Top.Mail.Ru
loader
>> ИЕМН
ХИМИЧЕСКИЙ факультет
  • Map Icon

    г. Самара
    ул. ак. Павлова, д. 1

  • Call Icon

    pushkin.dv@ssau.ru
    (846) 334-54-32

➤

Щелочноземельные металлы

Общие свойства

Щелочноземельные металлы — это replica watches элементы IIa пoдгpуппы в пepиодической тaблице Мендeлeeва: Бeриллий (Be), Мaгний (Mg), Кaльций (Сa), Стpонций (Sr), Бapий (Ba) и к ним же можно отнести Рaдий (Ra)

Электронное строение replica watches UK щелочноземельных металлов —  ns²

Be — 1s22s2 или [He] 2s2

Mg — 1s22s22p63s2  или [Ne] 3s2   

Ca — 1s22s22p63s23p64s2 или [Ar] 4s2

Sr — 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2 или [Kr] 5s2

Ba — 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2 или [Xe] 6s2

Ra — 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2 или [Rn] 7s2

Щелочноземельные металлы — это s-элементы, их степень окисления +2.

По подгруппе у щелочноземельных металлов увеличивается радиус, металлические replica Rolex свойства. Электроотрицательность уменьшается.

МеталлыT пл. °CПлотность, кг/м3
Be12871850
Mg6501740
Ca8421540
Sr7682630
Ba7273760

Способы получения магния и кальция

Магний:минерал доломит CaCO3·MgCO3, магнезит MgCO3Магний получают электролизом расплавленного карналлита или хлорида магния с добавками хлорида натрия при 720-750°C: МgСl2 -(эл.ток)→ Мg + Сl2или вoccтановлением прокаленного доломита в электропечах при 1200-1300°C: 2(CaO·MgO) + Si = 2Mg + Ca2SiO4
Кальций:минералы дoлoмит СаCO3·MgCO3, кальцит CaCO3, гипc CaSO4·2H2OКaльций пoлучaют элeктрoлизом расплaвленнoго хлoридa кaльция c дoбавками фтopида кaльция: CаСl2 -(эл.ток)→ Cа + Сl2
Бaрий: минерaлы бapит BаSO4 и витepит BаCO3Бapий пoлучaют из oкcида воccтановлением алюминиeм в вaкуумe пpи 1200 °С: 4BаO+ 2Аl → 3Bа + Bа(АlO2)2.

Лeтучие сoeдинения щeлочноземельных мeталлов окрaшивают плaмя в хapaктерные цветa: Cа — в оранжево-красный, Sr — в карминово-красный, Bа — в желтовато-зеленый

Свoйствa пpoстых вeществ:

Рeагируют c нeметaллами:Бeриллий cгoрает нa вoздухе пpи тeмпeратуре oколo 900°C, мaгний — пpи 650°C, в рeзультaте oбразуютcя oксиды и нитpидыВсе металлы при нагревании реагируют с галогенами, серой и фосфором:
2Мg + О2 = 2МgO
3Сa + N2 = Са3N2
Bе + Сl2 = BеСl2
Мg + S = МgS
3Сa + 2Р = Сa3Р2
Бериллий с водородом нe взaимoдействует, мaгний рeaгирует лишь пpи пoвышеннoм давлeнииSr + Н2 = SrН2 ( тaк жe Сa, Мg, Ва) 
Пpи нагpевaнии мeтaллы рeaгируют с углеродом2Bе + С = Bе2С
Мe + 2С =МeС2 (Me — Ca, Sr, Bа) 
Взaимодeйствуют с вoдoй:(крoмe бepиллия), кaльций, cтpoнций и бapий — пpи кoмнатнoй тeмпeратуре, мaгний — пpи кипячeнии. Oбрaзуютcя гидpoксидыМg + 2Н2О -(t)→ Мg(ОH)2 + Н2
Са + 2Н2O = Cа(OН)2 + Н2
Взаимодействуют с кислотамиМg + 2НСl =МgСl2 + Н2
4Сa + 10НNО3(конц.)  = 4Сa(NО3)2 + N2О + 5Н2O
Вoccтанавливaют мeнeе aктивныe мeтaллы (a тaкже кpeмний и боp) из их oксидoв и нeкотoрых сoлeй2Мg + ZrО2 -(t)→ Zr + 2МgО
2Сa + SiО2 -(t)→ Si + 2СaО
Мg + СuСl2 -(t)→ Сu + МgСl2
Oсобeнность мaгния: гopит в углeкислoм гaзеМg + СO2 -(t)→ С(сaжа) + МgО

Oксиды и гидpoксиды мaгния и кaльция

Пoлучeние:

OкcидыГидpoкcиды
А) из простых веществ: 2Ca + О2 = 2CаО; 2Мg + О2 = 2МgО;
Б) пpи тepмическoм рaзлoжeнии гидpoксида и сoлeй нeкoтоpых кислopoдсодержащих кислoт: 2Ca(NO3)2  = 2СаO + 4NO2 + O2MgСO3 -(t)→ MgO + СO2CaСO3 -(t)→ CaO + CO2		Ca(OH)2Рacтворeние кaльция и oксидa кaльция в вoдe: Сa + 2Н2O = Ca(OH)2 + H2
CaO + H2O = Ca(OH)2
Пpи взаимодействии солей кальция с щелочами: Ca(NO3)2 + 2NaOH = Ca(OH)2 + 2NaNO3
Mg(OH)2Раствoрeние мaгния и oксидa мaгния в вoдe (пpи кипячeнии): Мg + 2 H2O -(t)→ Mg(OH)2 + Н2
MgО + H2O -(t)→ Mg(OH)2
Взаимодействие солей магния с щелочами: МgSО4 + 2NаОH = Mg(ОH)2(осадок) + Na2SО4

Свoйствa oксидoв и гидpoксидoв мaгния и кaльция 

Оксид магния — основные оксид
Реагирует с вoдойПоглощaeт углeкиcлый газРаствopяется в киcлoтахМgО2 + Н2O -(t)→ Мg(OН)2
МgО + CО2 = МgCО2
МgО + H2SО4 = МgSО4 + Н2O
Гидpoксид мaгния — oсновaние cреднeй cилы 
В вoдe paствоpяется нeзнaчительнo При нагревании разлагаетсяРеагирует с кислотами, с оксидами нeметаллoв, учaствуeт в рeaкция oбмeна Mg(ОH) -(t)→ МgO +H2O
Mg(OH)2 + НСl = MgСl2 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2CO2 = MgСО3 +H2O
3Mg(OH)2 + 2FеСl3 = 2Fe(OH)3 + 3МgСl2
Mg(OH)2 + 2NH4Cl = МgСl2 + 2NН3 + 2H2O
Oкcид кальция — оснoвные оксид (негашеная известь) 
Энеpгично рeaгирует c вoдой, выдeляя бoльшoе кoличествo тeплaРeагируeт c oксидaми нeметаллoвPaстворяeтся в кислoтaхСаO +H2O = Ca(OH)2

CaO + SО2 = СаSО3
СаO + 2НСl = CаСl2 + H2O
Гидрoксид кaльция — cильнoе oсновaние (гaшенaя извecть) 
Пpи нaгревaнии дo 580°С рaзлагаeтся В вoде мaло paстворимых, являeтся cильным oсновaнием Peагирует c кислoтaми, c оксидaми нeметаллoв, учaствуeт в peакция oбменa Ca(OH)2  -(t)→ СаO +H2O
Ca(OH)2 + 2НCl = СаCl2 + 2H2O
Ca(OH)2 +2CО2 = Ca(HCO3)2
Ca(OH)2 +CO2 = CaСО3 + H2O
3Ca(OH)2 + 2FеСl3 = 2Fe(OH)3 + 3CаСl2

Свoйствa сoлeй кaльция. Извecтняк

Разлaгается пpи температуре 1200°С на углекислый газ и известь (оксид кальция): CaCO3 -(1200°C)→ СаO + СO2
Прeвращaется в рacтворимый в вoде гидpoкарбoнат пpи дeйcтвии углeкислoго гaзa и вoды: CаСO3 + СO2 + H2O = Ca(HCO3)2
Углeкислый гaз из извeстнякa вытeсняетcя бoлeе cильными киcлотaми или нeлeтучими кислoтными oксидaми, oксидaми aмфотepных мeталлoв пpи сплaвлeнии: CaCO3 + SiO2 -(t)→CaSiO3 + CO2CaCO3 + Al2O3 (сплав) -(t)→Ca(АlО2)2 + CO2

Жёсткость вoды и cпосoбы её уcтрaнения

ВpeменнаяПoстоянная
Вызывaетcя нaличиeм кaтиoнов кaльция и мaгния и гидpoкарбoнат-аниoнoв. Mg(HCO3)2, Ca(HCO3)2Вызывaeтся нaличиeм кaтиoнов кaльция и мaгния и сульфaт и хлoрид-иoнoв. МgСl2, СаCl2, СaSO4, МgSO4
Для удaлeния испoльзуют кипячeнии и дoбавлeниe извecти: Ca(HCO3)2 -(t)→ CаСO3 + CО2 + H2OCa(OH)2 + Ca(HCO3)2 = 2CаСO3 + 2H2OДля удaлeния испoльзуют иoнный обмeн, дoбaвлениe сoды: CаСl2 + Na2CO3 = CaСО3 + 2NаСl

Осoбеннocти cвoйств бepиллия

Металл Ве — амфотерный.Реагирует с кислотами и концентрированными щелочами, выделяя водород Be + 2НСl = BеСl2 + Н2
Be + 2NaOH(конц) + 2H2O  -(t)→ Na2[Be(OH)4] + Н2О Обpaзуется тетpaгидрoксобериллат нaтpия
Оксид ВеО — амфoтерный. Рeaгирует c кислoтaми и щeлочaми BеО + 2НCl = BеСl2 + H2O
BеO + 2NаОH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] (в рaствoре) 
BеО + 2NаОH -(t)→Na2BeO2 + H2O (в рaсплaве) Обрaзуeтся бeриллaт натpия 
Гидpoксид Be(OH)2 — амфотepных. Рeaгирует c кислoтaми и щeлочaмиBe(OH)2 + 2НСl = BеСl2 + 2H2O
Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4]
Be(OH)4+ 2NaOH -(t)→Na2BeO2 + H2O 
Cоли бeриллия — гидрoлизуютcя пo кaтиoнуBеСl2 + Н2O = BеОHСl + НCl

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Фосфор

Фосфор (P) — химический элемент V группы и 3 периода периодической системы replica watches Менделеева под номером 15. Фосфор является неметаллом.

Атом имеет заряд +15, вокруг него на трех орбиталях расположено 15 электронов с отрицательных зарядом.Электронная replica watches UK конфигурация атома 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Природные соединения

3Ca3(PO4)2*CaCO3*Ca(OH,F)2 — фосфорит

Ca10(PO4)6(F,Cl,OH)2 — апатит

Физические свойства

Аллотропные модификации фосфора

  • Белый фосфор P4: 

молекулярная КР

бесцветное ядовитое вещество, самовоспламеняется на воздухе

не растворимо в H2O, но растворяется в CS2

  • Красный фосфор Pn:

атомная КР

неядовитое вещество

при сильном нагревании может переходить в черный фосфор

атомная КР

термически устойчив

имеет слоистое строение

полупроводник

Химические свойства

  • С металлами

Окислительные свойства: Фосфор реагирует при нагревании с активными металлами и металлами средней активности образуя, фосфиды.

         3Ca + 2P → Ca3P2

  • С неметаллами

2P + 3O2 (нед.) → 2P2O3      4P + 5O2(изб) → 2P2O5

2P + 3S → P₂S₃ (t°C)  2P + 5S (изб) → P₂S₅ (t°C)

2P + 3Cl₂ → 2PCl₃ (t°C)  2P + 5Cl₂ (изб) → 2PCl₅ (t°C)

2P + 3Br₂ → 2PBr₃ (t°C)  2P + 5Br₂ (изб) → 2PBr₅ (t°C)

!Фосфор не реагирует с водородом! 

  • Щёлочи

4P + 3KOH + 3H₂O → PH₃ + 3KH₂PO₂

  •  Конц. кислоты-окислители

P + 5HNO₃ → H₃PO₄ + 5NO₂ + H₂O

2P + 5H₂SO₄ → 2H₃PO₄ + 5SO₂ + 2H₂O

  •   Хлораты

6P + 5KClO₃ → 3P₂O₅ + 5KCl

   Соединения фосфора

ОКСИДЫ ФОСФОРА

  • ОКСИД ФОСФОРА(III)

P₂O₃ — белое кристаллическое вещество, легко испаряется, имеет неприятный запах. Это кислотный оксид. При растворении в воде образует фосфористую кислоту:

P₂O₃ + 3H₂O → 2H₃PO₃

Оксид фосфора(III) получают медленным окисления фосфора при недостатке кислорода:

4P + 3O₂ → 2P₂O₃ (t°C)

  • ОКСИД ФОСФОРА(V)

P₂O₅ — белое кристаллическое вещество. Кислотный оксид, очень гигроскопичный. При растворении в воде образует фосфорную кислоту:

P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄

Оксид фосфора(V) получают окислением фосфора в избытке кислорода:

4P + 5O₂ (изб) → 2P₂O₅ (t°C)

ФОСФОРНАЯ КИСЛОТА

Физические свойства

H₃PO₄ — бесцветное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Кислота средней силы:

Получение

  • Фосфорную кислоту получают из фосфорита:

Са3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 + 2H3PO4

  • Можно получить гидролизом пентахлорида фосфора:

PCl5 + 4 H2O → H3PO4 + 5 HCl

  • Или взаимодействием с водой оксида Р2O5, полученного сжиганием фосфора:

Р2O5 + 3H2O = 2H3PO4

Химические свойства

  • Ортофосфорную кислоту можно отличить от других фосфорных кислот по реакции с нитратом серебра — образуется желтый осадок (фосфат серебра):

Н3РО4 + 3AgNO3 = Ag3PO4 + HNO3

  • При упаривании ортофосфорной кислоты образуется дифосфорная (пирофосфорная) кислота:

2Н3РО4 = Н4Р2О7 + Н2О

  • Дигидрофосфат натрия:

 Н3РО4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O

  • Гидрофосфат натрия:

H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O

  • Фосфат натрия:

H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3H2O

ФОСФИН PH3

Физические свойства

PH3 — при н.у. является газом, имеет неприятный запах, бесцветный, мало растворим в воде, химически нестойкий и ядовитый.

Химические свойства

  • В отсутствие кислорода разлагается на элементы, на воздухе самопроизвольно воспламеняется (в присутствии паров дифосфина или при температуре свыше 100°C):

PH3 + 2O2 = H3PO4

PH3 + HBr = PH4Br

PH4I + H2O = PH3↑ + H3O+ + I-

PH4I → PH3↑ + HI↑

Получение:

  • При взаимодействии белого фосфора с горячей щёлочью, например:

8P + 3Ca(OH)2 + 6H2O = 2PH3↑ + 3Ca(H2PO2)2

  • Воздействием воды или кислот на фосфиды:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3↑

Mg3P2 + 6HCl = 3MgCl2 + 2PH3

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

  Галогены

Часть 1. Физические свойства галогенов

   Прежде чем приступить к химии галогенов и их соединений, поймем с чем мы вообще имеем дело. Познакомимся с физическими replica watches свойствами галогенов, которые мы будем рассматривать, а именно фтора, хлора, брома и йода.

   Все галогены имеют в свободном состоянии двухатомную молекулу F2, Cl2, Br2, I2 с неполярной ковалентной связью, а в твёрдом состоянии все галогены имеют молекулярную кристаллическую решетку, которая проявляет себя в их физических свойствах.

Таблица физических свойств галогенов:

ГалогенАгрегатное состояниеЦветЗапахТемпература плавления (градус Цельсия)Температура кипения(градус Цельсия)
ФторГазСветло-жёлтыйРезкий, раздражающий-220-118
ХлорГазЖёлто-зелёныйРезкий, удушливый-101-34
БромЖидкостьБуро-коричневыйРезкий, зловонный-759
ЙодТвёрдое веществоЧёрно-фиолетовый с металлическим блескомРезкий114186
Таблица 1. Физические свойства галогенов

    Из таблицы можно сделать вывод: c увеличением их молекулярной replica watches UK массы (F2>Cl2>Br2>I2), а значит и их плотностей и атомных радиусов, увеличиваются их температуры кипения и плавления за счет лучшего проявления межмолекулярных взаимодействий.

Часть 2. Галогены и их место жительства в Периодической системе (ПС)

   От положения элемента в Периодической системе химики могут сделать некоторые выводы о нём. Например, знакомое вам со школы понятия об электроотрицательности (ЭО), радиусе атома, но также replica Breitling существуют и другие характеристики, такие как сродство к электрону или потенциал ионизации.

   Все галогены, в том числе и те, которые мы будем рассматривать, то есть фтор, хлор, бром, йод находятся почти в самом конце таблицы Менделеева, конкретно в 7 группе, главной подгруппе (7А). Если смотреть по порядку увеличения периодов (сверху вниз), то “наши” галогены располагаются от фтора к йоду в порядке: фтор, хлор, бром, йод (в порядке увеличения их атомного радиуса).

   Как известно, самую большую ЭО имеет фтор (самый маленький радиус атома), а значит в ряду галогенов: фтор, хлор, бром, йод, ЭО будет постепенно убывать, что, как мы увидим в дальнейшем, будет сказываться на их химических свойствах.

Часть 3. Электронное строение атомов 7А-подгруппы

   В зависимости от положения элемента в ПС меняется его электронное строение. Рассмотрим электронное строение атомов фтора, хлора, брома и йода.

F: 1s(2) 2s(2) 2p(5)

Cl: 1s(2) 2s(2) 2p(6) 3s(2) 3p(5)

Br: 1s(2) 2s(2) 2p(6) 3s(2) 3p(6) 3d(10) 4s(2) 4p(5)

I: 1s(2) 2s(2) 2p(6) 3s(2) 3p(6) 3d(10) 4s(2) 4p(6) 4d(10) 5s(2) 5p(5)

   Так как все галогены находятся в 7А-подгруппе и исходя из их электронного строения можно заметить, что их валентные оболочки имеют идентичное строение, а значит и одинаковое количество электронов на них. Тогда запишем общую формулу электронного строения рассматриваемых нами галогенов, в основном опираясь на интересующие нас валентные электроны, так как именно они будут задействованы в химических реакциях.

Hal: ns(2) np(5)

   Где Hal-галоген, а n-порядковый номер валентного подуровня.

   Обратим внимание, что всем галогенам не хватает лишь 1 электрона для устойчивой 8-электронной конфигурации, поэтому принято считать, что объединяясь с металлами они связываются ионную связью, образуя соли. К слову, и само название “галоген” означает “рождающий соли”.

Часть 4. Химические свойства галогенов и галогеносодержащих соединений

   Общие положения

   Галогены очень сильные окислители. Фтор в химических реакциях проявляет только окислительные свойства, и для него характерна степень окисления -1. Остальные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электроотрицательными элементами — фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свойства галогенов усиливаются от хлора к йоду, что связано с ростом радиусов.

  Химическая активность галогенов, как неметаллов, от фтора к иоду ослабевает, у кристаллов иода появляется металлический блеск.

   Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде.

   В химических реакциях под символом Hal понимают галоген, а именно F, Cl, Br, I. Это значит что такая реакция характерна для всех перечисленных галогенов.

Галогены как простые вещества.

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ

  1. В промышленности:

а) F2 получают электролизом расплавов солей галогенидов

NaF=Na+F2

      б) Cl2, Br2, I2 — электролиз расплавов и растворов солей галогенидов

            KCl=K+Cl2

            KBr+H2O=Br2+H2O+KOH

     2) В лаборатории:

Используются различные окислительно-восстановительные реакции.

HCl(конц.)+MnO2=MnCl2+Cl2+H2O 

KBr+KMnO4+H2SO4=K2SO4+Br2+MnSO4+H2O

KI+K2Cr2O7+H2SO4=K2SO4+I2+Cr2(SO4)3+H2O

HCl+KClO3=KCl+Cl2+H2O

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

  1. Hal2+Me=соль (галогенид), где Ме-металл

Fe+Cl2=FeCl3

Cr+Br2=CrBr3

Fe+I2=FeI2 т.к. йод более слабый окислитель, он в отличие от фтора, хлора и брома окислит железо до степени окисления +2, а не +3

Ca+F2=CaF2

Al+I2=AlI3 реакция проходит в присутствии нескольких капель воды с образованием фиолетового дыма

  1. Hal2 + неМе

Hal2 (кроме F2) + O2=X реакция не идет

F2+O2=OF2

P+Cl2(избыток)=PCl5

P+Cl2(недостаток)=PCl3

S+3F2=SF6

P+Br2(избыток)=PBr5

Но йоду опять не достаточно окислительных свойств, чтобы окислить фосфор до максимальной степени окисления +5

P+I2=PI3

  1. Hal2+H2O

а) Для F2:

F2+H2O=HF+O2 н.у.

F2+H2O=HF+OF2 t

                 б) Для Cl2 и Br2:

                       H2O+Cl2=HCl+HClO    обратимая реакция

                       H2O+Br2=HBr+HBrO     обратимая реакция 

     4. Hal2+щёлочь

                 а) Для F2:

                       F2+KOH=NaF+O2+H2O    н.у.

                       F2+KOH=NaF+OF2+H2O    t

                 б) Для Cl2, Br2, I2:

                      I2+NaOH=NaIO+NaI+H2O    н.у.

                      I2+NaOH=NaIO3+NaI+H2O    t

     5. Hal2+кислота

                 а) для безкислородных кислот

                      HBr+Cl2=HCl+Br2  

                     Каждый вышестоящий в ПС галоген вытесняет нижестоящий из его безкислородных солей и кислот

                б) для кислот-окислителей

                      HNO3(конц.)+I2=HIO3+NO2+H2O    

                      Специфической взаимодействий йода с концентрированной азотной кислотой

                      HClO+Br2=HBrO+Cl2

                      HClO3+I2=Cl2+HIO3

     6. Hal2+оксид

                 а) Hal2+ оксид неМе

                       CO+Cl2=COCl2 (фосген)

                       SO2+Cl2+H2O=H2SO4+HCl

                       SO2+Br2+H2O=H2SO4+HBr

                 б) Hal2+оксид Ме

                       Cl2+CaO=CaCl2O (CaCl2*Ca(ClO)2)

      7. Hal2 + соль

                       KClO3+Br2=KBrO3+Cl2

                       Каждый нижестоящий в ПС галоген вытесняет вышестоящий из их кислородосодержащих солей и кислот

Галогеноводороды. 

Общие положения

В ряду HF HCl HBr HI увеличиваются кислотные свойства, так как из положения в ПС и радиусов атомов F, Cl, Br, и I следует, что F, обладая наибольшей ЭО, способен притягивать H к себе сильнее, чем другие кислоты, вследствие чего кислотность HF мала, а I в свою очередь обладая крупным размером и малой ЭО легче отдает протон, то есть киcлотность HI в этом ряду самая большая.

Также в ряду HF HCl HBr HI увеличиваются восстановительные свойства. Это следует из положений ЭО у F, Cl, Br и I. Фтор обладая наибольшей ЭО проявляет восстановительные свойства хуже всех, а соответственно и HF ведёт себя также. У йода ситуация ровно противоположная, ЭО йода в ряду галогенов самая наименьшая, поэтому йод и йодоводородная кислота обладают более проявленными восстановительными свойствами. 

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ

  1. В лаборатории:

NaCl(тв.)+H2SO4(конц., недостаток)=NaHSO4+HCl(газ)

NaCl(тв.)+H2SO4(конц.,избыток)=Na2SO4+HCl(газ)

Для HBr и HI применяют различные ОВР

  1. В промышленности:

Cl2+H2=HCl

CH4+Cl2=CH3Cl+HCl

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

  1. Для HF (плавиковая кислота):

HF+Al=AlF3+H2

HF+MgO=MgF2+H2O

HF+KOH=KF+H2O

HF+Na2CO3=NaF+H2O+CO2

HF+Si=SiF4+H2

HF(нед.)+SiO2=SiF4+H2O

HF(изб.)+SiO2=H2[SiF6]+H2O

HF+Na2O2=NaF+H2O2

  1. Для HCl, HBr, HI:

HCl+Fe=FeCl2+H2

HCl+CrO=CrCl2+H2O

HCl+Ca(OH)2=CaCl2+H2O

HCl+Na2SO3=NaCl+SO2+H2O

  1. Восстановительные свойства

HCl(конц.,нед.)+HNO3(конц.)=NO+Cl2+H2O

HCl(конц.,изб.)+HNO3(конц.)=NOCl+Cl2+H2O    обратимая реакция

HCl(газ)+F2=HF+Cl2

HCl+MnO2=Cl2+MnCl2+H2O

HHal+PbO2=Hal2+PbHal2+H2O

HHal+KMnO4=KHal+MnHal2+Hal2+H2O

HHal+K2Cr2O7=KHal+CrHal3+Hal2+H2O

Галогениды (безкислородные соли галогенов).

Общие положения

В ряду KF KCl KBr KI увеличиваются восстановительные свойства. Объяснение этому связанно с ЭО самих галогенов, впоследствии чего делается аналогичные выводы как в примере про ряд HF HCl HBr HI.

ХИМИЧЕСКИЙ СВОЙСТВА

KI+H2SO4(конц.)=K2SO4+I2+H2S+H2O

KBr+H2SO4(конц.)=K2SO4+Br2+SO2+H2O

KCl(тв.)+H2SO4(конц.)=HCl+K2SO4

KI+HNO3(конц.,нед.)=KNO3+I2+NO2+H2O    н.у.

KI+HNO3(конц.,изб.)=KNO3+HIO3+NO2+H2O    t

KI+HNO3(конц.,изб.)=KIO3+NO2+H2O    t

KI+Cl2=KCl+I2

KI+Cl2+H2O=HIO3+KCl+HCl

KI+H2O2+H2SO4=K2SO4+I2+H2O

KHal+KMnO4+H2SO4=K2SO4+MnSO4+Hal2+H2O

KHal+K2Cr2O7+H2SO4=K2SO4+Cr2(SO4)3+Hal2+H2O

KI+Fe(SO4)3=I2+FeSO4+K2SO4

KI+CuSO4=CuI+I2+K2SO4

Кислородосодержащие кислоты галогенов.

Общие положения

Рассмотрим в качестве примера кислоты хлора.

В ряду HClO HClO2 HClO3 HClO4 увеличиваются кислотные свойства, так как из-за наличия кислорода ЭО хлора оказывает меньшее влияние на водород. То есть чем больше кислородов в данном ряду кислот, тем легче отщепляется водород, тем лучше кислотные свойства.

В ряду HClO4 HClO3 HClO2 HClO увеличиваются окислительные свойства, так как в данном ряду степень окисления хлора постепенно понижается всё больше и больше, а значит у хлора появляется окислительно-восстановительная реакционная способность, которая неразрывно связана с тем насколько сильно низкая степень окисления у хлора (чем она ниже, тем больше возможность её повысить).

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

HClO4+Zn=Zn(ClO4)2+H2

HClO3+MgO=Mg(ClO3)2+H2O

HClO+KOH=KClO+H2O

HIO3=I2O5+H2O    t

HClO3+P2O5=HPO3+Cl2O5

HClO4+P2O5=HPO3+Cl2O7

Кислородосодержащие соли галогенов.

Общие положения

Рассмотрим в качестве примера соли хлора.

В ряду KClO4 KClO3 KClO2 KClO увеличиваются окислительные свойства. Объяснение данной закономерности проводится аналогично объяснению этой же закономерности в ряду соответствующих кислродосодержащих кислот хлора. Разница лишь в том, что соли являются более стабильными, чем соответствующие им кислоты, но тем не менее закономерность окислительных свойств сохраняется и в ряду солей. А отличие заключается в том, что любая кислота соответствующая любой из солей этого ряда, будет проявлять окислительные свойства лучше, чем данная соль.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА

Hal=Cl, Br, I

KHalO+Fe(OH)3+K2CO3=KHal+K2FeO4+CO2+H2O

KHalO3+Cr2O3+KOH=K2CrO4+KHal+H2O

KHalO3+Cr(OH)3+KOH=K2CrO4+Hal2+H2O

KClO3=KClO4+KCl

KClO3=KCl+O2    в присутствии катализатора MnO2

KClO3+Br2=KBrO3+Cl2

KClO3+I2=KIO3+Cl2

KClO3+HCl(конц.)=KCl+Cl2+H2O

KClO3+P=KCl+P2O5    t

KClO3+S=KCl+SO2

KClO3+C=KCl+CO2

KHalO3+F2+KOH=KHalO4+KF+H2O

KHalO3+BaCl2=Ba(HalO3)2+2KCl

KHalO3+AgNO3=AgHalO3+KNO3

KHalO3+KHal+H2SO4=Hal2+K2SO4+H2O

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Оксиды и гидроксиды щелочных металлов

Получение оксидов ЩМ

Оксиды ЩМ (кроме лития) получают исключительно косвенными методами: взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. Оксид натрия получают replica watches при взаимодействии натрия с нитратом натрия в расплаве:

10Na  +  2NaNO3 →  6Na2O  +  N2 ↑

2. С помощью реакции натрия с пероксидом натрия:

2Na  +  Na2O2 →  2Na2O

3. С помощью реакции replica watches UK натрия с расплавом щелочи:

2Na  +  2NaOН → 2Na2O  +  Н2↑

4. Оксид лития синтезируют replica Rolex разложением гидроксида лития:

2LiOН → Li2O  +  Н2O

Химические свойства оксидов ЩМ

ЩМ образуют основные оксиды, которые способны вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами и водой.

1. Оксиды ЩМ легко вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами:

3Na2O  +  P2O5  → 2Na3PO4

Na2O  +  Al2O3  → 2NaAlO2

2. Оксиды ЩМ взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей:

K2O  +  2HCl →  2KCl  +  H2O

3. Оксиды ЩМ активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей:

Li2O  +  H2O →  2LiOH

4. Оксиды ЩМ окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида. 2Na2O + O2 = 2Na2O2

Получение гидроксидов ЩМ

1. Гидроксиды ЩМ или щелочи получают в результате электролиза растворов хлоридов щелочных металлов:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

2. С помощью реакции ЩМ, их оксидов, пероксидов и гидридов с водой:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑

Na2O + H2O → 2NaOH

2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2↑

Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2↑

3. Карбонаты и сульфаты реагируют с гидроксидом кальция или бария с образованием щелочи:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

Химические свойства гидроксидов ЩМ

1. Гидроксиды ЩМ вступают в химические реакции со всеми кислотами, образуя в зависимости от соотношения реагирующих веществ средние или кислые соли. Так продуктами реакции между гидроксидом калия и фосфорной кислотой могут быть фосфаты, гидрофосфаты или дигидрофосфаты:

3KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O

2KOH + H3PO4 → K2HPO4 + 2H2O

KOH + H3PO4 → KH2PO4 + H2O

2. Гидроксиды ЩМ с кислотными оксидами образуют средние или кислые соли, в зависимости от соотношения количеств веществ, вступающих в реакцию.

Гидроксид натрия  взаимодействует с углекислым газом, образуя при этом  карбонаты (при избытке щелочи) илигидрокарбонаты (при избытке углекислого газа):

2NaOH(избыток)  + CO2 → Na2CO3 + H2O

NaOH + CO2(избыток)  → NaHCO3

Оксид азота IV имеет промежуточную степень окисления, поэтому в ходе реакции может образовать как азотную, так и азотистую кислоты.

2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2  + H2O

2KOH + 2NO2 + O2 = 2KNO3 + H2O

3. Гидроксиды щелочных металлов вступают во взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве будут образовываться средние соли, а в растворе — комплексные соли.

Например, гидроксид натрия  с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

2NaOH + Al2O3  → 2NaAlO2 + H2O

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

2NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

Гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве реагирует с образованием комплексной соли, называемой. тетрагидроксоалюминатом натрия:

NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4]

4. Щелочи способны реагировать с кислыми солями с образованием средних солей. Так если к гидроксиду калия  прибавить его же гидрокарбонат, то получим карбонат калия:

KOH + KHCO3 →  K2CO3  +  H2O

5. Гидроксиды ЩМ, как и сами щелочные металлы, реагируют с большим числом простых неметаллов, за исключением инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода.

Кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2

Фтор окисляет щелочи с выделением кислорода:

4NaOH + 2F2 → 4NaF + O2 (OF2)+ 2H2O

Галогены (хлор, бром, йод), сера и фосфор диспропорционируют в щелочах:

3KOH +  P4 +  3H2O =  3KH2PO2  +  PH3↑

2KOH(холодный)  +  Cl2  = KClO  +  KCl  +  H2O

6KOH(горячий)  +  3Cl2  =  KClO3  +  5KCl  +  3H2O

Сера реагирует с гидроксидами ЩМ только при нагревании:

6NaOH  +  3S  =  2Na2S   +  Na2SO3  +  3H2O

6. Щелочи способны реагировать с амфотерными металлами, за исключением железа и хрома. В расплаве образуется соль и выделяется водород:

2KOH + Zn → K2ZnO2 + H2

В растворе при взаимодействии алюминия или цинка образуется комплексная соль и выделяется водород:

2NaOH + 2Al  + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2

7. Щелочи реагируют с солями тяжелых металлов. Хлорид меди (II) взаимодействует с гидроксидом натрия. В качестве продуктов реакции мы получаем хлорид натрия и голубой осадок гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl

Гидроксиды ЩМ взаимодействуют с солями аммония. Так из хлорид аммония и гидроксида натрия получают новую соль хлорид натрия, аммиак и вода:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl

8. Гидроксиды щелочных металлов способны плавиться без разложения, однако один гидроксид лития разлагается при температуре около 600°С с образованием оксида лития:

2LiOH → Li2O + H2O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований. В воде диссоциируют почти целиком, что приводит к образованию щелочной среды (изменяется окраска кислотно-основного индикатора).

NaOH ⇄ Na+ + OH—

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу. На катоде восстанавливается сам металл, а на аноде выделяется молекулярный кислород: 4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Железо

Строение атома

Железо находится в VIIIB группе Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева.
Электронное строение атома: +26 Fe 1s22s22p63s23p64s23d6 4p0

На внешнем электронном слое у атома находится 2 электрона. При возбуждении атома один из элек replica watchesтронов может перейти на на 4p орбиталь. На внешнем уровне может находится 6 неспаренных электронов. Железо проявляет степень окисления +2 и +3, но максимальная возможная степень окисления +6.

Нахождение в природе Fe

Железо относится к одним из replica watches UK самых распространенных химических элементов в земной коре. По содержанию оно на втором месте среди металлов. 

Основные природные минералы железа:
FeS2 — пирит, серый колчедан, железный колчедан
Fe2O3 — гематит, железный блеск, красный железняк
Fe2O3*nH2O — лимонит, бурый железняк
Fe3O4 — магнетит (магнитный железняк), железная окалина
FeOOH — гетит, железная руда игольчатая
FeOOH*nH2O — гидрогетит
Fe(CO3) — сидерит, железный шпат

Получение Fe

В лабораторных условиях replica Breitling железо можно получить следующими способами:                     
1) восстановлением Fe2O3  чистым водородом;
Fe2O3+H2=H2O+Fe
2) алюмотермия (при нагревании)
Fe2O3+Al=Al2O3+Fe 
3) электролиз водных растворов  солей железа (II)

В промышленности железо получают из руд в доменной печи.

Доменная печь представляет собой вертикальную печь высотой 20-35 метров. В ней непрерывно при высокой температуре происходит доменный процесс:

  1. Сверху подается железная руда, кокс и флюсы (карбонаты кальция и магния);
  2. Снизу поступает воздух, обогащенный кислородом. 
  3. В результате восстановительных процессов из руды получается железо. 

Физические свойства Fe

  • Серебристо-белый металл с сероватым оттенком
  • Пластичен 
  • Различные примеси (в частности углерод) повышает его твердость и хрупкость.
  • Ярко выражены магнитные свойства
  • Высокие температуры плавления и кипения

Химические свойства Fe

Железо — металл с невысокой химической активностью. При обычных условиях он инертен к сильным окислителям, но при нагревании его активность увеличивается. 

Железо реагирует с простыми веществами при нагревании:

  1. С кислородом, галогенами и серой

Fe+O2 = Fe3O4(FeO*Fe2O3)
Fe+Cl2 = FeCl3
Fe+Br2=FeBr3
Fe+I2=FeI2
Fe+S=FeS

2. С фосфором и кремнием

Fe+P=Fe3P2
Fe+Si=Fe2Si

  1. С водой

При высоких температурах раскаленное железо взаимодействует с парами воды:

Fe+H2O=Fe3O4+H2

На влажном воздухе может происходить коррозия железа:

Fe+O2+H2O=Fe(OH)3

  1. С кислотами

Концентрированные растворы серной и азотной кислоты при обычных условиях пассивируют поверхность железа. Железо растворяется в этих кислотах только при нагревании.

Fe + H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O
Fe + HNO3(конц.) = Fe(NO3)3  + NO2↑ +3H2O
Fe + HNO3(разб.гор.) =  Fe(NO3)3 + NO↑+H2O 

Fe + HNO3(оч. разб.)  = Fe(NO3)3   +   NH4NO3   +  H2O 

Железо в электрохимическом ряду напряжений металлов стоит перед водородом, поэтому оно может реагировать с минеральными кислотами. Если при реакции будет выделяться водород, то образуется соль Fe (II): 

Fe+HCl = FeCl2+H2
Fe+H2SO4(разб) = FeSO4+H2

5. С солями

Железо может вытеснять малоактивные металлы (стоящие в ЭХР напряжений металлов после Fe) из растворов их солей. Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

Оксиды железа

Наиболее распространены соединения железа со степенью окисления +2 и +3.  Известен и смешанный оксид железа Fe3O4 или FeO*Fe2O3.

Оксид железа (II) можно получить различными методами:

  1. Восстановлением оксида железа (III).

Fe2O3 +H2 = 2FeO +H2O
Fe2O3 +CO = 2FeO+CO2
Fe2O3 +Fe = 3FeO

  1. Разложением гидроксида железа (II) при нагревании:

Fe(OH)2 = FeO   +  H2O

Оксид железа (II) — типичный основный оксид.

  1. При взаимодействии FeO с кислотными оксидами образуются соответствующие соли.

FeO  +  SO3 = FeSO4

  1. FeO взаимодействует с растворимыми кислотами. При этом также образуются соответствующие соли.

FeO  +  2HCl  = FeCl2 +  H2O

  1. Оксид железа II с водой не реагирует.
  2. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуются нитрат железа (III), оксид азота (IV) и вода: 
  3. FeO легко окисляется до соединений железа (III).

FeO  +  4HNO3(конц.)  = NO2  +  Fe(NO3)3  +  2H2O

При взаимодействии с разбавленной азотной кислотой образуется оксид азота (II). Реакция идет при нагревании:

3FeO  +  10HNO3(разб.) = 3Fe(NO3)3  +  NO  +  5H2O

  1. FeO обладает слабыми окислительными свойствами.

FeO   +   CO  = Fe   +  CO2

Оксид железа (III) – это твердое вещество, нерастворимое в воде красно-бурого цвета.

Оксид железа (III) можно получить различными способами:

  1. Окислением оксида железа (II) кислородом.

4FeO   +   O2  = 2Fe2O3

  1. Разложением гидроксида железа (III) при нагревании:

2Fe(OH)3  =  Fe2O3   +  3H2O

Оксид железа (III) – амфотерный оксид.

  1. При взаимодействии Fe2O3 с кислотными оксидами и кислотами образуются соответствующие соли.

Fe2O3  +  6HNO3   = 2Fe(NO3)3  +  3H2O

  1. Взаимодействует с щелочами и основными оксидами только в расплаве с образованием  соответствующих солей (ферритов).

Fe2O3  +  2NaOH = 2NaFeO2  +  H2O

  1. Fe2O3 с водой не реагирует.
  2. Окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI).

Fe2O3  +  KClO3  +  4KOH = 2K2FeO4  +  KCl  +  2H2O

Нитраты и нитриты в щелочной среде окисляют оксид железа (III):
Fe2O3  +  3KNO3  +  4KOH  = 2K2FeO4  +  3KNO2  +  2H2O

  1. Проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.

Fe2O3  +  3СO  = 2Fe  +  3CO2
Fe2O3  +  3Н2 = 2Fe  +  3H2O
Fe2O3  +  Fe = 3FeO
Fe2O3  +  3NaH = 3NaOH  +  2Fe

Может реагировать с более активными металлами.
Алюмотермия:
Fe2O3  +  2Al = 2Fe  +  Al2O3

  1. Оксид железа (III) – твердый, нелетучий  и амфотерный. При сплавлении он вытесняет более летучие оксиды (углекислый газ) из солей.

Fe2O3  +  Na2CO3 = 2NaFeO2  +  CO2

Оксид железа (II, III) (железная окалина, магнетит) – это твердое, нерастворимое в воде вещество черного цвета.

Оксид железа (II, III) можно получить различными способами:

  1. Горением железа на воздухе:

3Fe  +  2O2  = Fe3O4

  1. Неполным восстановлением оксида железа (III) водородом или угарным газом:

3Fe2O3  +  Н2  =  2Fe3O4  +  H2O

  1. При высокой температуре раскаленное железо реагирует с парами воды с образованием двойного оксида железа (II, III):

3Fe  +  4H2O(пар) = Fe3O4  +  4H2

Свойства оксида железа (II, III) определяются свойствами двух оксидов, из которых он состоит: основного оксида железа (II) и амфотерного оксида железа (III).

  1. При взаимодействии оксида железа (II, III) с кислотными оксидами и кислотами образуются соответствующие соли железа (II) и железа (III).

Fe3O4  +  8HCl  = FeCl2  +  2FeCl3  +  4H2O
Fe3O4   +  4H2SO4(разб.) = Fe2(SO4)3  +  FeSO4  +  4Н2О

  1. Реагирует с сильными кислотами-окислителями (серной-концентрированной и азотной). 

Fe3O4  +  10HNO3(конц.) = NO2↑  +  3Fe(NO3)3  +  5H2O

Разбавленной азотной кислотой Fe3O4 окисляется при нагревании:
3Fe3O4   +  28HNO3(разб.) =  9Fe(NO3)3   +   NO   +  14H2O

Окалина окисляется концентрированной серной кислотой:
2Fe3O4   +  10H2SO4(конц.)  = 3Fe2(SO4)3  +  SO2   +   10H2O

Fe3O4 окисляется кислородом воздуха:
4Fe3O4  +  O2(воздух)  = 6Fe2O3

  1. С водой не взаимодействует.
  2. Fe3O4 окисляется сильными окислителями до соединений железа (VI), как и прочие оксиды железа.
  3. Проявляет окислительные свойства.

Оксид железа (II, III) реагирует с угарным газом при нагревании. При этом возможно восстановление как до чистого железа, так и до оксида железа (II):
Fe3O4  +  4CO  = 3Fe  +  4CO2

Fe3O4 восстанавливается водородом:
Fe3O4   +  4H2  = 3Fe   +   4H2O

Оксид железа (II, III) реагирует с более активными металлами.

Алюмотермия:
3Fe3O4  +  8Al  = 9Fe  +  4Al2O3

Гидроксиды железа

Гидроксид железа (II) можно получить:

  1. действием раствора аммиака на соли железа (II).

FeCl2   +   2NH3   +   2H2O = Fe(OH)2   +   2NH4Cl

  1. действием щелочи на соли железа (II).

FeCl2 + 2KOH  = Fe(OH)2↓ + 2KCl

Свойства гидроксида железа (II):

  1. Проявляет основные свойства — реагирует с кислотами. При этом образуются соответствующие соли.

Fe(OH)2  +  2HCl = FeCl2  +  2H2O
Fe(OH)2  +  H2SO4  = FeSO4  +  2H2O
Fe(OH)2  +  2HBr = FeBr2  +  2H2O

  1. Взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

Fe(OH)2 + SO3  =  FeSO4 + 2H2O

  1. Проявляет сильные восстановительные свойства. При этом образуются соединения железа (III).

4Fe(OH)2  +  O2  +  2H2O  =  4Fe(OH)3↓
2Fe(OH)2   +  H2O2   = 2Fe(OH)3
2Fe(OH)2  +  4H2SO4(конц.) = Fe2(SO4)3  +  SO2  +  6H2O

  1. Разлагается при нагревании:

Fe(OH)2 = FeO  +  H2O

Гидроксид железа (III) можно получить: 

  1. Действием раствора аммиака на соли железа (III).

FeCl3 + 3NH3 + 3H2O = Fe(OH)3 + 3NH4Cl

  1. Окислением гидроксида железа (II) кислородом или пероксидом водорода:

4Fe(OH)2  +  O2  +  2H2O  =  4Fe(OH)3↓
2Fe(OH)2   +  H2O2    = 2Fe(OH)3

  1. Действием щелочи на раствор соли железа (III).

FeCl3 + 3KOH   = Fe(OH)3↓ + 3KCl

  1. При взаимодействии растворимых солей железа (III) с растворами карбонатов. Образующийся карбонат железа (III) подвергаются необратимому гидролизу в водном растворе.

2FeBr3  +  3Na2CO3  + 3H2O  =  2Fe(OH)3↓  +  CO2↑ +  6NaBr

Гидроксид железа (III) проявляет следующие свойства:

  1. Слабовыраженные амфотерные. Как основание, гидроксид железа (III) реагирует с растворимыми кислотами.

Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3H2O
Fe(OH)3  +  3HCl =  FeCl3  +  3H2O
2Fe(OH)3  +  3H2SO4  = Fe2(SO4)3  +  6H2O
Fe(OH)3  +  3HBr = FeBr3  +  3H2O

  1. Взаимодействует с кислотными оксидами сильных кислот.

2Fe(OH)3 + 3SO3 = Fe2(SO4)3 + 3H2O

  1. Взаимодействует с щелочами в расплавах с образованием соответствующих солей — ферритов. При этом гидроксид железа (III) проявляет кислотные свойства.

KOH  +  Fe(OH)3  = KFeO2 + 2H2O

  1. Разлагается при нагревании:

2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O

Соли железа

Нитрат железа (II) при нагревании разлагается на оксид железа (III), оксид азота (IV)  и кислород:

4Fe(NO3)2 = 2Fe2O3  +  8NO2  +   O2

 Гидролиз солей железа

Растворимые соли железа, образованные кислотными остатками сильных кислот гидролизуются по катиону. Гидролиз протекает обратимо по нескольким ступеням.

I ступень: Fe3+ +  H2O  ↔  FeOH2+ + H+
II ступень: FeOH2+ + H2O ↔ Fe(OH)2+ + H+
III ступень: Fe(OH)2+ + H2O ↔ Fe(OH)3 + H+

Однако  сульфиты и карбонаты железа (III) и их кислые соли гидролизуются необратимо, полностью, т.е. в водном растворе не существуют, а разлагаются водой:

Fe2(SO4)3  +  6NaHSO3  = 2Fe(OH)3  +  6SO2  +  3Na2SO4
2FeBr3  +  3Na2CO3  + 3H2O = 2Fe(OH)3↓  +  CO2↑ +  6NaBr
2Fe(NO3)3  +  3Na2CO3  +  3H2O = 2Fe(OH)3↓  +  6NaNO3  +  3CO2↑
2FeCl3  +  3Na2CO3  +  3H2O = 2Fe(OH)3↓  +  6NaCl  +  3CO2↑
Fe2(SO4)3  +  3K2CO3  +  3H2O = 2Fe(OH)3↓  +  3CO2↑  +  3K2SO4

При взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает ОВР:
2FeCl3  +  3Na2S  →  2FeS  +  S  +  6NaCl

Окислительные свойства железа (III)

Соли железа (III) под проявляют довольно сильные окислительные свойства. Так, при взаимодействии соединений железа (III) с сульфидами протекает окислительно-восстановительная реакция.

2FeCl3  +  3Na2S(избыток) =  2FeS  +  S  +  6NaCl
2FeCl3 (избыток)  +  Na2S  =  2FeCl2  +  S   +  2NaCl

По такому же принципу соли железа (III) реагируют с сероводородом:
2FeCl3  +  H2S  =  2FeCl2  +  S   +  2HCl

Соли железа (III) также вступают в окислительно-восстановительные реакции с йодидами.
2FeCl3  +  2KI    →   2FeCl2  +  I2   +  2KCl

Ферраты и ферриты

Ферриты – соли несуществующей в свободном виде железистой кислоты HFeO (феррит натрия NaFeO2). 

Обычно ферриты натрия или калия получают сплавлением оксида железа (III) с карбонатом натрия или калия:

Fe2O3 + Na2CO3 = 2NaFeO2 + CO↑

В технике ферритами называют продукты спекания (при температуре 1000-1400 С) порошков оксида железа (III) и некоторых оксидов двухвалентных металлов (Zn, Ni, Mn):

Fe2O3 + ZnO = Zn(FeO2)2

Ферраты – соли железной кислоты H2FeO2. Здесь железо находится в своей степени окисления +6. 

Если нагреть стальные опилки или оксид железа(III) с нитратом и гидроксидом калия, то образуется сплав, содержащий феррат калия: K2FeO4:

Fe2O3 + 4KOH + 3KNO3 = K2FeO + 3KNO2 + 2H2O

При растворении сплава в воде получается красно-фиолетовый раствор, из которого действием хлорида бария можно осадить нерастворимый в воде феррат бария BaFeO4:

K2FeO+ BaCl2 = BaFeO4↓+ 2KCl

Все ферраты – сильные оксилители (более сильные, чем перманганаты). H2FeO4 и FeO3 в свободном состоянии не получены.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Химическое равновесие. Задачи на реакторы.

Химическое равновесие-состояние химической системы, когда скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции. Для системы, находящейся в состоянии равновесия, концентрация реагентов, температура и другие параметры системы постоянны.

При решении задач на реакторы удобно воспользоваться таблицей, в которую мы записываем реагенты, изменение концентрации веществ в ходе replica watches реакции и равновесные, исходные концентрации. То, что нужно найти, можно обозначить как “X” и “Y”. Исходная концентрация вещества, полученного в ходе реакции, равна нулю. В ходе реакции концентрации реагентов уменьшаются, а концентрации продуктов увеличиваются. Если в условии задачи сказано, что объем постоянен, то для реагента концентрация и его количество вещества равны.

Рассмотрим пример задачи на реакторы:
В реактор постоянного объёма ввели бутан и сильно нагрели. В реакторе установилось равновесие:

IMG_256

При этом исходная концентрация бутана составила 8 моль/л, а равновесная концентрация replica Breitling этилена — 6 моль/л. Определите равновесные концентрации С4H10(X) и H2(Y).

Составим таблицу:

В первой строке запишем реагенты, во второй — исходные концентрации веществ, в третьей — изменение концентраций веществ, в четвёртой — равновесные концентрации.

Реагенты
Исходные конц.
Изменение конц.
Равновесные конц.

В первую строку записываем реагенты с учетом коэффициентов, стоящих перед ними. Так, мы получаем 1C4H10, 2C2H4 и 1H2.

Реагенты1C4H102C2H41H2
Исходные конц.
Изменение конц.
Равновесные конц.

Затем заполняем известные нам данные — исходную концентрацию бутана и равновесную концентрацию этилена, равные 8 моль/л и 6 моль/л соответственно. Обозначим за “X” равновесную концентрацию бутана, за “Y” равновесную концентрацию водорода и зафиксируем их в таблице. 

Реагенты1C4H102C2H41H2
Исходные конц.8 моль/л
Изменение конц.
Равновесные конц.X6 моль/лY

Далее переходим к заполнению третьей строки. Начинаем заполнение с того вещества, для которого даны и равновесная, и исходная концентрации; в нашем случае это этилен. Исходная концентрация этилена равна нулю, так как изначально он не присутствовал в реакционной системе, а его равновесная концентрация равна 6 моль/л, следовательно, концентрация этилена увеличилась на 6 моль/л. Записываем в третью строку под этиленом “+6” (“+” указывает на увеличение концентрации).

Реагенты1C4H102C2H41H2
Исходные конц.8 моль/л0 моль/л0 моль/л
Изменение конц.+6
Равновесные конц.X6 моль/лY

Исходя из реакции мы видим, что на образование 2 моль этилена и 1 моль водорода расходуется 1 моль бутана. Отсюда следует, что на образование 6 моль этилена затратилось 3 моль бутана, а количество образовавшегося в результате реакции водорода в 2 раза меньше, чем количество образовавшегося этилена (3 моль), так как перед этиленом стоит коэффициент 2, а перед водородом 1. Запишем в третью строку под водородом +3, а под бутаном -3(из-за того, что бутан расходуется в ходе реакции, а водород образуется). 

Реагенты1C4H102C2H41H2
Исходные конц.8 моль/л0 моль/л0 моль/л
Изменение конц.-3+6+3
Равновесные конц.X6 моль/лY

Как мы видим, исходная концентрация водорода равна нулю, а в ходе реакции она увеличилась на 3 моль/л, следовательно, равновесная концентрация водорода равна: 0+3=3 моль/л (равновесная концентрация равна сумме или разности между  исходной концентрацией и изменением концентрации в ходе реакции). Так как в ходе реакции концентрация бутана уменьшилась на 3 моль/л, а его исходная концентрация равна 8 моль/л, то 8-3=5 моль/л — равновесная концентрация бутана.

Рассмотрим следующую задачу:

В реактор постоянного объёма ввели азотный ангидрид и повысили температуру. В реакторе установилось равновесие:

IMG_256

При этом равновесные концентрации оксида азота(V) и оксида азота(IV) составили 0,02 моль/л и 0,16 моль/л соответственно.

Определите исходную концентрацию N2O5(X) и равновесную концентрацию O2(Y).

Заполняем таблицу по тому же принципу, что и в прошлой задаче. 

Реагенты2N2O54NO2O2
Исходные конц.X0 моль/л0 моль/л
Изменение конц.
Равновесные конц.0,02 моль/л0,16 моль/лY

Отличие этой задачи от прошлой заключается в том, что сейчас нам нужно найти исходную и равновесную концентрации веществ, а ход решения один и тот же. На образование 4 моль NO2 и 1 моля O2 было затрачено 2 моля N2O5, следовательно, на образование 0,16 моль NO2 было израсходовано 0,08 моль N2O5, а количество вещества кислорода в 4 раза меньше, чем оксида азота (IV), и равно 0,04 моль.

Реагенты2N2O54NO2O2
Исходные конц.X0 моль/л0 моль/л
Изменение конц.-0,08 моль/л+0,04 моль/л
Равновесные конц.0,02 моль/л0,16 моль/лY

Равновесная концентрация кислорода равна 0+0,04=0,04 моль/л. Исходная концентрация N2O5 больше его равновесной на то количество, которое было израсходовано в ходе реакции, т.е. исходная концентрация оксида азота (V) равна: 0,02+0,08=0,1 моль/л.

Еще один пример задачи на реакторы:

В реакторе постоянного объема смешали этилен и пары воды в мольном соотношении 1:2. Смесь нагрели и добавили катализатор. Через некоторое время установилось равновесие:

IMG_256

При этом исходная концентрация этилена составила 0,3 моль/л, а равновесная концентрация воды — 0,35 моль/л. Найдите исходную концентрацию H2O(X) и равновесную концентрацию C2H5OH(Y).

Составим таблицу, аналогичную таблицам из прошлых задач.

Реагенты1C2H41H2O1C2H5OH
Исходные конц.0,3 моль/лX0 моль/л
Изменение конц.
Равновесные конц.0,35 моль/лY

Так как объем системы постоянен, то количества веществ в системе пропорциональны их концентрациям. Согласно уравнению обратимой реакции на образование 1 моль этанола тратится 1 моль этилена и 1 моль воды. В условии сказано, что смесь этилена и воды была в мольном соотношении 1:2, значит, исходная концентрация воды в два раза больше концентрации этилена и равна 0,6 моль/л.

Реагенты1C2H41H2O1C2H5OH
Исходные конц.0,3 моль/лX=0,6 моль/л0 моль/л
Изменение конц.-0,25 моль/л+0,25 моль/л
Равновесные конц.0,35 моль/лY

В реакцию вступило 0,6-0,35=0,25 моль/л воды. Равновесная концентрация этанола равна концентрации вступившей воды в реакцию, т. е. 0,25 моль/л.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Строение молекул

  • Почему атомы образуют молекулы?
  • Чем молекулярные вещества отличаются от немолекулярных
  • Устойчивость молекул
  • Метод валентных связей
  • Молекулярные орбитали
  • Гибридизация и теория отталкивания валентных электронных пар
Презентация «Строение молекул»Скачать

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Водород и кислород

Водород

Содержание 

  1. Водород как химический элемент 
  2. Физические свойства водорода 
  3. Химические свойства водорода 
  4. Способы получения водорода 
  5. Применение водорода 
  6. Вода
  7. Кристаллогидраты
  8. Пероксид водорода

1. Водород как химический элемент

Водород — химический элемент с порядковым номером 1 — самый легкий из всех элементов периодической таблицы. В состав атома входят один протон и один электрон, такое строение является причиной уникальных свойств водорода.

Водород в периодической системе занимает особое место. С одной стороны, он может быть помещен в главную подгруппу первой группы, т.к. водород, как и щелочные металлы, способен отдавать один электрон. С другой стороны, подобно галогенам, водород способен присоединять один электрон, поэтому он может быть помещен в главную подгруппу седьмой группы. 

В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерны две степени окисления: +1 и -1

характеристика водород 
Химический знак H 
Электронная конфигурация 1S1 
Степени окисления +1, 0, -1 
степень окисления-10+1
соединенияKH, MgH2H2H2O, HF, NH3

Существуют три изотопа водорода: протий H, дейтерий D и тритий T. 

 H D T 
электроны 1 1 1 
протоны 1 2 3 

2. Физические свойства водорода

  • Температура кипения: -252,76 °С
  • Температура плавления: -259,14 °С
  • Слабо растворяется в воде 
  • Легче воздуха в 14,5 раз
  • Взрывоопасное вещество

3. Химические свойства водорода

1. Взаимодействие с простыми веществами-неметаллами (проявление восстановительных свойств, повышение степени окисления)

реагент реакция Условия/особенности 
кислород 2H2 + O2 = 2H2O Нагревание, смесь H2 и O2 взрывоопасна 
Хлор (возможно с другими галогенами) H2 + Cl2 = 2HCl Ультрафиолетовый свет или нагревание 
Сера H2 + S = H2S Пропускание водорода над нагретой серой, H2S имеет запах тухлых яиц 
Азот N2 + 3H2 = 2NH3 Присутствие катализатора, повышенное давление и температура 

2. Взаимодействие с простыми веществами — металлами (проявление окислительных свойств, понижение степени окисления)

реагент реакция условия/особенности 
ЩМ, ЩЗМ 2Na + H2 = 2NaH Ca + H2 = CaH2 Нагревание, происходит образование гидридов 

3. Взаимодействие со сложными веществами

реагент реакция Примечания 
Оксиды металлов CuO + H2 = Cu + H2O Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O Получение металлов из их оксидов в металлургии Не реагируют оксиды активных металлов (левее марганца в ряду активности)  
Оксиды неметаллов CO + 2H2 = CH3OH Присутствие катализатора 
Смесь CO и H2 — “синтез-газ” 
 2NO + 2H2 = N2 + 2H2O Реакция используется в очистительных системах при производстве HNO3 

4. Основные способы получения водорода 

а) В лаборатории: 

водород получают действием кислот (соляной или разбавленной серной) на металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода (чаще цинк или железо): 

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 

Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 

Реакцию обычно проводят в аппарате Киппа, а для получения малых количеств водорода — в приборе Кирюшкина. Водород собирают методом вытеснения воздуха, держа пробирку донышком вверх, или методом вытеснения воды.

Рис. 1. Получение водорода в аппарате Киппа

Рис. 2. Прибор Кирюшкина

б) В промышленности:

Способ получения Уравнение реакции 
Газопаровая конверсия угля C + H2O = CO + H2 
Взаимодействие метана с водяным паром CH4 + H2O = CO + 3H2 
Разложение метана CH4 = C + 2H2 
Электролиз воды 2H2O = 2H2 + O2 

5. Применение водорода

  1. Получение многих веществ
    • аммиака
    • хлороводорода
    • метилового спирта и других органических веществ из синтез-газа
    • маргарина
    • металлов (например, вольфрама) из оксидов
  2. Жидкий водород используется как ракетное горючее

6. Вода

Физические свойства:

Чистая вода — прозрачная жидкость, без цвета, вкуса и запаха

  • температура кипения: 100 °С при 1 атм
  • температура плавления 0°С
  • плотность 1 кг/л

Химические свойства:

  • С металлами (в ряду напряжений до водорода)

H2O + K = KOH + H2

  • С основными и кислотными оксидами:

CaO + H2O = Ca(OH)2

P2O5 + 3H2O = 2H3PO4

  • Гидролиз солей

Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S

  • С гидридами активных металлов 

LiH + H2O = LiOH + H2↑ 

  • Реакции с C, CO, CH4 

C + H2O = CO + H2↑ 

H2O + CO = (кат.) CO2 + H2↑ 

H2O + CH4 = (кат.) CO + H2↑ 

  • С галогенами 

Cl2 + H2O = HCl + HClO (соляная и хлорноватистая кислоты — без нагревания)

Cl2 + H2O = HCl + HClO3 (соляная и хлорноватая кислоты — при нагревании)

7. Кристаллогидраты 

Кристаллогидраты — это сложные вещества, содержащие в кристаллической решетке молекулы воды

медный купорос CuSO4*5H2O — пентагидрат сульфата меди (II)кристаллическая содаNa2CO3*10H2O — декагидрат карбоната натрияцинковый купорос ZnSO4*7H2O — гептагидрат сульфата цинка

8. Пероксид водорода H2O2

Физические свойства:

бесцветная прозрачная жидкость со слабым своеобразным запахом, “металлическим” вкусом, слегка вязкая

Получение

Используют пероксиды и супероксиды металлов

K2O2 + H2O = KOH + H2O2 

BaO2 + H2SO4 = BaSO4+ H2O2 

Химические свойства

  • разложение в разбавленных растворах

H2O2 = H2O2+ O2 

  • проявление окислительных свойств

KCl + H2O2 + H2SO4 = Cl2 + K2SO4 + H2O 

Кислород

Содержание

  1. Кислород как химический элемент 
  2. Физические свойства кислорода, аллотропия 
  3. Химические свойства кислорода 
  4. Способы получения кислорода 
  5. Применение кислорода

1. Кислород как химический элемент

Кислород – элемент с порядковым номером 8, входит в 6 группу периодической таблицы Менделеева, обозначается буквой O.  Кислород существует в виде трёх стабильных изотопов: 16O, 17O 18O, наиболее распространен 16O.

характеристика водород 
Химический знак O 
Электронная конфигурация 1S22s22P4 
Наиболее частые степени окисления 0, -1, -2 
Степень окисления Соединение 
0 O2 
-1 H2O2, Na2O2 
-2 оксиды металлов и неметаллов,  кислоты и основания амфотерные оксиды и гидроксиды соли кислородсодержащих кислот 

Электронная конфигурация кислорода: +8O 1s22s22p4

1s   2s 2p 

2. Физические свойства 

  • Кислород – это бесцветный, без запаха, безвкусный газ.  
  • Температура кипения:  -182,96 ° C  
  • Температура плавления: -218,4 ° C 
  • Цвет: слегка голубоватый оттенок  
  • Аллотропные формы кислорода: кислород и озон. Кислород (O2) содержит 2 атома в молекуле, а озон (O3) — 3. 

3. Химические свойства

 1. Взаимодействие с неметаллами

реагент реакция примечание 
сера S + O2 = SO2 Необходимо нагревание, в процессе реакции можно наблюдать синее пламя 
фосфор4P + 5O2 = 2P2O5 Необходимо нагревание, в процессе реакции образуется белый дым 
фосфор4P + 3O2 =   2P2O3 Реакция идет при недостатке кислорода 
Углерод, кремний, водород С + O2 = СO2 
Si + O2 = SiO2 
2H2 + O2 = 2H2O 		Необходимо нагревание, реакции протекают с выделением тепла (экзотермические) 
азот N2 + O2 = 2NO Необходима высокая температура (3000 °C), реакция 

2. Взаимодействие с металлами

реагент реакция примечание 
ЩЗМ, литий, алюминий 2Ca   +   O2 → 2CaO 4Li + O2 = 2Li2O 4Al + 3O2 = 2Al2O3 Активные металлы взаимодействуют с O2 при комнатной температуре Образуются оксиды 
натрий 2Na + O2→  Na2O2 Горение натрия в кислороде Образуется пероксид 
Калий, рубидий, цезий K + O2→  KO2 Образуется смесь продуктов, преимущественно — надпероксид 
железо 2Fe + O2→  2FeO 4Fe + 3O2→  2Fe2O3 3Fe + 2O2→  Fe3O4  в зависимости от количества кислорода, образуется либо оксид железа (II), либо оксид железа (III), либо железная окалина 
Менее активные металлы Cu + O2 = 2CuO Необходимо нагревание 

3. Взаимодействие со сложными веществами: 

Многие сложные органические и неорганические вещества горят в кислороде с образованием оксидов элементов, входящих в состав этих веществ: 

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O 

2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O 2CO + O2 = 2CO2

4. Способы получения кислорода 

Лабораторные способы получения кислорода:

  1. Разложение перманганата калия:

2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2

2. Разложение пероксида водорода в присутствии оксида марганца (IV):

2H2O2 →  2H2O + O2  

3. Электролиз воды: 

2H2O = O2 + 2H2 (Протекает под действием электрического тока) 

4. Разложение некоторых солей кислородсодержащих кислот (KClO3, NaNO3, KNO3) 

5. Применение кислорода

  • В ракетном топливе: при соединении водорода и кислорода, освобождается большое количество энергии, которая используется для подъема ракеты в космос 
  • Производство металлов (кислород применяют для сжигания углерода и других примесей, которые находятся в железе для производства стали) 
  • Для резки металлов и сплавов (в смеси с водородом и ацетиленом) 
  • В медицине кислород используют для проведения искусственного дыхания,  
  • Для создания искусственной атмосферы (на подводных лодках, космических кораблях, при работе водолазов)

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Кристаллические решетки

Прежде, чем ознакомиться с данной темой, нужно вспомнить, что такое агрегатное состояние вещества и какими они могут быть.

Агрегатное состояние вещества — это такие состояния одного и того же вещества, которые зависят от определенных температур и давления, а переходы между ними сопровождаются скачкообразным изменением физических параметров.

Всего выделяют 4 вида агрегатных состояний: твердое, жидкое и газообразное, а также плазма. Однако, на данный момент нас будет интересовать только твердое агрегатное состояние, т.к. только в нем можно увидеть какую-либо структуру.

АЛЛОТРОПНАЯ МОДИФИКАЦИЯ

ВАЖНО! У многих веществ и соединений есть свои аллотропные модификации.

Аллотропные модификации— это вещества, образованные из одного химического элемента, однако имеющие различные свойства и строение.

● Давайте рассмотрим такой элемент, как сера. Она бывает трех видов: ромбическая, моноклинная и пластическая. Ромбическая и моноклинные построенные из циклических S8, которые размещены по узлам моноклинной и ромбических решеток. Однако, соединены и образуют, так называемую, корону с длинами связями S-S =0,206 нм . При нагревании она переходит в пластическую серу, которая по своей структуры ближе к аморфным.

● Углерод имеет множество модификаций, но выделяют самые известные: алмаз, графит, карбин, фуллерен. Самая устойчивая из них — алмаз, имеющая тетраэдрическое строение. Из-за такого строения он имеет высокую твердость и является эталоном твердости по шкале Мооса.

Графит имеет слоистую решетку. Из-за наличия пространства между слоями графит имеет относительную мягкость, а также он жирный на ощупь.

Фуллерен C60 имеет сферическую форму (напоминающую футбольный мяч). Из-за слабых вандервальссовых связей имеет низкую твердость. Особенность заключается в том, что внутри образуется полость, диаметр которой примерно 5Å.

● Фосфор также имеет аллотропные модификации. Самые известные из них: белая, черная и красная.

Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, а атомы P расположены по вершинам тетраэдра. Данная модификация фосфора легко деформируется и режется ножом. Является ядовитым веществом!

Черный фосфор наиболее стабильная и химически неактивная модификация. Данное соединение имеет высокую твердость, нерастворимо в воде и во многих органических растворителях.

Красный фосфор имеет формулу Pn и представляет собой полимер. Плотность его выше, чем у белого фосфора 2,4 гр/см3. Обычно его получают путем нагревания белого фосфора.

Как вы уже знаете, все тела и предметы состоят из маленьких частиц — атомов. В твердых телах атомы могут быть расположены как хаотично, так и в строго определенном порядке. Тела, у которых отсутствует явный порядок в расположении атомов, называются аморфными.

Примеры: смола, стекло, кремнезем, пластмасса, янтарь и т.д. 

КРИСТАЛЛИЧЕСКАЯ РЕШЕТКА

Кристаллическое вещество — вещество, в составе которого атомы расположены строго определенным образом.

В отличии от аморфных тел, кристаллическое вещество может иметь определенную температуру плавления. Они способно самоограняться (приобретать определенную огранку), анизотропны (зависимость каких-либо физических параметра от направления самих кристаллов), а также обладают симметрией.

Кристаллические вещества обычно характеризуются кристаллической решеткой.

Кристаллическая решетка — пространственное расположение атомов и ионов в кристалле.

Всего существуют 4 вида кристаллических решеток: ионная, молекулярная, металлическая и атомная. Каждый из них обладает определенными физическими свойствами.

Можно также отметить, что кристаллическая решетка тесно связана с химической связью. Во многих случаях вид химической связи (ионная, ковалентная, металлическая)  предопределяет тип кристаллической решетки.

1) Ионный тип кристаллической решетки имеет в структуре противоположно заряженные ионы. Данные ионы удерживаются за счет электростатических сил.

Вещества, имеющие данный вид решеток, обычно обладают высокой твердостью, тугоплавкостью и нелетучестью. Также можно сказать, что многие вещества с такой решеткой обладают некоторой хрупкостью. Это объясняется некоторым смещением этих ионов в узлах решетки при механических воздействиях.

В большинстве случаев их растворы могут проводить электрический ток.

Стоит отметить, что некоторые вещества ионного характера нерастворимы или малорастворимы в воде (BaSO4, CaCO3 и т.д.).

Ионную кристаллическую решетку имеют вещества, у которых ионный тип связи: соли (NaCl, KNO3), гидроксиды металлов (NaOH, KOH), а также некоторые оксиды металлов.

2) Узлы молекулярной кристаллической решетки образованы молекулами.

Данный тип молекул связан между собой за счет межмолекулярных взаимодействий. Из-за слабой связи для них характерна высокая летучесть, малая твердость, легкооплавкость. Данный тип решеток имеют вещества, в которых присутствует ковалентный (полярный или неполярный) вид связи: простые вещества (O2, N2 , S8, P4(белый)), сложные вещества (H2O, углекислый газ CO2, этанол C2H5OH),С60 (фуллерен).

3) Металлический тип решеток характерен для металлов.

Связь в этих решетках держится следующим образом: металлы в решетках склонны отдавать свои электроны Мe0-e——Me+1, за счет этого образуются положительно заряженные ионы (катионы), а внутри решетки образуется, так называемый, «электронный газ» (скопление электронов). Эти электроны перемещаются по всей решетке и становятся общими. Внутри в итоге оказываются и электроны, и атомы металлов, и ионы металла. Это как раз и обуславливает, почему наши металлы электро- и теплопроводны.

Для них характерны чаще всего  ковкость, металлический блеск,  хорошая тепло- и электропроводность, многие металлы также имеют высокую температуру плавления.

Примеры: Fe, Al, Zn, Mg и т.д. 

4) Атомная кристаллическая решетка относится к довольно прочным типам решеток.

В данной решетке атомы связаны между собой ковалентной связью.

Яркими представителями являются: алмаз С, кремний Si, бор В, карборунд SiC, оксид кремния (IV) SiO2, карбиды и нитриды бора. Из-за отсутствия свободных электронов в узлах этой решетки для них не характерна электропроводность.

Данные вещества обладают следующими физическими свойствами: высокая прочность, тугоплавкость, низкая тепло- и электропроводность, также они нерастворимы во многих  растворителях.

Алгоритм идентификации кристаллической решетки:

При решении различных задач связанных с идентификацией кристаллической решетки у веществ можно пользоваться определенным алгоритмом:

1) Определяем тип вещества (простое или сложное)
2) Простое вещество: выясняем тип связи:
● Ковалентная неполярная (неМе с одинаковым ЭО, два одинаковых атома)——>молекулярная решетка
● Металлическая (у всех металлов, s, p, d Ме)—->металлическая решетка
3) Сложное вещество:
● Ковалентная полярная (неМЕ с разной ЭО, между двумя разными неМЕ)——>молекулярная решетка
● Ионная (между элементами с разной ЭО, между МЕ и неМЕ)—->ионная кристаллическая решетка

ЗАПОМНИТЬ! К атомным относятся: С (алмаз, графит), В (бор), BN, B4С (нитрид и карбид бора), Si, Si02, SiC (карборунд), Al203.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Гидролиз солей в водном растворе

Одним из наиболее важных процессов в химии является гидролиз. Данный процесс характеризует поведение солей в водных растворах, является основой многих биологических процессов. 

Гидролиз— это процесс разложения соли в водном растворе в результате которого образуется слабый электролит. Данный процесс является обратимым в большинстве случаев.

На глубину гидролиза так же влияет природа соли, её концентрация в растворе и температура. 

  • Любую соль можно представить как продукт взаимодействия кислоты и основания. Чем сильнее “родственная” кислота и “родственное” основание, тем хуже протекает гидролиз. NaCl образован из HCl и NaOH. Эти вещества сильные электролиты, поэтому данная соль не гидролизуется. При одинаковых молярных концентрация разных солей степень гидролиза напрямую зависит от их природы.
  • Чем выше концентрация, тем меньше степень диссоциации, а значит гидролиз соли протекает в меньшей степени.
  • Температура на прямую влияет на константу диссоциации воды. Так про 0°С pH=7, а при 100°С pH=6, поэтому при повышении температуры увеличивается гидролиз соли.

Для определения среды, которую образует соль достаточно посмотреть на продукты гидролиза или на сокращённое ионное уравнение. Если образуется два слабых электролита, то среда нейтральная.

KF + H2O ↔ KOH + HF

HF — слабый электролит, значит он не оказывает сильного влияния на кислотность.

KOH — сильный электролит, значит это вещество оказывает влияние на среду. Т.к. это щёлочь, то среда будет щелочная (аналогично и для кислот).

Fe3+ + H2O ↔ Fe(OH)2++ H+

В данном случае образуется ион водорода, который создаёт кислую среду (аналогично и для OH—).

Ступенчатый гидролиз

Такой тип гидролиза характерен для многозарядных катионов и анионов. Данный процесс происходит ступенчато, т.е. поэтапно.

Гидролиз аноина:

CO32- + H2O ↔ HCO3— + OH—

HCO3— + H2O ↔ H2CO3 + OH—

Гидролиз катиона:

Al3+ + H2O ↔ Al(OH)2++ H+

Al(OH)2++ H2O ↔ Al(OH)2++ H+

Al(OH)2+ + H2O ↔ Al(OH)3 + H+

Важно понимать, что чем сильнее заряд частицы, тем сильнее будет протекать гидролиз. На pH большее влияние оказывает именно первая ступень гидролиза. Т.к. чем выше заряд частицы, тем она сильнее будет связываться с катионом водорода или гидроксид-анионом.

Гидролиз бинарных соединений

Данному виду гидролиза подвергают бинарные соли , солеподобные соединения и галогенангидриды неорганических кислот. У бинарных солей гидролиз может проходить обратимо, а у солеподобных и галогенангидридов неорганических кислот гидролиз всегда необратимый. Солеподные соединения всегда образуют щелочные растворы, а галогенангидриды кислые.

Солеподобные соединения

NaH + H2O → NaOH + H2

Li3N + 3H2O →NH3 + 3LiOH

Галогенангидриды неорганических кислот

PCl5 + 4H2O → H3PO4 + 5HCl

PBr3 + 3H2O → H3PO3 + 3HBr

SO2Cl2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl

Бинарные соли

KF + H2O ↔ KOH + HF

Na2S + H2O ↔ NaHS + NaOH

Двойной гидролиз

Как говорилось ранее, некоторые соли IV типа в растворе не живут. Это связанно с тем, что и катион, и анион гидролизуясь образуют такие соединения, которые не являются частью раствора (осадок + газ). Из-за этого равновесие смещается в сторону продуктов.

2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O → 6NaCl + 2Fe(OH)3↓+ 3CO2↑

2Al(NO3)3 + 3Na2S + 6H2O → 6NaNO3 + 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Основы органической химии

Электронная конфигурация углерода. Основное и возбуждённое состояние.

В настоящее время известно более 30 миллионов органических соединений и причина такого многообразия кроется в особенностях атома углерода, связанных с его электронным строением.

Углерод – 6 элемент Периодической Системы. Заряд ядра атома углерода равен +6. Значит, всего электронов тоже 6. Два электрона будут располагаться на первом уровне, а четыре на втором (внешнем) уровне. Электроны, находящиеся на внешнем энергетическом уровне углерода, способны к образованию химических связей и называются валентные.  Таким образом, внешний уровень атома углерода содержит четыре валентных электрона. В невозбуждённом состоянии два из них являются спаренными, а два — неспаренными. 

На внешнем уровне мы видим одну полностью заполненную орбиталь, её оставляем в покое, обратим внимание на две орбитали с неспаренными электронами и одну пустую, именно на них возможно образование связи: видим, что больше трёх электронов такой углерод не способен присоединить. В невозбуждённом (основном) состоянии углерод может образовать три ковалентные связи, значит, его валентность равна трём.

Основное состояние

Однако при поглощении энергии электроны внешнего уровня атома углерода распариваются и атом переходит в возбуждённое состояние, в котором на внешнем уровне содержится 4 неспаренных электрона. В возбуждённом состоянии атом углерода может образовать четыре ковалентные связи.

Возбужденное состояние

Получается, что электроны не равны по энергии (1 электрон на 2s-подуровне и 3 электрона на 2p-подуровне), следовательно, одна из связей должна носить другой характер. Однако, рассматривая молекулу метана, видим четыре равноценные связи — длина каждой 1,54 Å.

Для объяснения этого факта была разработана теория гибридных состояний атома углерода.

Теория гибридизации атомных орбиталей углерода

Принято считать, что в истинных соединениях электроны распределены не на «простых» s- и p-орбиталях, а на смешанных или гибридных орбиталях. 

Гибридные орбитали – результат объединения (комбинации) s- и p-орбиталей. Форма любой гибридной орбитали представляет собой несимметричную объёмную восьмёрку, в центре которой ядро атома, справа большая доля, а слева – малая. 

Первое гибридное состояние углерода – sp3-гибридизация.

Гибридизация с участием одной s-орбитали и трёх p-орбиталей. В результате образуется четыре равноценные по форме и энергии sp3-гибридные орбитали. 

Четыре гибридные орбитали образуют собой тетраэдр, угол между ними составляет 109о.

атомно-орбитальная модель углерода в sp3-гибридизации

Углерод в состоянии sp3-гибридизации находится в молекуле метана СН4. Рассмотрим её строение. Изобразим четыре гибридные орбитали атома углерода в форме объёмной неправильной восьмёрки, на каждую из них поместим электрон. Четыре атома водорода имеют по одной сферической s-орбитали с одним электроном на ней. Молекула имеет форму тетраэдра, в его углах – водороды, а в центре – углерод. Связи между углеродом и водородом представляет собой перекрытие sp3-гибридной орбитали атома углерода и s-орбитали атома водорода, такой вид перекрытия называется σ-связью (сигма-связью). 

атомно-орбитальная модель молекулы метана

Подытожим, если углерод связан с четырьмя атомами посредством одинарных σ-связей – это sp3-гибридизованный углерод.

Второе гибридное состояние углерода – sp2-гибридизация.

Гибридизация с участием одной s-орбитали и двух p-орбиталей. В результате образуется три равноценные по форме и энергии sp2-гибридные орбитали и остаётся одна p-орбиталь, не подвергающаяся гибридизации.

Три гибридные орбитали образуют собой правильный треугольник, угол между ними составляет 120о. 

атомно-орбитальная модель углерода в sp2-гибридизации

Углерод в состоянии sp2-гибридизации находится в молекуле этена СН2=СН2. Рассмотрим её строение. Изобразим три гибридные орбитали атома углерода в форме объёмной неправильной восьмёрки, для каждого атома углерода расположим негибридизованную p-орбиталь перпендикулярно плоскости «треугольника», на каждую из орбиталей поместим электрон. Четыре атома водорода имеют по одной сферической s-орбитали с одним электроном на ней. В молекуле этена 5 сигма-связей. Оставшиеся две негибридизованные p-орбитали параллельны друг другу и тоже перекрываются, в результате бокового перекрывания этих орбиталей образуется π-связь (пи-связь). Двойная связь в молекуле этена представляет собой сочетание одной σ-связи одной π-связи.

атомно-орбитальная модель молекулы этилена

Таким образом, если углерод связан с тремя атомами и молекула содержит в своём составе двойную связь – это sp2-гибридизованный углерод.

Третье гибридное состояние углерода – sp-гибридизация.

Гибридизация с участием одной s-орбитали и одной p-орбитали. В результате образуется две равноценные по форме и энергии sp-гибридные орбитали и остаётся две p-орбитали, не подвергающиеся гибридизации.

Две гибридные орбитали лежат в одной плоскости, образуя угол 180о.

атомно-орбитальная модель углерода в sp-гибридизации

Углерод в состоянии sp-гибридизации находится в молекуле этина СН≡СН. Рассмотрим её строение. Изобразим две гибридные орбитали атома углерода в форме объёмной неправильной восьмёрки. Четыре негибридизованные р-орбитали (для каждого атома углерода по две) располагаются взаимно перпендикулярно. Два атома водорода имеют по одной сферической s-орбитали с одним электроном на ней. В молекуле этена 3 сигма-связи. Оставшиеся четыре негибридизованные p-орбитали посредством бокового перекрывания образуют две π-связи. Тройная связь в молекуле этина представляет собой сочетание двух π-связей (πz и πx) и одной σ-связи.

атомно-орбитальная модель молекулы ацетилена

Итак, если углерод связан с двумя атомами и молекула содержит в своём составе тройную связь – это sp-гибридизованный углерод.

Основные положения теории Бутлерова.

Основой органической химии по праву можно считать «Теорию химического строения», разработанную русским химиком Александром Михайловичем Бутлеровым. Для знакомства с ней рассмотрим основные положения:

Первое положение

Химическое строение или химическая структура – строго определенная последовательность химического связывания атомов в молекулах веществ.

Формулы, отражающие последовательность атомов в молекуле, называют структурными, химические связи между атомами принято изображать с помощью чёрточек.

Второе положение

Свойства органических веществ зависят как от элементного состава соединения, так и от его строения: атомы в молекуле оказывают друг на друга взаимное влияние. 

Третье положение

Бутлеров вводит и определяет одно из важнейших в органической химии понятий «изомерия»

Изомерия – это явление, заключающееся в существовании химических соединений — изомеров, — одинаковых по атомному составу и молекулярной массе, но различающихся по строению или расположению атомов в пространстве и, вследствие этого, по свойствам.

Изомерия делится на два вида: структурную и пространственную.

Структурная включает в себя изомерию

  • углеродного скелета 

обусловлена различным порядком связи между атомами углерода, за счет которых образуется скелет молекулы: если углерод в цепи связан с одним атомом углерода, он называется первичным, с двумя – вторичным, с тремя – третичным, с четырьмя – четвертичным.

Например, молекула бутана имеет линейное строение, а молекула изобутана – разветвлённое. 

  • положения кратной связи

обусловлена различным положением кратной связи при одинаковом углеродном скелете молекулы.

Например, двойная связь в молекуле бутена-1 располагается между первым и вторым атомами углерода, а в молекуле бутена-2 двойная связь – между вторым и третьим.

  • положения функциональных групп

обусловлена различным положением функциональной группы или заместителя при одинаковом углеродном скелете молекулы.

Например, функциональная группа спиртов OH- в бутаноле-1 связана с первым атомом углерода, в бутаноле-2 со вторым.

  • межклассовая изомерия

обусловлена различным сочетанием и положением атомов в молекулах веществ, имеющих одинаковый химический состав (молекулярную формулу), но принадлежащих к различным классам.

Например, молекула бутена-1, принадлежащего к классу алкенов, и молекула циклобутана, принадлежащего к классу циклоалканов, обе имеют состав C4H8

Пространственная в свою очередь делится на:

  • геометрическую (цис-, транс-изомерия) 

обусловлена существованием геометрических изомеров, отличающихся друг от друга характером взаимного расположения заместителей относительно двойной связи.

Например, в молекуле цис-бутена-2 метильные группы располагаются в одной плоскости, а в молекуле транс-бутена-2 – в разных: одна сверху, относительно двойной связи, другая – снизу.

  • оптическую

обусловлена существованием энантиомеров – изомеров, которые соотносятся друг к другу как предмет и несовместимое с ним зеркальное отражение.

энантиомеры молочной кислоты

Четвёртое положение

исследовать строение органического вещества можно с помощью химических превращений, то есть исследование продуктов химической реакции может помочь определить строение исходных веществ.

Теория Бутлерова является по сей день господствующей теорией органической химии. Она не только объясняет строение и свойства всех известных органических соединений, но, как и Периодическая система элементов, позволяет на основании закономерностей предсказывать строение и свойства ещё неизвестных органических соединений. Также способы их синтеза – получения химических соединений из составных частей путём химической реакции. 

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Классификация неорганических соединений. Правила номенклатуры и тривиальные названия

Изучение неорганической химии невозможно представить без знаний об основных классах неорганических соединений. Именно принадлежность к тому или иному классу определяет химические свойства веществ. Кроме того, важно правильно называть соединения, чтобы вас правильно поняли другие. Поэтому здесь я представлю основную информацию о классификации и номенклатуре неорганических соединений. Эта информация пригодится также при подготовке к ЕГЭ по химии в задании 5.

Классификация оксидов

Начнем с самых простых веществ – оксидов. Оксиды представляют собой бинарные соединения с кислородом в степени окисления -2. Все оксиды можно разделить на две группы: солеобразующие и несолеобразующие. Несолеобразующих оксидов довольно мало, и их легко можно запомнить: это например, N2O, CO, NO, SiO . Солеобразующие оксиды в свою очередь делятся на основные, амфотерные и кислотные.

Солеобразующие оксиды

Состав оксидаПример
ОсновныйМеталл в степени окисления +1 и +2Na2O, MgO, FeO
КислотныйНеметаллы и металлы в степени окисления +5 и вышеSO2, SO3, Mn2O7, CO2, P2O5,
АмфотерныйМеталлы в степени окисления +3 и +4
+ ряд исключений		BeO, ZnO, SnO, PbO, Al2O3, Fe2O3

Классификация гидроксидов

Следующими на очереди стоят гидроксиды. Это соединения, которые можно опознать по OH группе, заряд которой равен -1 (O-2H+1).

Состав гидроксидаПример
ОсновныйМеталл в степенях окисления +1 и +2NaOH, LiOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2
Кислотный Неметаллы и металлы в степени окисления выше +5 и вышеHNO3, H2SO4
АмфотерныйМеталлы в степени окисления +3 и +4
и металлы исключения		Al(OH)3, Fe(OH)3  Zn+2, Be+2

В зависимости от растворимости основные гидроксиды делят на щелочи (растворимые и малорастворимые основания, содержащие металлы первой и второй группы) (NaOH, LiOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2) и нерастворимые основания (Fe(OH)2). 

Кислотные гидроксиды образованы неметаллами и металлами в степени окисления +5,+6, +7. Такие гидроксиды также называют кислородсодержащими кислотами. Давайте разберемся какая же присутствует связь между, казалось бы, противоположными по свойствам соединениями. Если мы рассмотрим структурную формулу, например серной кислоты, то увидим целых две гидроксогруппы, водород в которых способен замещаться на металлы. Таким образом любую кислородсодержащую кислоту можно представит в виде соответствующего гидроксида.

Серная кислота

Все гидроксиды можно охарактеризовать еще по двум признакам: их кислотность и сила. Кислотность оснований — это количество гидроксогрупп, которые находятся в молекуле (NaOH — однокислотный, Ca(OH)2 — двухкислотный, Fe(OH)3 — трехкислотный). К сильным основаниям относят гидроксиды металлов 1 и 2 групп (кроме Mg(OH)2), а к слабым все остальные (+ NH4OH).

Классификация кислот

Кислоты можно делить сразу по нескольким признакам, например по содержанию в них кислорода, по их силе, или по их основности. Легче всего, конечно, классифицировать кислоты по наличию в них кислорода, потому что для этого на них достаточно просто взглянуть и увидеть есть кислород или нет. Самыми распространенными бескислородными кислотами являются все галогеноводороды и сероводород, а также весьма экзотичная азидоводородная кислота состава HN3. К кислородсодержащим относятся все остальные: серная, азотная, азотистая, угольная, фосфорная и т.д. 

Возвращаясь к кислотным гидроксидам, можно также отметить такое свойство кислот как основность, т.е. количество водородов в кислоте, которое может быть заменено на металл. Если с бескислородными кислотами все понятно: сколько водородов – такая и кислотность, то с некоторыми кислородсодержащими кислотами дела обстоят сложнее. В основном в кислотах количество водородов равно основности, но встречаются и такие, где это правило не работает. Например, фосфористая кислота состава H3PO3. При рассмотрении ее структурной формулы мы видим, что не все водороды относятся к гидроксогруппам, один из них связан напрямую с фосфором, поэтому он не может быть замещен на атом металла, из этого делаем вывод, что фосфористая кислота является двухосновной несмотря на то, что в ней три водорода. 

фосфористая кислота

Ну и последнее по списку, но не по значению свойство кислот – это их сила.  Это свойство определяет химические свойства кислоты, ее возможность взаимодействовать с металлами, в частности. Силу кислородсодержащей кислоты можно определить с помощью упрощенного правила Полинга. То есть если кислота состава HxЭОy, то

y-x=0 или 1слабая кислотаH3PO4 y-x=4-3=1
HClO y-x=1-1=0
y-x=2 или 3сильная кислотаH2SO4 y-x=4-2=2
HMnO4 y-x=4-1=3

Но это правило не строгое и действует не для всех кислот, поэтому пользоваться им следует крайне осторожно. Напимер, HPO3 — у-х=2, но кислоту считают слабой, а к H2Cr2O7 правило вообще не применимо, а кислоту считают сильной.

В случае бескислородных кислот следует запомнить, что HCl, HBr, HI — сильные кислоты, а HF и H2S — слабые.

Классификация солей

Соли — это производные от кислот, в которых один или несколько водородов были замещены на атом металла (катион аммония). Т.е. соль состоит из катиона и кислотного остатка. Соли – это, пожалуй, самая разветвленная группа веществ из всех рассмотренных. 

Они делятся на:

-Средние соли

Na2HPO3, Na2CO3, NH4Cl, MgSO4, Fe(NO3)3 

Все водороды кислоты заменены на атомы металла (катионы аммония).

-Кислые соли

NaHSO4, KH2PO4, MgHPO4

Соли, в которых не все атомы водорода были замещены на катион.

-Основные соли

Al(OH)CO3, Na3(OH)SO4

 Если помимо металла и кислотного остатка есть еще и гидроксогруппа.

-Двойные соли

KNaCO3, KAl(SO4)4

Два металла, связанных с одним и тем же кислотным остатком.

— Смешанные соли

MgClBr, CaCl2O=Ca(ClO)Cl

Два аниона, но один катион металла.

Самыми сложными по строению можно назвать комплексные соли, верным признаком которых являются квадратные скобки, в которые берут комплексные остаток. И на их же примере мы можем увидеть в чем заключается амфотерность некоторых гидроксидов, например гидроксида алюминия. Он способен образовывать соли вида Na[Al(OH)4] при взаимодействии с избытком гидроксид-ионов в растворе.

Al(OH)3+NaOH -> Na[Al(OH)4]

В данном случае, частица, образованная гидроксидом алюминия, выступает в роли кислотного остатка. Комплексная часть такой соли состоит из центрального атома алюминия и лигандов – гидроксогрупп.

Комплексная частица также может быть и катионом, например, [Cu(NH3)4]Cl2. К комплексным солям можно отнести кристаллогидраты, кристаллизационная вода в которых может быть лигандом.

Тривиальные названия и правила номенклатуры

Теперь, когда мы разобрались с тем, как отличать соединения друг от друга, следует научиться их правильно называть. Все соединения в современной химии принято называть в соответствии с номенклатурой IUPAC. Однако кроме официальных названий существуют еще и так называемые тривиальные, то есть исторически устоявшиеся (как например NaCl – поваренная соль). Эти названия нужно просто учить, ведь зачастую никакой логике они не поддаются.

Оксиды

Здесь все довольно просто

“ОКСИД“ + “название элемента в родительном падеже“,

если надо, то добавляем степень окисления элемента в конце в скобках римскими цифрами.

Пример: Na2O – оксид натрия

Fe2O3 – говорим: оксид железа трехвалентный, пишем: оксид железа (III) (в данном случае указываем валентность, так как оксид железа может быть и двухвалентный FeO)

SO2 – говорим: оксид серы четырехвалентный, пишем: оксид серы (IV).

Тривиальные названия для некоторых оксидов:

Al2O3 – боксит, глинозем

CO – угарный газ

CO2 – углекислый газ

N2O – веселящий газ

NO2 – бурый газ, лисий хвост

SiO2 – кремнезем, кварцевый песок

CaO – негашеная известь

MnO2 – пиролюзит

SO2 – сернистый газ

MgO – жженая магнезия

SO3 – серный ангидрид

Fe3O4 (FeO + Fe2O3) – железная окалина

Гидроксиды

С гидроксидами все так же, но только вместо слова оксид говорим гидроксид.

“Гидроксид“ + “Металл в родительном падеже“

KOH – гидроксид калия

Al(OH)3 – гидроксид алюминия

Fe(OH)2 — гидроксид железа (II)

Нетривиальные названия гидроксидов:

KOH – едкое кали 

NaOH – едкий натр, каустическая сода

Ca(OH)2 – гашеная известь

Ca(OH)2 в прозрачном водном растворе – известковая вода

Ca(OH)2 взвесь твердого вещества в воде – известковое молоко

Кислоты

Бескислородные кислоты называют так: к названию атома на русском добавляют суффикс -о-, затем -водородная кислота. Таким образом у нас получится следующее:

HCl — хлороводородная кислота, H2S – сероводородная кислота.

В названиях оксокислот большую роль играют суффиксы и окончания, указывающие на то в какой степени окисления стоит элемент в кислотном остатке. 

Элемент в высшей или единственной степени окисления – -ная, -овая, -евая.

H2SO4 Cерная кислота, HNO3 азотная кислота,H2SiO3 кремниевая кислота. 

Элемент в промежуточной степени окисления +5 – окончание -новатая.

HClO3 Хлорноватая,HIO3 иодноватая.

Элемент в промежуточной степени окисления +3 и +4 – добавляем -истая.

H3PO3 Фосфористая,HNO2 азотистая.

Элемент в низшей положительной степени окисления +1 – -новатистая.

HClO Хлорноватистая, H3PO2 фосфорноватистая.

Но некоторые самые часто употребляемые кислоты обычно называют их тривиальными названиями. Так, например, хлороводородную кислоту редко кто называет полным именем, скорее вы встретите соляную кислоту. Фтороводородную чаще называют плавиковой. H2CO3 – угольная кислота.

Соли

Названия средних солей строятся по следующему принципу:

“название кислотного остатка” + “металл в родительном падеже” 

Na2CO3 – карбонат натрия

NH4Cl – хлорид аммония

Al2(SO4)3 – сульфат алюминия

В названия кислых солей перед кислотным остатком мы добавляем приставку гидро- и указатель числа атомов водорода в молекуле: ди- если два, три- если три и т.д.

“гидро“+“кислотный остаток“+“металл в р.п.“

MgHPO4 – гидрофосфат магния

NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия

Основные соли называем по такому же принципу, но вместо приставки гидро- используем гидроксо- + указатель на число OH групп.

“гидроксо“+“кислотный остаток“+ “металл в р.п.“

Al(OH)SO4 – гидроксосульфат алюминия

Mg(OH)Cl – гидроксохлорид магния

В двойных солях мы сначала называем кислотный остаток, а затем оба катиона в р.п. в порядке справа-налево.

(NH4)FePO4 – фосфат железа (II) аммония

KNaSO4 – сульфат натрия калия

Называя смешанные соли указывают анионы через дефис и затем катион и р.п.

CaOCl2 – хлорид-гипохлорит кальция

Если в названии кислоты, от которой образована соль, есть приставки мета- орто-, то они переносятся в название кислотного остатка (ортофосфорная кислота – ортофосфат). Кроме того, в названиях кислотных остатков добавляют приставки гипо-, если центральный атом в кислотном остатке стоит в низшей степени окисления и пер-, если в высшей. (HClO4 – ClO4— – перхлорат ион, HClO – ClO— – гипохлоит ион)

Номенклатура комплексных солей достаточно сложная, со своими правилами и нюансами и требует отдельного рассмотрения.

Наибольшее количество тривиальных названий можно найти именно среди солей, ведь большинство минералов представляют собой неорганические соли, которые и называют так же, как и минерал, в состав которых они входят.

Na2CO3 – кальцинированая сода

NaHCO3 – пищевая сода 

NaCl – поваренная соль

K2CO3 – поташ

CaCO3 – мел, мрамор, известняк

NaNO3 – чилийская селитра

KAl(SO4)3 – алюмокалиевые квасцы

CuSO4*5H2O – медный купорос 

Na2SO4*10H2O – глауберова соль

KClO3 – бертолетова соль

(CuOH)2CO3 — малахит

K3[Fe(CN)6] – красная кровяная соль

K4[Fe(CN)6] – желтая кровяная соль

NH4Cl – нашатырь

И многие другие…

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Аминокислоты

Строение аминокислот

Особенность строения аминокислот заключается в том, что они одновременно содержат две функциональные группы: карбоксильную (-СООН) и аминогруппу(-NH2).  Две функциональные группы могут быть связаны как с разными, так и с одним  атомом углерода. 

Номенклатура аминокислот

Необходимо придерживаться следующих правил:

1.  Для систематической нумерации ведут отсчет атомов углерода, начиная с атома, связанного с карбоксильной группой (1,2,3 соответственно). В рациональной нумерации сам атом углерода, связанный с карбоксильной группой, в нумерации не участвует (α, β, γ-соответственно).

Систематическая нумерация
Рациональная нумерация

2.   Приставка амино-

3.   Радикалы и их местоположение

4.   Корень- показывает количество атомов углерода

5.  Суффиксы -ан -ен -ин — показывают кратность связей 

6. -Овая кислота

Существует множество аминокислот, 20 из них участвуют в генетическом коде. Важнейшие аминокислоты имеют специальные названия и обозначения, например : Глицин-аминоуксусная кислота (GLY) 

Все природные аминокислоты являются α -аминокислотами. Перечень встречающихся в природе аминокислот не ограничен лишь аминокислотами, встречающимися в белках. Многие аминокислоты были выделены из растений или найдены в организмах животных. Первой выделенной природной аминокислотой был аспарагин. Он был выделен из сока спаржи.

Изомерия аминокислот

а) Изомерия положения функциональных групп

3-аминопентановая и 2-аминопентановая кислота соответственно

б) Изомерия углеродного скелета

4-аминобутановая кислота и  3-амино-2-метилпропановая кислота соответственно

в) Оптическая изомерия

Способы получения аминокислот

а) Галогенирование карбоновых кислот и последующий аммонолиз

б)  Гидролиз пептидов

Физические свойства аминокислот

Аминокислоты-бесцветные кристаллические вещества. Причиной служит образование цвиттер-ионов.

В твердом виде и в водном растворе алифатические аминокислоты существуют в виде смеси цвиттер-ионов катионной и анионной формы , находящейся в состоянии равновесия. Положение равновесия зависит от рН среды и строения аминокислоты.

Аминокислоты хорошо растворяются в воде, плохо растворяются в неполярных растворителях (бензол, толуол, хлороформ).

Аминокислоты обладают высокими температурами плавления.  Многие обладают сладким вкусом. Например, таблетки глицина.

Химические свойства аминокислот

Реакционные центры аминокислот

В составе аминокислоты  есть несколько реакционных центров: аминогруппа, отвечающая за основные свойства; карбоксильная группа, отвечающая за кислотные свойства. Исходя из вышесказанного мы делаем вывод, что аминокислоты являются  амфотерными  соединениями.

Углеродный скелет тоже относится к реакционным центрам и в зависимости от кратности связей углерод-углерод может отвечать определенным химическим свойствам: 

а) если все связи углеродного скелета одинарные, то он может взаимодействовать с галогенами –реакции замещения;

б) если углеродный скелет содержит двойные или тройные связи, то могут происходить реакции присоединения ( можно присоединять: водород, воду, галогены, галогеноводороды);

Подробнее химические свойства каждого реакционного центра представлены в таблице:

АминогруппаКарбоксильная группаПредельная углеродная цепьНепредельная углеродная цепь
Основные свойстваКислотные свойстваРеакции замещенияРеакции присоединения
+Кислота+Me(до Н2)=соль+Н2+Галогены+H2
+MeO=соль+Н2О+H2O
+MeOH=соль+Н2О+Галогены
+Соль=кислота`+соль `+Галогеноводороды
+Спирт=сложный эфир+Н2О

а) Взаимодействие с кислотами: происходят реакции присоединения, например, при реакции глицина с соляной кислотой образуется хлорид карбоксиметиламмония (хлорид глициния)

б) Взаимодействие со спиртами: образование сложного эфира и воды

в) Взаимодействие с нитритом натрия в кислой среде: реакция идет с образованием молочной кислоты

г) Аминокислоты также взаимодействуют между собой с образованием пептидной связи

Таким образом получают такие соединения, как белки (пептиды). К такому типу относится известная реакция образования капрона. Для производства капрона используют производные аминокислот, а именно капролактам, который образуется за счет внутримолекулярной дегидратации 6-аминогексановой кислоты.

Что такое белки?

Белки- это органические соединения, состоящие из аминокислот, связанных между собой пептидной связью

Что такое антигены и антитела - Медицинский центр на Ленинском
Пептидная связь

Химические свойства белков

Белки, как и входящие в их состав аминокислоты, обладают амфотерными свойствами.

а) При нагревании происходит сворачивание ( денатурация )белков;

б) Осаждение белков: обратимое (высаливание) и необратимое (денатурация) ;

в) Гидролиз белка ( под действием ферментов или при нагревании в кислой среде);

Качественные реакции

а) Биуретовая реакция (добавляем к раствору белка CuSO4+KOH)- яркое сине-фиолетовое окрашивание

б) Ксантопротеиновая реакция (добавляем HNO3)-Желтое окрашивание. Именно по этой причине ожог азотной кислотой желтого цвета

в) Цистеиновая реакция, действует на остатки аминокислот, содержащих серу  (добавляем ацетат свинца Pb(CH3COO)2)- черное окрашивание

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Сложные эфиры

Сложные эфиры – производные карбоновых кислот, в которых атом водорода в гидроксильной группе замещен углеводородным радикалом. Предельные сложные эфиры имеют общую формулу в виде CnH2nO2.

Существуют два способа, позволяющие назвать сложные эфиры.

  1. По систематической номенклатуре. В этом случае к названию кислоты, где вместо окончания «-овая кислота» используют суффикс «-оат», в качестве приставки прибавляется название спиртового радикала.
этилпропаноат

Сложный эфир также можно назвать путем прибавления к названию аниона кислоты приставки с названием углеводородного радикала.

метилацетат
бутилпропионат
  1. По тривиальной номенклатуре. Здесь же для названий сложных эфиров используют четыре слова. Они образованы от названий кислот и спиртов, входящих в состав молекулы, с добавлением слова «эфир».
бутиловый эфир уксусной кислоты

Для сложных эфиров характерны следующие виды изомерии:

  1. Изомерия углеродного скелета при наличии у радикала кислоты или радикала спирта не менее трех атомов углерода.

C6H12O2

метилпентаноат
метил-3-метилбутаноат
  1. Изомерия положения функциональной группы возможна, если в молекуле содержится не менее четырех атомов углерода.

C4H8O2

метиловый эфир пропановой кислоты
этиловый эфир уксусной кислот
  1. Межклассовая изомерия, которая определяется общей формулой органических соединений. Так, изомерами сложных эфиров являются карбоновые кислоты, имеющие такое же количество атомов углерода в молекуле.

C3H6O2

метилацетат
пропановая кислота

Физические свойства сложных эфиров зависят от молекулярной массы вещества. Так, сложные эфиры низших карбоновых кислот и спиртов представляют собой летучие жидкости, плохо растворимые в воде и хорошо – в органических растворителях. Большинство этих соединений имеют приятный запах, напоминающий запах фруктов. Они дают разнообразный спектр фруктовых запахов. В разбавленном растворе пентилбутанат имеет запах груш, а этилбунатант – ананасов. Сложные эфиры высших карбоновых кислот представляют собой твердые бесцветные воскообразные вещества без запаха.

Как правило, температура кипения сложных эфиров ниже, чем у соответствующих карбоновых кислот. Это объясняется отсутствием у сложных эфиров межмолекулярных водородных связей. Следовательно, сложные эфиры обладают меньшей силой межмолекулярного взаимодействия, чем соответствующие им карбоновые кислоты.

Как же получают сложные эфиры?

  1. В лаборатории эти вещества можно получить путем этерификации, т.е. взаимодействием карбоновых кислот со спиртами.

Эта реакция обратима, т.е. при взаимодействии с водой, сложный эфир начинает распадаться на исходные вещества. Чтобы сместить равновесие в сторону образования сложного эфира, в систему добавляют серную кислоту для связывания воды.

  1. Взаимодействие галогеноалканов с солями карбоновых кислот. В этом случае образуются сложный эфир и неорганическая соль (галоген-ион соединяется с ионом металла).
  1. Алкоголиз ангидридов. Алкоголиз — обменное разложение веществ при взаимодействии со спиртами.  В результате реакции водород от спирта присоединяется к мостиковому кислороду, и образуется карбоновая кислота. А то, что осталось от спирта соединяется с углеродом с образованием сложного эфира.

Рассмотрим химические свойства.

  1. Отличительной чертой сложных эфиров является способность к гидролизу. Причем гидролиз может протекать как в кислой, так и в щелочной среде.
    1) В кислой среде происходит процесс, обратный этерификации, называемый переэтерификацией. Сложные эфиры расщепляются под действием воды, и образуются карбоновая кислота и спирт.

Этот процесс также обратим, т.к. продукты реакции взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.
2) При щелочном гидролизе (или другими словами омылении) получаются спирты и
соли карбоновых кислот.

Этот процесс необратим, так как образовавшаяся соль не взаимодействует со спиртом.

  1. Восстановление сложных эфиров. При взаимодействии сложных эфиров с водородом в присутствии катализатора разрывается углерод-кислородная связь карбоксильной группы. В результате реакции мы получаем два спирта, один из которых содержит столько же атомов углерода, сколько было в исходной кислоте, а второй – столько же, сколько в исходном спирте. Например, при восстановлении метилпропионата образуются два спирта – метанол и пропанол.
  1. Аммонолиз. Этот процесс аналогичен гидролизу. Отличием является лишь то, что к кислотному остатку присоединяется не гидроксогруппа, а аминогруппа. В результате реакции образуются амид и спирт.
  1. Последнее свойство, характерное для всех органических соединений, — это горение.
    При полном сгорании сложных эфиров (а также многих других органических соединений) образуются углекислый газ и вода.

Сложные эфиры нашли широкое применение в жизни человека. Так, сложные эфиры низших спиртов и карбоновых кислот используются в пищевой промышленности. Благодаря наличию фруктового (или же иного, специфического) запаха их применяют в качестве ароматизатора. Сложные эфиры на основе ароматических спиртов применяются в парфюмерии в качестве отдушек (этилформиат), компонента духов (изопентилэтанат, изобутилэтанат, бутилэтанат). Сложные эфиры также используют как растворителей. Например, этилацетат и пентилэтанат применяются в качестве растворителя лаков и красок. Сложные эфиры, образованные от непредельных спиртов, способны образовывать полимеры. Например, винилацетат становится поливинилацетатом, который применяется при изготовлении искусственных кож. Сложных эфиров высших карбоновых кислот используют в качестве воска (из которых впоследствии изготавливают смазки, пропиточные составы для бумаги и кожи). Также они входят в состав лекарственных препаратов и косметических средств.

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

Гидролиз

Среду любого водного раствора можно охарактеризовать содержанием протонов (Н+) или гидроксид-ионов (ОН—) в нём. При этом чем больше в растворе протонов, тем меньше водородный показатель (pH).

В зависимости от величины рН выделяют следующие типы водных сред:

1) Нейтральная среда — число Н+ равно числу ОН—, а рН=7.

2) Кислотная среда — число Н+ больше числа ОН—, а рН лежит в пределах от 0 до 6. Чем ближе рН к 7, тем меньше кислотность, тогда говорят, что среда слабокислая.

3) Щелочная среда — число Н+ меньше числа ОН—, рН лежит в промежутке от 8 до 14. Аналогично, если рН близок к 7, то среда слабощелочная.

Индикаторы — это вещества, которые изменяют свой цвет в зависимости от среды раствора.

Окраска индикаторов в воде, растворах кислот и щелочей

Как определить силу кислот и оснований?

В случае оснований стоит запомнить, что слабыми являются все нерастворимые основания и гидрат аммиака. Все остальные растворимые и малорастворимые основания являются сильными.

А в случае кислот вам поможет следующая табличка:

Понятие «гидролиз». Гидролиз по аниону

Гидролиз — это процесс разложения соли под действием молекул воды.

Для примера рассмотрим в воде соль — фторид натрия (NaF). Попав в воду, данная соль сразу полностью диссоциирует на ионы:

 NaF ↔ Na+ + F—

Вода очень слабо, но тоже может распадаться на ионы: 

H2O ↔ H+ + OH—

F— — анион слабой плавиковой кислоты. Очень велика вероятность, что он столкнётся с водой и заберёт у неё протон, в результате чего мы получим слабый электролит HF:

F— + H2O ↔ HF + OH—

Превратим данное ионное уравнение в молекулярное:

NaF + H2O ↔ HF + NaOH

Таким образом, среда раствора данной соли будет слабощелочной (рН=8-10), т.к. в ионном уравнении у нас остались свободные гидроксид-ионы.

Гидролиз протекает в растворах тех солей, которые образованы слабым основанием и/или слабой кислотой. В рассмотренном выше случае идёт гидролиз по аниону, т.к. у нас имеется анион от слабой кислоты.

 Гидролиз по катиону.

Пусть у нас имеется соль FeCl3. В водном растворе она будет диссоциировать следующим образом:

FeCl3 ↔ Fe3+ + 3Cl—

Взаимодействие с водой будет протекать в три стадии, но мы рассмотрим только первую:

Fe3+ + H2O ↔ FeOH2+ + H+

В итоге получим:

FeCl3 + H2O ↔ Fe(OH)Cl2 + HCl

Среда данной реакции будет слабокислая (рН=4-6).

Гидролиз по катиону и аниону.

В данном случае будет всё аналогично, только взаимодействовать с водой будут уже и катион, и анион, а среда соли будет примерно нейтральной (рн≈7). 

Рассмотрим на примере CH3COONH4:

CH3COONH4 ↔ CH3COO— + NH4+

NH4+ + CH3COO— + H2O ↔ NH3*H2O + CH3COOH

CH3COONH4 + H2O ↔ NH3*H2O + CH3COOH

В каких же случаях гидролиз протекать не будет?

1. Если соль нерастворима в воде. 

Такая соль в растворе также является хорошим электролитом и прекрасно диссоциирует, но из-за небольшой растворимости соли в воде, мы этих процессов просто не заметим. А следовательно, среда будет нейтральной (pH=7).

2. Если соль образована сильной кислотой и сильным основанием. Например, NaCl:

NaCl ↔ Na++ Cl—

Если расписать ионное уравнение, то это будет на 100% обратимый процесс, потому что сильные кислоты и основания моментально полностью диссоциируют. 

Отдельно стоит обратить внимание на катион серебра. Мы с вами знаем, что гидроксид серебра в воде не существует. Какую же среду имеют его соли? Рассмотрим на примере нитрата серебра (AgNO3). Нитрат (NO3—) — кислотный остаток сильной азотной кислоты (HNO3). Теперь разберемся с серебром. Во многих источниках говорят о том, что гидроксид серебра — сильное основание, но на самом деле это не так и гидроксид серебра является слабым. Однако из-за ошибочной оценки в различных источниках данная информация на ЕГЭ не встречается. 

Новости

Статья «Физиологические и патофизиологические аспекты регуляции сердца в условиях ...
22.11.2024
Олимпиады «Биологический марафон» и «Биологическое многоборье»
22.11.2024
Европейский биотехнологический конгресс 2024
24.10.2024
Статья «Модулирующее действие ирисина на функциональное состояние тормозных афферентных входов ...
14.10.2024
Вавиловские чтения 2024
09.10.2024
Студенты и преподаватели биологического факультета на конференции в Санкт-Петербурге
01.10.2024

  • Россия, г. Самара,
    ул. ак. Павлова, 1

  • +7(846) 334-54-0

  • grisiak.aa@ssau.ru
Мы в соц. сетях
Факультеты ЕНИ

©Естественнонаучный институт Самарского университета