кислотах:
CaCl2 + Na2CO3 CaCO3+ 2NaCl
CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2
Содержание ионов Ca2+ и Mg2+ обуславливает жесткость воды: временную, если есть гидрокарбонаты Ca и Mg, и постоянную, если в воде есть хлориды или сульфаты Ca и Mg. При кипячении жесткая вода смягчается за счет уменьшения временной жесткости воды:
Ca(HCO3)2
CaCO3 + H2O + CO2Жесткость воды (Ж) измеряется в миллимолях эквивалентов солей в 1 литре воды: Ж = 1000Сэ , где Сэ - молярная концентрация эквивалентов (нормальность) солей в воде.
Соли BaCl2 и BaCO3 ядовиты и используются в качестве инсектицидов. Магний является важным конструкционным материалом, является микроэлементом, входит в состав хлорофилла. Гашеная известь используется в строительстве. Соли кальция, например, CaSO42H2O - гипс - используется для гипсования засоленных почв.
12. Химия р-элементов
В атомах р-элементов электроны заполняют р-подуровень внешнего уровня. В периодической системе есть 30 р-элементов. У атомов р-элементов, расположенных в главных подгруппах III - VIII групп. У р-элементов являются валентными не только р-, но и S-электроны внешнего уровня. Высшая степень окисления атомов р-элементов равна номеру группы.
12.1. Химия элементов IIIA группы
Элементы IIIА группы имеют электронную формулу ns2np1. Они являются значительно менее активными восстановителями, чем щелочноземельные металлы. Для них характерна степень окисления +3, и валентность 3. При образовании ковалентной связи происходит sp возбуждение электрона и sp2 гибридизация АО. В группе сверху вниз растут металлические свойства элементов, растут восстановительные свойства их атомов. Увеличиваются основные свойства гидроксидов и уменьшаются их кислотные свойства:
| Элементы | Оксиды | Гидроксиды | |||
| B | - неметалл | B2O3 | - кислотный | H3BO3 | - кислота |
| Al | - металл | Al2O3 | - амфотерный | Al(OH)3 | - амфотерный |
| Ga | - металл | Ga2O3 | - амфотерный | Ga(OH)3 | - амфотерный |
| In | - металл | In2O3 | - амфотерный | In(OH)3 | - амфотерный |
| Tl | - металл | Tl2O3 | - основной | Tl(OH)3 | - основание |
Соединения Tl3+ являются сильными окислителями и восстанавливаются до соединений Tl+.
Свойства бора и его соединений
Бор находится в природе в виде соединений, например, буры - Na2B4O710H2O. Бор является неметаллом. При нагревании взаимодействует с кислородом:
4B + 3O2 2B2O3
Оксид бора является кислотным оксидом и растворяется в воде с образованием слабой ортоборной кислоты:
B2O3 + 3H2O 2H3BO3 (К1 = 610-10)
Ортоборная кислота H3BO3 при нагревании последовательно разлагается до метаборной кислоты HBO2 , тетраборной кислоты H2B4O7 и борного ангидрида B2O3.
H3BO3
HBO2 H2B4O7 B2O3Ортоборная кислота H3BO3 взаимодействует с щелочами и образует соли тетраборной кислоты:
4H3BO3 + 2NaOH Na2B4O7 + 7H2O
Сильные кислоты при взаимодействии с тетраборатом натрия вытесняют слабую ортоборную кислоту:
Na2B4O7 + H2SO4 + 5H2O Na2SO4 + 4H3BO3
Ортоборная кислота взаимодействует с этанолом в присутствии концентрированной серной кислоты с образованием борно-этилового эфира, который горит зеленым пламен ем.
OH OC2H5 
B OH + 3HOC2H5 B OC2H5 + 3H2OOH OC2H5
Бор является микроэлементом. Микроэлементы (или микроудобрения) - это соединения B, Cu, Mn, Co, Mo и др. Они повышают активность ферментов, катализируют биохимические процессы, способствуют синтезу белков и нуклеиновых кислот, витаминов, сахаров и крахмала, влияют на фотосинтез, ускоряют рост растений и созревание семян. Соединения бора влияют на углеводный обмен и необходимы для нормального роста и образования семян.
Свойства алюминия и его соединений
В промышленности алюминий получают электролизом расплава боксита Al2O3 в криолите Na3AlF6 при 960оС.
Al2O3
Al3+ + AlO33-На катоде идет восстановление: Al3+ + 3е Al
На аноде идет окисление: 4AlO33- - 12е 3О2 + 2Al2O3
Алюминий покрыт инертной защитной пленкой Al2O3. Без оксидной пленки Al очень активен и взаимодействует с кислородом и водой:
4Al + 3O2 2Al2O3
2Al + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2
Алюминий взаимодействует с кислотами и щелочами:
2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2
2Al + 6NaOH + 6H2O Na3[Al(OH)6] + 3H2
Оксид алюминия имеет амфотерные свойства:
Al2O3 + H2O
Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 2NaOH
2NaAlO2 + H2OГидроксид алюминия можно получить из солей действием гидроксида аммония или действием недостатка щелочи. Гидроксид алюминия имеет амфотерные свойства.
AlCl3 + 3NH4OH Al(OH)3 + 3NH4Cl
AlCl3 + 3NaOH Al(OH)3 + 3NaCl
Al(OH)3 + 3NaOH Na3[Al(OH)6]
Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O
Соли алюминия гидролизуются. Некоторые из них (Al2S3, Al2(CO3)3) полностью разлагаются водой.
Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2S
Алюминий используется для получения металлов - метод алюминотермии. Термитная смесь Al + Fe3O4 при поджигании выделяет большое количество энергии, получаемое железо при этом расплавляется.
8Al + 3Fe3O4 9Fe + 4Al2O3
Алюминий широко применяется как конструкционный материал, а также в электротехнике. Соединения индия и таллия ядовиты. Так сульфат таллия используется как зооцид для борьбы с грызунами.
12.2. Химия элементов IVA группы
Элементы IVA группы имеют электронную формулу ns2np2. Углерод и кремний являются неметаллами, германий, олово, свинец - металлами. Для элементов характерны степени окисления +4, +2, 0, -4 и валентность 4. В возбужденном состоянии атомы имеют конфигурацию ns1np3, в этом состоянии для них характерна s1p3-гибридизация.
Свойства углерода и его соединений
Оксид углерода(II) СО является безразличным оксидом, также, как и SiO, NO, N2O. Его можно получить:
CO2 + 2CO или 2С + О2 2СО
СО - сильный восстановитель:
3СO + Fe2O3
2Fe + 3CO2CO + CuO
Cu + CO2CO - угарный газ - ядовит, реагирует с гемоглобином, образую карбоксигемоглобин.
Оксид углерода(IV) CO2 - углекислый газ - взаимодействует с водой, образуя слабую, неустойчивую угольную кислоту H2CO3:
CO2 + H2O
H2CO3H+ + HCO3-2H+ + CO32-CO2 взаимодействует с основаниями, образуя карбонаты и гидрокарбонаты:
CO2 + Ca(OH)2 CaCO3 + H2O
+ CaCO3 + H2O Ca(HCO3)2
В промышленности CO2 получают при обжиге известняка CaCO3, получая негашеную известь СаО, при температуре более 950оС:
CaCO3
CO2 + CaOВ лаборатории CO2 получают в аппарате Киппа, действуя на мрамор соляной кислотой:
CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2
Образующийся при этом СО2 очищают от примесей HCl и паров воды, пропуская через раствор гидрокарбоната натрия и концентрированную серную кислоту:
HCl + NaHCO3 NaCl + H2O + CO2
H2O + H2SO4(конц.) H2SO4H2O
СО2 не горит и не поддерживает горение, его используют для тушения пожара. CaCO3 используют для известкования сильнокислых почв.
В соединениях с металлами углерод проявляет отрицательные степени окисления: Al4+3C3-4, Ca+2C2-1 и др. Ацетиленид (“карбид”) кальция CaC2 получают при высокой температуре сплавлением оксида кальция с углем. При взаимодействии с водой CaC2 образует ацетилен.
СаО + 3С
CaC2 + СОCaC2 + 2H2O Ca(OH)2 + C2H4