С каждым днем ученые совершают все больше новых открытий в области органической химии. Известно, что число изученных органических replica watches соединений во много раз превышает неорганические, и поэтому для упрощения задачи при работе с таким объемом информации были созданы различные классификации, которые будут рассмотрены далее.
Классификации помогают replica watches UK нам упорядочить многочисленные соединения по их свойствам и строению, что облегчает изучение и дальнейшие исследования в этой сфере.
Существует несколько критериев классификации органических соединений.
Классификация по качественному составу, в которой в зависимости от содержащихся атомов в молекуле, можно выделить следующие группы органических веществ:
Углеводороды – состоят из атомов углерода и водорода
Общая формула:CxHy
Основная часть углеводородов в природе Земли встречается в сырой нефти. Также главными источниками углеводородов являются природный, сланцевый и попутный нефтяной газ, уголь, торф, горючие сланцы.
Углеводороды применяют в качестве исходного сырья в производстве самых разнообразных и важных для человека веществ и материалов (пластмассы, каучуки, волокна, пленки, моющие средства, лекарства, красители, строительные и горюче-смазочные материалы и т.д.). К основным типам углеводородов относят: алканы, циклоалканы, алкены, циклоалкены, алкадиены, алкины и арены.
Примеры соединений: C2H6 (этан), C6H6 (бензол)
Кислородосодержащие – состоят из атомов углерода, водорода и кислорода
Общая формула: CxHyOz
Органические replica Rolex соединения, содержащие кислород, широко распространены в природе, где играют важную роль в процессах жизнедеятельности животных и растительных организмов (углеводы, органические кислоты, жиры, вoски и др.).
Такие органические соединения применяют в различных сферах человеческой деятельности (смолы, поликарбонаты, пленки, клеи, красители и лекаpства, средства защиты растений и т.д.). К основным типам кислородосодержащих соединений относят: спирты, фенoлы, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты, сложные и простые эфиры.
Азотсодержащие — состоят из атомов углеpода, водоpода и азота (иногда и кислорода)
Общая формула: CxHyNz или CxHyOzNa
Азотсодержащие соединения входят в состав различных природных веществ, играющих важную роль (аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты (ДНК и РНК), некоторые полисахариды, гормоны и др.). Их способность к различным преврaщениям и образованию биологических молекулярных структур определяет переход от неживого вещества к живому.
Азотсодержащие соединения используются в технике, сельском хозяйстве, в быту, входят в состав лекарств, органических удобрений, красителей. К основным типам азотсодержащих соединений относят: нитросоединения, амины, амиды, нитрилы, гетероциклические соединения, аминокислоты.Примеры соединений: CH3NH2 (метиламин),C6H5NO2 (нитробензол)
родный скелет — это последовательность химически связанных атомов углерода в молекуле. Он является основой органического соединения.
2. По характеру углеродного скелета органического соединения вещества можно разделить на:
ациклические (открытые, жирные или алифатические) — незамкнутые цепи
циклические — в них углеродная цепь замкнута в цикл
Углеродный скелет может быть также неразветвленным или разветвленным.
3. Классификация по кратности связи
Насыщенные (предельные) углеводороды — углеводороды, не содержащие кратных связей в структуре молекул. В них атомы углерода связаны между собой только простыми связями (алканы, циклоалканы). Для представителей данного класса углеводородов не характерны реакции присоединения, поскольку все связи в молекуле одинарные (насыщенные). Данные соединения вступают во взаимодействия, связанные с замещением атома водорода.
Ненасыщенные (непредельные) углеводороды содержат помимо простых кратные связи — двойные или тройные. (Алкeны, aлкины, диeны, циклоалкены). По химическим свойствам непредельные углеводороды значительно отличаются от предельных. Они достаточно реакционноспособны и вступают в разнообразные реакции присоединения. Такие реакции происходят путём присоединения атомов или групп атомов к атомам углерода, связанным двойной или тройной связью. При этом кратные связи довольно легко разрываются и превращаются в простые.
Непредельные углеводороды способны соединяться друг с другом или с молекулами других непредельных углеводородов. Это свойство является важным для данного класса и в результате таких процессов образуются полимеры.
4. Циклический ряд включает в себя:
Карбоциклические соединения
Атомы углерода помимо связи друг с другом, также связаны и с другими атомами (водородом, кислородом и т.д) Однако сам цикл состоит только из атомов углеpода.
Гетероциклические соединения — это cоединения, в циклаx которых, кроме атомов углеpода, присутствуют атомы других элементов (кислорода, азота, серы и др.).
Карбоциклические соединения подразделяются на:
Ароматический ряд включает в себя специфическую группировку атомов – бензольное кольцо. Эта группировка атомов предопределяет определённые физические и xимические свойства аpоматических соединений. Главные отличия — повышенная устойчивость ароматической системы и, несмотря на ненасыщенность, склонность к pеакциям замещения, а не присоединения.
Алициклический ряд объединяет остальные карбоциклические соединения.
Алициклические соединения названы так из-за своих химических свойств, наиболее близких к алифатическим соединениям, несмотря на кольцеобразную структуру.
5. Классификация по наличию функциональных групп
Для начала разберемся что такое функциональная группа.
Функциональной группой называются атомы или группы атомов, входящие в состав органического соединения, которые определяют химические и физические свойства определенного класса соединений.
Рассмотрим основные из них:
Функциональная группа
Название
Обозначение
Название группы
класса
-Hal (CL, Br, I, F)
Галоген
Галогенопроизводные
-OH
Гидроксильная
Спирты и фенолы
-CHO-
Карбонильная
Альдегиды
-CO-
Карбонильная
Кетоны
-COOH
Карбоксильная
Карбоновые кислоты
-O-
Оксогруппа
Простые эфиры
-COO-
Сложно-эфирная
Сложные эфиры (жиры)
-NH2
Аминогруппа
Амины
-NO2
Нитрогруппа
Нитросоединения
-COOH, -NH2
Карбоксильная группа и аминогруппа
Аминокислоты
-СО-NН-
Пептидная связь
Белки
-CHO, -OH
Карбонильная, гидроксильная
Альдозы
-CO, -OH
Карбонильная, гидроксильная
Кетозы
Также следует подчеркнуть, что в состав органических соединений могут входить несколько функциональных групп и в связи с этим определяют моно-, поли- и гетерофункциональные соединения.
Все классы органических соединений взаимосвязаны. Переход от одних классов соединений к другим совершается в преимущественно за счет превращения функциональных групп без изменения углеродного скелета.
Химическое равновесие-состояние химической системы, когда скорость прямой реакции replica watches 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 replica watches UK записываем реагенты, изменение концентрации веществ в ходе 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:
При этом исходная концентрация бутана составила 8 моль/л, а равновесная концентрация этилена — 6 моль/л.
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 1 C4H10, 2 C2H4 и 1 H2.
Реагенты
1C4H10
2C2H4
1H2
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.
Реагенты
1C4H10
2C2H4
1H2
Исходные конц.
8 моль/л
Изменение конц.
Равновесные конц.
X
6 моль/л
Y
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).
Реагенты
1C4H10
2C2H4
1H2
Исходные конц.
8 моль/л
0 моль/л
0 моль/л
Изменение конц.
+6
Равновесные конц.
X
6 моль/л
Y
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).
Реагенты
1C4H10
2C2H4
1H2
Исходные конц.
8 моль/л
0 моль/л
0 моль/л
Изменение конц.
-3
+6
+3
Равновесные конц.
X
6 моль/л
Y
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:
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 и равновесную концентрацию
Заполняем таблицу по тому же принципу, что и в прошлой задаче.
Реагенты
2N2O5
4NO2
O2
Исходные конц.
X
0 моль/л
0 моль/л
Изменение конц.
Равновесные конц.
0,02 моль/л
0,16 моль/л
Y
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.
Реагенты
2N2O5
4NO2
O2
Исходные конц.
X
0 моль/л
0 моль/л
Изменение конц.
-0,08 моль/л
+0,04 моль/л
Равновесные конц.
0,02 моль/л
0,16 моль/л
Y
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:
При этом исходная концентрация этилена составила 0,3 моль/л, а равновесная концентрация воды — 0,35 моль/л. Найдите исходную концентрацию и равновесную концентрацию
Составим таблицу, аналогичную таблицам из прошлых задач.
Реагенты
1C2H4
1H2O
1C2H5OH
Исходные конц.
0,3 моль/л
X
0 моль/л
Изменение конц.
Равновесные конц.
0,35 моль/л
Y
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.
Реагенты
1C2H4
1H2O
1C2H5OH
Исходные конц.
0,3 моль/л
X=0,6 моль/л
0 моль/л
Изменение конц.
-0,25 моль/л
+0,25 моль/л
Равновесные конц.
0,35 моль/л
Y
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.
Химическое равновесие. Факторы, влияющие на смещение химического равновесия.
Химические реакции могут быть обратимыми и необратимыми.
Необратимыми называются те replica watches реакции, которые идут только в одном (прямом) направлении.
Обратимыми же называют те реакции, которые идут как в прямом, так и в обратном направлении.
Рассмотрим пример.
Пусть протекает реакция:
А + В = С + D
В том случае, если данная реакция необратима, обратный процесс, т.е. взаимодействие С и D с образованием A и B не протекает, а имеет место лишь replica watches UK взаимодействие A и В. Если же, наоборот, данная реакция обратима, то, значит, что имеет место как прямой, так и обратный процесс, т.е. реакция идёт как в прямом, так и в обратном направлении.
Когда только запускается обратимая реакция, то скорости прямого и обратного процесса неодинаковы. Со временем же протекания реакции взаимодействия, в какой-то момент, скорости прямой и обратной реакций выравниваются между собой. И наступает состояние химического равновесия.
Итак, если система находится в состоянии химического равновесия, то скорости прямой и обратной реакций равны между собой. Это в свою очередь и обеспечивает постоянство концентраций реагентов и продуктов реакции. Посмотрим на примерах, что будет происходить с системой, если на неё оказать влияние извне. Оказание воздействие на систему может происходить за счёт следующих факторов:
Изменение концентрации исходных веществ и продуктов реакции
Изменение температуры
Изменение давления (только для реакций с участием газов)
Для того, чтобы определять, каким образом сдвигается химическое равновесие при том или ином воздействии, пользуются принципом Ле Шателье.
«Если на уравновешенную систему действовать извне, то система переходит в такое состояние, в котором эффект внешнего воздействия ослабевает»
С соответствие в данным принципом мы можем определить направление смещения химического равновесия. Переход системы из одного равновесного состояния в другое равновесное состояние называют сдвигом химического равновесия.
Когда система находится в состоянии химического равновесия, то скорости прямой и обратной реакций равны. При изменении же указанных выше факторов, какая-то из скоростей (или прямой или обратной реакции) будет иметь большее значение по сравнению с другой. В этом и кроется причина смещения(сдвига) химического равновесия.
Влияние изменения концентрации исходных веществ и продуктов реакции на направление смещения равновесия.
В соответствие с принципом Ле Шателье, можно сказать, что:
При увеличении концентрации реагирующих веществ химическое равновесие системы смещается в сторону образования продуктов реакции, а при увеличении концентрации продуктов реакции химическое равновесие системы смещается в сторону образования исходных веществ.
Важно отметить, то твердые вещества не оказывают влияния на состояние химического равновесия. То есть изменение их количества в системе не приводит ни к какому эффекту!
Рассмотрим реакции:
Заполним таблицы, которые относятся к данным реакциям, в соответствие с вышеописанным правилом. Стрелками будем показывать направление смещения химического равновесия.
2NO(г) + O2(г) → 2NO2(г)
N2O4(г) ⇄ 2NO2 (г)
Fe(тв) + 4Н2О(г) ⇄ Fe3О4(тв) + 4Н2(г)
Влияние изменения температуры на направление смещения химического равновесия.
Выделяют экзотермические и эндотермические химические реакции. Экзотермические реакции протекают с выделением тепла в окружающую среду, а эндотермические протекают с поглощением тепла из окружающей среды. То есть эти реакции отличаются по тепловому эффекту.
В соответствие с принципом Ле Шателье можно сказать, что:
При повышении температуры химическое равновесие системы смещается в сторону эндотермической реакции, а при понижении температуры – в сторону экзотермического процесса
Рассмотрим реакции и аналогично заполним таблицы:
H2 (г) + Cl2 (г) ⇄ 2HCl (г)+ Q
C4H10(г) ⇄ C4H8(г) +H2(г)-Q
Влияние изменения давления на направление смещения химического равновесия.
Данный фактор оказывает влияние на смещение химического равновесия только в случае, когда в реакции присутствует газообразное вещество.
При увеличении давления химическое равновесие системы смещается в сторону той реакции, при которой объем образующихся газообразных веществ меньше, а при уменьшении давления– в сторону той реакции, при которой объем образующихся газообразных веществ больше.
Рассмотрим примеры:
CO2(г)+H2(г) ⇄CO(г)+H2O(г)
SO2 (г) + H2O (ж) ⇄ H2SO3 (ж)
C2H6(г)⇄C2H2(г)+ 2H2(г)
Можно также сказать, что на смещение равновесия влияет изменение объема реакционного сосуда. Это утверждение аналогично справедливо только для газов. Чем меньше давление газа, тем больший объем он занимает и наоборот. Поэтому рассмотрение процесса смещения химического равновесия относительно объёмов можно легко перевести на давление. Эти понятия связаны, так как с увеличением давления происходит уменьшение объёма, а с уменьшением давления – увеличение объема.
Скорости химических реакций ускоряются с помощью катализаторов. Но поскольку катализатор в равной степени ускоряет как прямую, так и обратную реакции, то его наличие не оказывает влияние на состояние химического равновесия!
Состояние химического равновесия – это состояние, при котором имеют место химические реакции и, значит, система имеет определенную динамику. Смещение же химического равновесия всегда приводит к тому, что в ходе него устанавливается новое состояние равновесия, с новыми концентрациями исходных веществ и продуктов реакции.
Наиболее важным понятием в replica watches химии является понятие атома. Из атомов образуются молекулы, а их структура определяет химические и физические свойства различных соединений.
Атом — это наименьшая частица химического элемента, которая в процессе химических реакций не изменяется.
Но атом составляют частицы еще меньшего размера: протоны, электроны и нейтроны. Данные частицы имеют различный заряд, так протоны заряжены положительно, электроны — отрицательно, а нейтроны не заряжены вовсе.
В процессе replica watches UK становлении теории о строении атома выдвигались различные модели, которые демонстрировали расположение частиц в атоме. Одной из наиболее наглядных и простых для понимания моделей оказалась планетарная модель атома Резерфорда.
Планетарная модель атома Резерфорда
Опираясь на данную модель, атом состоит из положительно заряженного ядра, в которое, в свою очередь, помещены протоны и нейтроны. Ядро окружено орбиталями, по которым двигаются электроны. Вся основная масса атома сосредоточена в его ядре, а вращающиеся электроны практически не вносят изменение в суммарную массу атома.
Атом является электронейтральной частицей, то есть суммарный заряд на атоме равен нулю.
Порядковый номер элемента в Периодической системе определяет число протонов и электронов в атоме. А число нейтронов можем вычислить как разность между массовым числом A и числом протонов Z.
Химический элемент.
Еще одним важным понятием в химии является понятие о химическом элементе.
Химический элемент — это вид атомов с одинаковым числом протонов в ядрах.
Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырёх периодов.
Где располагаются протоны и нейтроны в атоме определили. Электрон же в атоме может находиться с разной вероятностью в различных точках пространства вокруг ядра. За расположение электрона отвечает атомная орбиталь.
Атомная орбиталь — это область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.
Для изображения атомной орбитали используют квантовую ячейку, которую рисуют в виде квадрата ▢. Электроны и орбитали с близкими значениями энергии (или по-другому с одинаковым значением n — номером периода, в котором находится элемент) образуют энергетический уровень. Подуровни и соответственно электроны на них делятся на s, p, d, f. Число электронов на уровне можно определить по формуле: 2n2, число орбиталей на уровне — n2.
Электронная конфигурация атома.
Для записи схемы заполнения уровней и подуровней электронами используют электронную конфигурацию.
Электронная конфигурация — распределение электронов по орбиталям.
Для верной её записи используют ряд правил:
● Принцип наименьшей энергии: Согласно этому правилу электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии Т.е. электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с наименьшей энергией.
Энергия орбиталей
● Принцип Паули: на каждой орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными спинами.
● Правило Хунда: наиболее устойчивое состояние атома то, при котором в пределах одного подуровня атом обладает максимально возможным числом неспаренных электронов. Такое наиболее устойчивое состояние атома называется основным состоянием.
«Проскок» электрона.
Кроме этого, у некоторых элементов наблюдается эффект “проскока” электрона. Появление такого эффекта можно объяснить возрастанием устойчивости у полностью или наполовину заполненных подуровней (s1 или s2, d5 или d10 и т.д.). Если электронная конфигурация атома близка к устойчивой, то электрон, стремясь занять более выгодное по энергии положение, проскакивает на формируемый уровень с внешнего уровня. Такой эффект нужно учитывать при записи электронных конфигураций атома хрома, меди, золота, серебра, платины и некоторых других элементов.
Электронная конфигурация хрома с учётом «проскока» электрона
Основное и возбужденное состояние атома.
Согласно принципу наименьшей энергии атом находиться в основном состоянии, то есть в состоянии с наименьшей энергией. Если сообщить атому энергию извне, то под её действием электроны в атоме начинают распариваться и переходить в новые ячейки. Такое состояние атома называется возбужденным. Оно нестабильно из-за большей энергии по сравнению с энергией в основном состоянии. В возбужденном состоянии атом не может находиться долго, так как все стремится к минимуму энергии. В конечном итоге атом отдает избыток энергии и снова переходит в основное состояние.
Термодинамика как наука появилась в середине 19 столетия. Тогда целью термодинамики было установление взаимосвязи между работой и теплотой, а также разработка теории паровой машины. В дальнейшем цели термодинамики значительно расширяются и все ее основные законы и положения стали широко применяются в различных областях науки особенно в химии.
Термодинамика – раздел replica watches физики, изучающий способы передачи энергии, путём взаимного превращения теплоты и работы.
В классической термодинамике изучаются свойства макроскопических систем в целом, а отдельные частицы не рассматриваются.
Макроскопическая система – это система, состоящая из большого количества частиц répliques de montres (молекул, атомов, ионов), поведение которых можно описать законами статистики и теории вероятности.
Термодинамика базируется на трех законах, из которых путем логических умозаключений можно получить остальные положения данной науки. Как было сказано ранее термодинамика базируется на Rolex replica двух постулатах и трёх законах (началах), которые не выводятся теоретически, а представляют собой следствия, обобщающие опыт человека.
В данном конспекте мы рассмотрим лишь первый закон термодинамики, его применение, а также некоторую часть других положений.
Для понимания последующего материала рассмотрим ряд наиболее основных понятий и терминов.
Системы
Под термодинамическойсистемой тело или группа тел, мысленно выделяемые из окружающей среды.
Термодинамические системы подразделяются на:
гомогенные системы, в которых все физические и химические свойства во всех частях системы одинаковы. Например, чистая вода или раствор поваренной соли в воде, воздух.
гетерогенные системы, состоящие из разнородных тел, отделенных друг от друга видимыми поверхностями раздела. Примерами гетерогенных систем служат: насыщенный раствор с осадком, смесь воды и бензина, вода с песком.
Фаза – гомогенная часть гетерогенной системы.
Виды систем
Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией. Такая система характеризуется постоянством внутренней энергией и объема (U=const, V=const).
Закрытая система – не обменивается веществом с окружающей средой, но энергообмен возможен (V=const).
Открытая система, способная обмениваться веществом и энергией с внешней средой.
Процессы
Самопроизвольные – происходят без затраты энергии;
Несамопроизвольные – происходят только при затрате энергии;
Равновесными (квазистатическими) называютсяпроцессы, в которых система под действием бесконечно малых воздействий переходит из одного равновесного состояния в другое настолько медленно, что все промежуточные состояния можно рассматривать как равновесные. Равновесные процессы протекают бесконечно медленно, поэтому их ещё называют квазистатическими процессами.
Обратимые – когда переход системы из одного состояния в другое происходит через последовательность одних и тех же состояний, и после возвращения в исходное состояние в окружающей среде не остается никаких изменений;
Необратимые – процессы, в результате которых невозможно возвратить систему и всё её окружение в исходное состояние.
Параметры
Термодинамические параметры – величины, характеризующие термодинамическое состояние системы и выражающие свойства больших групп молекул.
Исходные положения термодинамики
Первый из постулатов, лежащих в основе термодинамики говорит:
Любая изолированная система с течением времени переходит в равновесное состояние и не может самопроизвольно из нее выйти.
Второй постулат термодинамики (закон термического равновесия):
Всякая равновесная система характеризуется температурой — физической величиной, описывающей внутреннее состояние этой системы. Если каждая из двух термодинамических систем находятся в тепловом равновесии с третьей, то они находятся в тепловом равновесии с друг с другом.
Внутренняя энергия. Работа и теплота
С точки зрения молекулярно-кинетической теории внутренняя энергия – это суммарная энергия макроскопического тела. А именно сумма кинетических энергий беспорядочного движения всех частиц тела и потенциальных энергий взаимодействия всех частиц друг с другом.
U = Uпост + Uвращ + Uколеб + Uядер + Uе̄̄
Внутренняя энергия зависит от природы вещества, температуры и количества вещества.
Вычислить абсолютное значение внутренней энергии невозможно, поскольку невозможно учесть движение всех частиц и их взаимное положение из-за огромного числа молекул в макроскопических телах. Но можно рассчитать её изменение их первого закона термодинамики, определяя тепловой эффект и совершенную работу.
Внутренняя энергия является функцией состояния. То есть ее изменение не зависит от пути перехода из состояния 1 в состояние 2.
∆UI = ∆UII = ∆UIII
Теплота – это форма передачи энергии путем излучения или теплопроводности, т.е. путем хаотических столкновений молекул двух соприкасающихся тел.
Работа – передача энергии путем перемещения массы или заряда под действием каких-либо внешних сил, либо против внешних сил. Например, расширение или сжатие газа, поднятие тела в поле тяжести Земли, электрическая работа и др.
Работу, совершаемую системой или внешними силами над системой, будем обозначать W.
Легко показать, что совершаемая системой работа W при расширении или сжатии газа равна:
W = p∆V
где p – давление газа; ∆V = V2 – V 1 – изменение объема газа.
Первый закон термодинамики
Первый закон термодинамики непосредственно связан, а точнее является частным случаем закона сохранения энергии, распространенный на тепловые явления. Он позволяет рассчитать тепловые равновесия различных процессов, в том числе и химических реакций, что для нас химиков особенно интересно.
В 1844 – 1854 гг. Д. Джоуль провел опыт, в результате которого установил эквивалентность теплоты и механической работы в циклических процессах.
Результат опыта Джоуля можно записать так:
∮ δQ = ∮ δW (1)
Qцикл = Wцикл (2)
Если рассмотреть нециклический процесс (например, половину опыта Джоуля):
δQ ≠ δW (4)
Обозначив разность элементарной теплоты и работы как dU, получим запись первого закона термодинамики в виде бесконечно малых изменений величин:
dU = δQ — δW(5)
Проинтегрировав выражение (5), для нециклического процесса получим:
∆U = Q -W (7)
Выражение (7) — это запись первого закона термодинамики в интегральной форме.
Формулировки Первого закона
Существует множество формулировок первого закона. Вот несколько из них:
Невозможно создать машину, которая совершала бы работу без затрата эквивалентного количества другого вида энергии. Или что тоже самое вечный двигатель первого рода невозможен.
Энергия не создается и не разрушается, при всех процессах суммарная энергия изолированной системы остаётся постоянной.
Количество теплоты сообщенное системе идет на изменение внутренней энергии системы и на совершение работы газом против внешних сил.
Применение первого закона термодинамики к различным процессам
С помощью первого закона термодинамики можно делать важные заключения о характере протекающих процессов.
Процессы, в которых участвует система, могут протекать при различных условиях. Рассмотрим такие процессы, в которых система представляет собой идеальный газ.
1. Расширение идеального газа в пустоте (вакуум)
Вначале газ находится в сосуде с перегородкой, в одной части которого находится вакуум, а в другой идеальный газ. Когда мы убираем перегородку, газ будет расширяться и в конечном итоге займёт всё пространство сосуда.
В этом процессе изменяется как объем, так и давление. При этом объем увеличивается, а давление уменьшается.
Опыт показывает, что Q=0, работа не совершается, а температура системы не меняется.
Работа равна нулю, так как газ расширяется в вакуум, а, следовательно, внешних сил нет.
Так для идеального газа справедливо:
Таким образом, внутренняя энергия идеального газа зависит только от температуры и не зависит от объема и давления. Это связано с отсутствием межмолекулярного взаимодействия.
2. Изохорное нагревание
При изохорном процессе объем системы остается постоянным.
В данном процессе газ находится под недвижимым поршнем. И если газу подводить теплоту Q газ начнет нагреваться, а давление в сосуде увеличивается.
V=const
dU = δQ — δW
dU = δQ — pdV
Поскольку объём не изменяется, работа не совершается, и получаем, что
dU = δQ
∆U = Qv
В этом процессе вся теплота расходуется на повышение внутренней энергии.
где сV – теплоёмкость вещества при постоянном объеме.
Для данного процесса справедливо выражение:
3. Изотермическое расширение
В данном опыте в некотором цилиндре, закрытом поршнем, способным двигаться без трения, находится идеального газ. Если к газу подводить тепло Q, то он будет расширяться от V1 до V2.
Передача теплоты при T=const от одного тела к другому является квазистатическим процессом. Для идеального газа (а также и для реального при небольших давлениях) внутренняя энергия зависит только от температуры. Отсюда при изотермическом процессе U=const, а изменение внутренней энергии равно нулю.
dU = δQ — δW
δQ = δW
QT = W
Используя уравнение Менделеева-Клапейрона:
pV = nRT
Получаем:
В этом процессе вся подведенная теплота идет на совершение работы расширения.
Для данного процесса справедливо выражение:
4. Изобарное нагревание
К газу, находящемуся под постоянным давлением, подводится количество теплоты Q. Газ в начале находящийся при температуре T1 занимающий объём V1 расширяется до V2и нагревается до T2 при этом давление остаётся постоянным.
p=const
dU = δQ — δW
δQ = dU + pdV
QT = ∆U + p∆V
В этом процессе вся подведенная теплота расходуется как на нагревание, так и на расширение.
где cp — теплоёмкость вещества при постоянном давлении; H – энтальпия.
Следует отметить, что для всех веществ cp > cV , а для идеального газа справедливо:
cp = cV + R
Для данного процесса справедливо выражение:
5. Адиабатическое расширение
Данный процесс осуществляется без подвода теплоты, если первоначально газ сжат и находится в термически изолированном сосуде. Здесь газ расширяется и охлаждается при условии p1>p2.
В этом процессе работа осуществляется за счет убыли внутренней энергии газа.
Q = 0
dU = δQ — δW
dU = -δW
∆U = -W
Из показанного ранее выражения cV = dU/dT следует, что dU = cVdT. И получаем:
Полученное выражение справедливо для 1 моль вещества. Для несколько молей, получаем:
Выражение для работы расширения при адиабатическом процессе:
Для данного процесса справедливы выражения:
Формулы, выведенные для всех изопроцессов, справедливы и для обратных процессов.
Проведем параллели и найдем отличия в свойствах данных элементов
Раздел 1. Физические свойства серы и селена.
Сера — кристаллические replica watches UK вещество желтого цвета, плохо растворимое в воде. Наиболее интересное физическое свойство серы — цвет ее пламени в кислороде:
Горение серы в кислороде
Селен в чистом виде — серое, похожее на металл своим блеском вещество. Селен — фотопроводник, то есть способен проводить электрический ток при попадании освещения на него.
Аллотропные модификации серы и селена.
Сера имеет множество аллотропных модификаций, однако есть 3 наиболее устойчивые: моноклинная, ромбическая и пластическая. Моноклинная сера S₈ неустойчива при комнатной температуре и быстро переходит в ромбическую модификацию. Ромбическая replica Rolex сера так же имеет формулу S₈, однако различие в строении и, соответственно, названиях данных модификаций обусловлено внутренним строением их кристаллов. Именно ромбическая сера — то вещество, с которым мы встречаемся в лаборатории. Пластическая сера малоустойчива и представляет собой темную резиноподобную массу, получающуюся при нагревании, а затем резком охлаждении ромбической модификации.
пластическая сера
моноклинная сера
ромбическая сера
Селен серый Seₙ — серое, похожее своим блеском на металл, вещество, тем не менее являющееся неметаллом. Является наиболее устойчивой аллотропной модификацией селена. Существует так же красная модификация Se₈, нагревая которую можно получить серый селен.
селен красный
селен серый
Раздел 2. Нахождение в природе.
В природе сера встречается в самородном виде, часто в местах, где присутствует вулканическая активность. Кстати, именно поэтому рядом с вулканами неприятно пахнет сероводородом, по запаху напоминающим тухлые яйца. Сера встречается и в множестве минералов и руд (чаще всего медных), она содержится в нефти и природных водах, а так же входит в состав многих животных белков.
Селен чаще всего встречается в минералах, которые являются подспудными к сульфидам. В самородном виде он представлен редко. Подобно сере он входит в состав белков и является жизненно важным микроэлементом.
Раздел 3. Применение серы и селена.
Серу применяют в промышленности для:
Вулканизации каучука — получение резины;
Производства фунгицидов — веществ, защищающих растения от бактериальных инфекций;
Производства лекарственных препаратов;
Изготовления серобетона
Селен используется как:
Мощный лекарственный препарат в химиотерапии;
Профилактическое средство
Раздел 4. Электронное строение атомов.
Сера и селен — элементы 6 группы главной подгруппы Периодической системы и располагаются в третьем и четвертом периоде соответственно. Электронное строение данных атомов выглядит следующим образом:
16 S: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴
34 Se: 1s² 2s² sp⁶ 3s² 3p6 3d¹⁰ 4s² 4p⁴
Оба являются р-элементами и проявляют высшую валентность VI.
Раздел 5. Степени окисления.
S:
степени окисления серы
Se:
степени окисления селена
Раздел 4. Химические свойства серы.
0 — промежуточная степень окисления серы, которую она может как понизить, так и повысить. Поэтому S⁰ проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.
Окислительные свойства:
С неметаллами:
S + H₂ ⇄ H₂S — t⁰
S + O₂ → SO₂
С металлами:
S + Hg → HgS — при н.у.
S + 2K → K₂S — t⁰
3S + 2Al → Al₂S₃ — t⁰
С типичными восстановителями:
S + 2HI → H₂S + I₂ — t⁰
2S + C → CS₂ — t⁰
3S + 2P → P₂S₃ — t⁰
Особенности:
S + H₂O ⇏
Диспропорционирование:
3S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O — t⁰
4Sизб + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂S₂O₃ + 3H₂O — t⁰
Восстановительные свойства:
С неметаллами:
S + 2Cl₂ → SCl₄ — t⁰
S + 3F₂ → SF₆ — t⁰
С типичными окислителями:
S + 2H₂SO₄конц → 3SO₂ + 2H₂O
S + 6HNO₃конц → H₂SO₄ + 6NO₂ + 3H₂O — t⁰
S + 2HNO₃разб → H₂SO₄ + 2NO — t⁰, С очень разбавленными р-рами реакция не идет
S + Na₂SO₃ → Na₂S₂O₃
3S + 2KClO₃ → 2KCl + 3SO₂ — t⁰
S + 2KNO₃ → 2KNO₂ + SO₂ — t⁰
1. H₂S при н.у. — бесцветный газ с резким запахом тухлых яиц, токсичен. Проявляет слабые кислотные и сильные восстановительные свойства.
H₂S + 2Na → Na₂S + H₂↑
H₂S + 2KOHизб → K₂S + 2H₂O
H₂S + KOHнед → KHS + H₂O
H₂S + 2NH₃изб → (NH₄)₂S
H₂S + NH₃нед → NH₄HS
Восстановительные свойства:
Так как -2 – низшая с.о. серы, сульфиды и сероводород проявляют только восстановительные (причем, сильные) свойства. Продукт реакции будет зависеть от силы взятого окислителя – чем он сильнее, тем более высшую с.о. будет приобретать сера в итоге.
H₂S + O₂нед → S + H₂O
2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O
2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O
2. Сульфиды:
Качественные реакции на сульфиды:
H₂S + 2AgNO₃ → Ag₂S↓ + 2HNO₃
2Ag⁺ + S²⁻ → Ag₂S↓ черный осадок
Pb²⁺ + S²⁻ → PbS↓ черный осадок
Cu²⁺ + S²⁻ → CuS↓ черный осадок
Химические свойства:
Растворяются в сильных кислотах (кроме нерастворимых Ag₂S, PbS и CuS):
Na₂S + 2HCl → 2NaCl + H₂S↑
ZnS + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S↑
2H⁺ + S²⁻ → H₂S↑
Взаимодействие с водой:
Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ — гидролиз по катион и аниону
2. H₂SO₄ сильная кислота и сильный окислитель. Обугливает органические вещества.
Кислотные свойства:
H₂SO₄разб + Fe → FeSO₄ + H₂
H₂SO₄разб + MgO → MgSO₄ + H₂O
H₂SO₄разб + NaOHнед → NaHSO₄ + H₂O
H₂SO₄разб + 2NaOHизб → Na₂SO₄ + 2H₂O
H₂SO₄разб + Na₂SO₄ → 2NaHSO₄
H₂SO₄ + K₂CO₃ → K₂SO₄ + CO₂↑ + H₂O
H₂SO₄конц + NaClтв → NaHSO₄ + HCl↑
H₂SO₄ + NH₃ → NH₄HSO₄
H₂SO₄ + 2NH₃ → (NH₄)₂SO₄
Окислительные свойства:
H₂SO₄конц + Na → Na₂SO₄ + H₂S↑ + H₂O
H₂SO₄конц + Al → Al₂(SO₄)₃ + H₂S/SO₂↑ + H₂O
H₂SO₄конц + Zn → ZnSO₄ + H₂S↑ + H₂O
H₂SO₄конц + Cu → CuSO₄ + SO₂↑ + H₂O
H₂SO₄конц + Me после Ag ⇏
H₂SO₄конц + P → H₃PO₄ + SO₂↑ + H₂O
H₂SO₄конц + C → CO₂↑ + SO₂↑ + H₂O
H₂SO₄конц + S → 3SO₂↑ + 2H₂O
H₂SO₄конц + 2FeO → Fe(SO₄)₃ + SO₂ + 4H₂O
H₂SO₄конц + 2CrO → Cr₂(SO₄)₃ + SO₂ + 3H₂O
H₂SO₄конц + Cu₂O → 2CuSO₄ + SO₂ + 3H₂O
H₂SO₄конц + H₂S → S + SO₂ + 2H₂O
3H₂SO₄конц + H₂S → 4SO₂ + H₂O
2H₂SO₄конц + P₂O₃ + H₂O → 2H₃PO₄ + 2SO₂
H₂SO₄конц + KI → I₂ + H₂S + K₂SO₄ + 4H₂O
H₂SO₄конц + 8HI → 4I₂ + H₂S/SO₂↑ + 4H₂O
H₂SO₄конц + NaBr → Na₂SO₄ + Br₂ + SO₂ + H₂O
H₂SO₄конц + MnO₂ → MnSO₄ + O₂↑ + H₂O
3. Сульфаты:
Качественные реакции на сульфаты:
Ba²⁺ +SO₄²⁻ → BaSO₄↓
Разложение сульфатов: MgSO₄ → MgO + SO₂↑ + O₂↑
Химические свойства:
BaSO₄ + 4C → BaS + 4CO
Все твердые сульфаты:
BaSO₄ + H₂ → BaS + H₂O
Гидросульфаты активных металлов:
KHSO₄ ⇄ K⁺ + H⁺ + SO₄²⁻ из-за свободного протона в р-ре они могут реагировать с некоторыми металлами и основными и амфотерными оксидами:
KHSO₄ + Mg → K₂SO₄ + MgSO₄ + H₂↑
KHSO₄ + CaO → K₂SO₄ + CaH₂ + H₂O
NaHSO₄ + Al₂O₃ → Na₂SO₄ + Al₂(SO₄)₃ + H₂O
NaHSO₄ + NaOH → Na₂SO₄ + H₂O
Раздел 5. Химические свойства селена.
Диспропорционирование:
3Se + 3H₂O ⇄ 2H₂Se + H₂SeO₃
3Se + 6NaOH → 2Na₂Se + Na₂SeO₃ + 3H₂O
Восстановительные свойства:
Se + 4HNO₃конц → H₂SeO₃ + 4NO₂↑ + H₂O
Se + 2NO₂ →SeO₂ + 2NO↑
H₂Se — при н.у. твердое вещество, крайне ядовит, более сильная кислота, чем H2S.
Кислотно-основные свойства:
H₂Se + 2NaOH → Na₂Se + 2H₂O
Восстановительные свойства:
2H₂Se + 3O₂ → 2SeO₂ + 2H₂O
2H₂Se + SeO₂ → 3Se↓ + 2H₂O
2. Селениды:
Кислотно-основные свойства:
Na₂Se + 2HCl → H₂Se + 2NaCl
Восстановительные свойства:
Al₂Se₃ + 6H₂O → 3H₂Se + 3Al(OH)₃↓
Na₂Se + 8HNO₃ → Na₂SeO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O
2Na₂Se + O₂ + 2H₂O → 4NaOH + 2Se↓
SeO₂ — при н.у. твердое вещество с неприятным запахом “гнилой редьки”. Кислотный оксид, восстановительные свойства выражены крайне слабо.
Кислотно-основные свойства:
SeO₂ + H₂O → H₂SeO₃
SeO₂ + MgO → MgSeO₃
2. H₂SeO₃ — при н.у. белое хорошо растворимое в воде кристаллическое вещество. Является даже более слабой кислотой, чем сернистая. Проявляет окислительно-восстановительные свойства.
H₂SeO₄ — в чистом виде — бесцветное кристаллическое вещество. Очень сильный окислитель — способна окислить даже золото без нагревания.
Химические свойства:
2H₂SeO₄ → 2H₂SeO₃ + O₂↑
Окислительные свойства:
H₂SeO₄ + 2HCl → Cl₂↑ + H₂SeO₃ + H₂O
H₂SeO₄ + Au → Au₂(SeO₄)₃ + 3H₂SeO₃ + 3H₂O
3. Селенаты:
Химические свойства:
2CaSeO₄ → 2CaSeO₃ + O₂↑ — t⁰
Раздел 6. All in all.
Мы рассмотрели основные физические и химические свойства серы, селена и их соединений. На основании этого можно выделить следующие закономерности:
Несмотря на нахождение в одной подгруппе периодической системы сера и селен отличаются довольно сильно, начиная с физических свойств, заканчивая реакционной способностью;
Почти все соединения серы и селена высокотоксичны и химически активны, очень агрессивные;
Из-за большего атомного веса селена его соединения, в большинстве своем, являются твердыми веществами, в отличие от многих подобных соединений серы, являющихся газами. Например, H₂S и H₂Se, SO₂ и SeO₂;
Селеновая кислота — более сильный окислитель, чем серная;
Данные элементы, а особенно сера, являются важными составляющими химической промышленности и фундаментальной химии, именно поэтому их свойства нужно знать и прослеживать перечисленные закономерности.
Химический элемент азот и его электронное строение
Химический элемент азот,N является представителем VA( пятой группы группы главной подгруппы) группы 2 периода с атомным номером — 7(p-элемент).
Относительная молекулярная масса азота 14,00727 г/моль
Число протонов P+=7 Число электронов e=7 Число нейтронов n°=Mr—P+=7
В основном состоянии replica watches конфигурация азота : 1s2 2s2 2p3 ( [He] 2s2 2p3 )
Азот может образовывать 3 связи по обменному механизму и одну по донорно-акцепторному=>максимальная валентность азота равна IV
Степени окисления азота и соответствующие важнейшие представители
Азот может проявлять как положительные ,так и отрицательные степени replica watches UK окисления: -3,0,+1,+2.+3,+4,+5. Более устойчивыми из них являются (+3) и (+5).
Азот как простое вещество
Химические свойства
При обычных условиях азот взаимодействует только с литием.С другими металлами N2 взаимодействует только при высоких температурах
6Li+N2=2Li3N N2+3Mg=Mg3N2
Также при высоких температурах,давлении и в присутствии катализатора азот взаимодействует с водородом,образуя аммиак
N2+3H2=2NH3 +Q (kat-Fe,t°,p)
При температуре электрической дуги он соединяется с кислородом,образуя оксид азота(II)
N2+O2=2NO -Q (t°)
Физические свойства азота
При нормальных условиях replica Breitling азот-бесцветный двухатомный газ,не имеющий запаха и вкуса
Температура кипения и плавления соответственно равны -195,8°C и -210°C
Мало растворим в воде и других растворителях
Не ядовит
Молекула азота прочная вследствие его химической инертности
С точки зрения кислотно-основных свойств аммиак- это основание,за счет неподеленной электронной пары на атоме азота.
Химическая связь между элементами в молекуле аммиака-ковалентная полярная,образованная за счет распределения электронов между двумя атомами.
В жидком аммиаке молекулы связаны между собой водородными связями,образованными за счет электростатического взаимодействия между положительным и отрицательным зарядом.Отсюда такая хорошая растворимость в воде.
Взаимодействует с кислотами и водой,образуя катион аммония.
NH3+H20=NH4OH NH3+HCl=NH4Cl 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 С точки зрения окислительно-восстановительных свойств аммиак- сильный восстановитель,вследствие наличия атома азота в низшей, неустойчивой степени окисления.
Окислительные свойства 1)2HNO2 + 2HI → I2 + 2NO + 2H2O 2)NaNO2+3Zn+5NaOH+5H2O=NH3+3Na(Zn(OH)4) Нитриты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств.
Физические свойства Азотистая кислота — это неустойчивая кислота, существующая только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе.В больших концентрациях эта кислота токсична.
С точки зрения кислотно-основных свойств HNO3-кислота.Как и все кислоты она будет реагировать:
а)С основными оксидами
CaO + 2 HNO3 → H2O + Ca(NO3)2
б)С солями
2HNO3+CaCO3=Ca(NO3)2+CO2+H2O
в)С гидроксидами металлов
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O
С точки зрения окислительно-восстановительных свойств HNO3-сильный окислитель, за счет атома азота в высшей степени окисления.Будет взаимодействовать с типичными восстановителями:
а)С металлами
Mg + 4HNO3 = Mg(NO3)2 + 2NO2 +2H2O
Pt и Au не реагируют с азотной кислотой! Fe, AI, Cr реагируют с концентрированной HNO3 только при нагревании!
Me + HNO3(разб) = MeNO3 + H2O + X
Щелочные и щелочноземельные металлы
Металлы до H2 в электрохим. ряду напряжения +Mg и Al
Металлы после H2
X- это NH4NO3
X- это N2, N2O
X- это NO
Me + HNO3(конц) = MeNO3 + H2O + X
Щелочные и щелочноземельные металлы
Металлы до H2 в электрохим. ряду напряжения +Mg и A
Металлы после H2 Fe,Al,Cr при t°
X- это N2
X- это NO
X- это NO2
б)С неметаллами
P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O C + 4HNO3 → CO2 + 4NO2 + 2H2O I2 + 10HNO3 → 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O
Азотная кислота — бесцветная, дымящая на воздухе жидкость, температура плавления −41,59 °C, кипения +82,6 °C с частичным разложением. Азотная кислота смешивается с водой во всех соотношениях.
4HNO3 = 2H2O + 4NO2 ↑ + O2 ↑
Получение
а) В промышленности: N2+3H2=2NH3 4NH3+5O2=4NO+6H2O(kat-Pt) 6NO+3O2+2H2O=4HNO3+2NO
Хром — тугоплавкий блестящий металл, обладающий высокой степенью твердости (царапает стекло). Чистый хром является довольно пластичным металлом, но в присутствии даже микропримесей азота, кислорода и углерода становится весьма хрупким.
Также хром является элементом побочной replica watches подгруппы VI в периодической системе. Электронная оболочка вследствие “проскока” электрона имеет следующее строение [Ar]3d54s1
Наиболее устойчивая степень окисления хрома (+ 3). Известны соединения данного элемента со степенями окисления +2, +3, +6.
В природе хром в основном replica Rolex встречается в виде оксида FeCr2O4 , восстановлением которого получают феррохром (до 70% хрома) — сплав железа и хрома.
Далее путём алюмотермии выделяют чистый хром:
Cr2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Cr
Химические свойства
При комнатной температуре Rolex replica данный металл довольно инертен и обладает высокой коррозионной стойкостью, так как покрыт оксидной пленкой.
Взаимодействие с неметаллами
С кем реагирует
Условия
Реакция
O2
t > 600 °C
4Cr + 3O2 = 2 Cr2O3
N2
t > 1000 °C
2Cr + N2 = 2CrN
F2
t = 350 °C
2Cr + 3F2 = 2CrF3
Cl2
t = 300 °C
2Cr + 3Cl2 = 2CrCl3
Br2
t = 300 °C
2Cr + 3Br2 = 2CrBr3
S
в зависимости от стехиометрии
Cr + S = CrS 2Cr + 3S = Cr2S3
H2
—
—
Взаимодействие с водой
Мелкодисперсный хром при высокой температуре взаимодействует с водяным паром с образованием оксида хрома (III) и водорода. С жидкой водой не реагирует
2Cr + 3H2O =Cr2O3 + 3H2
Взаимодействие кислотами
Поскольку в электрохимическом ряду напряжений металлов хром располагается до водорода, то он вытесняет водород из следующих разбавленных кислот с образованием окрашенного в голубой цвет раствора
Cr + 2HCl(разб.) = CrCl2 + H2
Cr + H2SO4(разб.) = CrSO4 + H2
На открытом воздухе Cr(2+) быстро окисляется до Cr(3+)
В присутствии кислорода воздуха разбавленные хлороводородная и серная кислоты реагируют с хромом с образованием солей хрома(III)
4Cr + 12HCl + 3O2 = 3CrCl3 +6H2O
Концентрированная азотная и серная кислоты пассивируют с хромом, последний может в них растворяться лишь при нагревании с образованием солей хрома (III)
Хром образует хроматы при взаимодействии с щелочными расплавами окислителей
Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO3 + KCl + H2O
Cr + 3NaNO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + 3NaNO2 + H2O
Восстановление металлов из растворов их солей
Хром способен вытеснять менее активные металлы из их солей
Cr + CuCl2 = CrCl2 + Cu
Соединения хрома (II)
Растворы солей хрома (II) имеют голубую окраску, на воздухе вследствие окисления хрома окраска раствора изменяется на серо-фиолетовую или зеленую
4CrCl2 + O2 + 4HCl = 4CrCl3 + 2H2O
Из этого можно сделать вывод о том, что хром(II) является сильным восстановителем
При взаимодействии соли хрома(II) со щелочью выпадает осадок желтого цвета, не реагирующий с избытком щелочи, но растворяющийся в кислоте, что свидетельствует о его основных свойствах
CrCl2 + 2NaOH = Cr(OH)2 + 2NaCl
Cr(OH)2 + H2SO4 = CrSO4 + 2H2O
Соединения хрома (III)
Одно из самых важных соединений хрома(III) — Cr2O3 темно-зеленый порошок, в воде не растворяется. Из него изготавливают пасты для полировки и используют в качестве зеленого пигмента во многих ЛКП.
Оксид и гидроксид хрома(III) проявляют амфотерные свойства
При взаимодействии последнего с кислотами образуются соли хрома (III) темного-зеленого и фиолетового цвета.
Cr(OH)3 + 3HCl = CrCl3 + 3H2O
При растворении гидроксида хрома (III) в водных растворах щелочей образуются растворы гидроксохроматов(III) зеленого цвета.
Cr(OH)3 + KOH = K[Cr(OH)4]
Оксид хрома(III) при сплавлении со щелочами или карбонатами щелочных металлов образует хромиты
Cr2O3 + 2NaOH = 2NaCrO2 + H2O
Cr2O3 + Na2CO3 = 2NaCrO2 + CO2
Так как наиболее устойчивая степень окисления хрома это (+3), то только под действием сильных восстановителей можно будет перевести хром(III) в хром (II)
2CrCl3 + Zn = 2CrCl2 + ZnCl2
По этой же причине соединения хром(III) можно перевести в хром(VI) только под действием сильных окислителей, лучше в щелочной среде
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH = 2Na2CrO4 + 8H2O
При этом образуются хроматы жёлтого цвета, устойчивы в щелочной среде. Индикатором протекания реакции служит желтый цвет
Хроматы — соли хромовой кислоты H2CrO4 ( существует лишь в разб. водных растворах) .
Соединения хрома (VI)
Хромат — ионы CrO4(2-) устойчивы в щелочной среде, при подкислении переходят бихроматы (оранжевый цвет) — соли двухромовой кислоты H2Cr2O7 . Реакция является обратимой в случае добавления щелочи.
При добавлении H2SO4(конц.) к H2Cr2O7 образуется осадок ярко-красного цвета
H2Cr2O7 + 2H2SO4(конц.) = 2KHSO4 + 2CrO3↓+ H2O
CrO3 проявляет кислотные свойства, при растворении в воде он превращается в раствор хромовой кислоты, а избыток щелочи — хроматы:
CrO3 + H2O = H2CrO4
CrO3 + 2NaOH = Na2CrO4 + H2O
Соединения хрома(VI) — сильные окислители. Например, CrO3 легко воспламеняет этиловый спирт. Также многие другие органические соединения подвержены окислению со стороны соединений хрома(VI)
Наиболее сильно окислительные свойства проявляются в кислой среде
При пропускании сероводорода через хромовую смесь можно наблюдать изменение оранжевой окраски на тёмно-зелёную, при этом сера выпадает в осадок:
Важно помнить — все соединения хрома, а особенно в высокой степени окисления сильно токсичны!
Как кислотно-основные так и окислительно-восстановительные свойства хрома и его соединений изменяются закономерно, это можно увидеть последующей таблице
Степень окисления хрома
Cr2+
Cr3+
Cr6+
Оксид
CrO
Cr2O3
CrO3
Гидроксид
Cr(OH)2
Cr(OH)3
H2CrO4 H2Cr2O7
Кислотно-основные свойства оксида и гидроксида
Основные
Амфотерные
Кислотные
Окислительно восстановительные свойства соединений хрома
Наиболее характерны восстановительные свойства
Проявляют и окислительные и восстановительные свойства
Типичные окислители
Свойства хроматов и дихроматов в различных средах
Хроматы устойчивы в щелочной среде, а дихроматы — в ксилой
Алканы – органические replica watches ациклические соединения, состоящие из атомов химических элементов углерода и водорода и имеющие в молекулах только одинарные углерод-углеродные сигма-связи.
Получение метана
Термокаталитическое восстановление оксидов углерода
Реакции протекают при replica watches UK нагревании и катализаторе (Ni, t℃).
CO+3H2→CH4+H2O↑(образуется смесь алканов)
CO2+4H2→CH4+2H2O
Пояснение: водород выталкивает кислород, который соединяется с водородом (вода). Углерод соединяется с водородом (метан).
Существует такой процесс, как конверсия метана – получение синтез-газа. Из него получают многие органические вещества. Смешиваем метан и пары воды, нагреваем до 800℃ и используем катализатор Ni.
CH4+H2O↔CO+3H2
2. Гидролиз карбида алюминия (метанида)
Карбид алюминия получается нагреванием алюминия и углерода.
Al4C3+12H2O→3CH4↑+4Al(OH)3
Также карбид алюминия можно обработать кислотой.
Al4C3+12HCl→3CH4↑+4AlCl3
3. Синтез из простых веществ
Реакция идет в атмосфере replica Rolex водорода при нагревании углерода до 400℃ и повышенном давлении в присутствии катализатора (Ni, p, t℃).
C+2H2↔CH4
Пояснение: реакция обратима, так как идет в газовой сфере.
Алкены, алкины, алкадиены, циклоалканы с малыми циклами.
Реакции протекают при нагревании и катализаторе – никеле (Ni, t℃).
CH2=CH2+H2→CH3-CH3
CH≡ CH+2H2→CH3-CH3
2. Синтез Вюрца
Реакция протекает при нагревании (t℃).
Если используются галогеналканы разной длины, получается смесь продуктов.
Также галогены могут находиться у вторичных и третичных атомов углерода.
Пояснение: в элементарном акте реакции участвуют две молекулы галогеналкана и два атома натрия. Атомы натрия отрывают атомы галогенов от галогеналканов, образующиеся при этом углеводородные радикалы соединяются друг с другом, образуя алкан с удвоенным по сравнению с исходным галогеналканом числом атомов углерода. Где был галоген, оттуда и идет присоединение.
2CH3-CH2-Br+2Na→2NaBr+CH3-CH2-CH2-CH3
3. Реакция Дюма
Или, другими словами, декарбоксилирование солей карбоновых кислот. Соль и щелочь твердые, происходит сплавление (t℃).
R-CH2-COONa (тв)+NaOHтв→R-CH3+Na2CO3
4. Реакция Кольбе
Оно же электролиз растворов солей карбоновых кислот.
При электролизе натриевой соли карбоновой кислоты (R-COONa) на аноде выделяется удвоенный радикал кислоты (R-R) и углекислый газ. Над стрелкой пишем «электролиз».
2CH3COONa +2H2O→CH3-CH3↑+2CO2↑+H2↑+2NaOH
Химические свойства
Алканы химически малоактивны. Низкая реакционная способность алканов обусловлена прочностью и очень малой полярностью связей C-C и H-H в их молекулах вследствие почти одинаковой электроотрицательности атомов углерода и водорода. Для алканов наиболее характерны реакции замещения. В этих реакциях происходит гомолитическое расщепление ковалентных связей, т.е. они осуществляются по свободнорадикальному (цепному) механизму:
I Реакции замещения (разрыв связей C-H)
Галогенирование (замещение атома водорода атомом галогена – F, Cl, Br с образованием галогеналкана RHal).
Фтор слишком активный, а йод слишком слабый. Поэтому в ЕГЭ говорят про хлор и бром. Алканы очень активно реагируют с фтором. Хлорирование протекает под действием света и является фотохимической реакцией. Низшие алканы (CH4,C2H6,C3H8) можно прохлорировать полностью. В молекуле метана атомы хлора могут заместить от одного до четырех атомов водорода.
CH4+Cl2→CH3-Cl+HCl
Если бы в реакцию вступил этан, то хлор, присоединившись к одному из двух атомов, продолжил бы присоединяться именно к этому атому: CH3-CH-Cl2
Реакция галогенирования алканов проходит по правилу Марковникова: при взаимодействии галогеноводородов и родственных им соединений с алкенами атом водорода присоединяется по месту двойной связи к более гидрированному атому углерода (содержащему большее число атомов углерода).
Реакция идет только с молекулярным бромом.
Алканы не обесцвечивают бромную воду!
2. Реакция Коновалова (нитрование алканов).
Реакция идет при нагревании до 140℃ с разбавленной 10% азотной кислотой (t℃).
По радикальному механизму, по правилу Марковникова.
CH4+HNO3(разб.)→CH3NO2+H2O
3. Сульфирование алканов
Происходит при действии очень концентрированной H2SO4 при небольшом нагревании.
CH4+H2SO4(конц.)→CH3SO3H+H2O
II Реакции окисления
При обычных условиях алканы устойчивы к действию окислителей (KMnO4,K2Cr2O7).
Полное окисление, избыток O2 (горение, t℃):
Все горят до углекислого газа и воды.
2CH3-CH2-CH2-CH3+13O2→8CO2+10H2O
2. Неполное окисление, недостаток O2(t℃):
2CH4+3O2→2CO+2H2O
CH4+O2→C+2H2O
3. Неполное каталитическое окисление:
Могут образоваться альдегиды, кетоны, спирты, карбоновые кислоты.
Например, окисляем бутан кислородом при нагревании в присутствии катализатора (MnO2,t℃).
CH3-CH2-CH2-CH3→2CH3-COOH+H2O
IIIТермические превращения алканов
1. Крекинг алканов
Крекинг — нагревание алканов до их превращения в меньший алкан и алкен. Связь рвется в любом месте
CH3-CH2-CH2-CH3→CH3-CH3+CH2=CH2
2. Пиролиз метана
Пиролиз — темическое разложение.
Длительное нагревание до 1000℃
CH4→C+2H2
Мгновенное нагревание до 1500℃ с быстрым охлаждением
2CH4→CH≡CH+3H2
3. Дегидрирование
Отщепление водорода. Образуются алкены.
Реакция протекает при нагревании в присутствии катализатора (Cr2O3,t℃).
CH3-CH3→CH2=CH2+H2
4. Дегидроциклизация
Из гексана — бензол. Из гептана — толуол.
Реакция протекает при нагревании в присутствии катализатора (Pt, t℃).
CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-CH3 → CH6 + 4H2
5. Изомеризация
Из алкана получаем более разветвленный алкан.
Это важно в производстве нефти. Реакция протекает при нагревании.
К ЩМ относятся литий ₃Li, натрий ₁₁Na, калий ₁₉K, рубидий ₃₇Ru, цезий ₅₅Cs, франций ₈₇Fr.
Сaмыми раcпространёнными ЩМ replica watches являются нaтрий и кaлий. Ввиду своей высокой химической aктивности, в природе ЩМ в свободном состоянии не встречaются.
В природе щелочные метaллы чaще всего присутствуют в виде минерaльных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, кaрбонатов и др. Вaжнейшими минерaлaми, содержaщими ЩМ, являются гaлит (повaренная соль, кaменная соль, хлорид нaтрия NaCl), сильвин (KCl — хлорид калия), сильвинит (NaCl•KCl), глaуберова соль (Na2SO4 •10Н2О – декaгидрат сульфaта replica Rolex нaтрия), криолит-ионит Li₃[AlF₆]•Na₃[AlF₆], кaлиевый полевой шпaт ортоклaз K[AlSi3O8], едкое кaли (гидроксид кaлия KOH), потaш (кaрбонат кaлия K2CO3), поллуцит (aлюмосиликат сложного состaва, содержaщий цезий).
2.Строение ЩМ
ЩМ рaсположены в первой Rolex replica группе глaвной подгруппы периодической таблицы химических элементов имени Д.И. Менделеева. На внешней оболочки aтома ЩМ имеют по одному вaлентному электрону ns1. Следовaтельно, типичная степень окисления ЩМ +1.
Электронная конфигурация:
Литий Li 1s2 2s1
Натрий Na 1s2 2s2 2p6 3s1
Калий K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1
Рубидий Ru … 5s1
Цезий Cs … 6s1
Франций Fr … 7s1
Тeперь рассмотрим нeкоторые закономeрности измeнения свойств ЩМ. В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соотвeтствии с пeриодическим законом, увeличивается атомный радиус, усиливаются мeталлические и восстановитeльные свойства простых вeществ, а также основныe свойства гидроксидов ЩМ, ослабeвают нeметаллические и окислитeльные свойства простых вeществ, а такжe кислотныe свойства гидроксидов ЩМ, умeньшается элeктроотрицательность и потeнциал ионизации ЩМ.
3.Получение ЩМ
ЩМ расположeны в начале элeктрохимического ряда напряжeний мeталлов, слeдовательно, они являются самыми сильными восстановитeлями. Поэтому ЩМ получают с помощью элeктролиза расплавов их соeдинений, например хлоридов или гидроксидов.
Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития LiCl в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли понижают температуру плавления смеси):
2LiCl = 2Li + Cl2↑
Натрий получают электролизом расплава гидроксида натрия NaOH и хлорида натрия NaCl (с добавками хлорида кальция):
4NaOH → 4Na + O2↑ + 2H2O
2NaCl → 2Na + Cl2
В качестве электролита при электролизе расплава хлорида натрия используют смесь NaCl с NaF и КСl.
Калий можно получить с помощью электролиза расплавов солей или расплава гидроксида калия. Часто применяют восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:
KCl + Na = K↑ + NaCl
KOH + Na = K↑ + NaOH
Цезий получают нагреванием смеси хлорида цезия и кальция:
Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl2
В промышлeнности используют прeимущественно физико-химические мeтоды выдeления чистого цeзия: многократную рeктификацию в вакуумe.
4.Физические свойства ЩМ
Щeлочные мeталлы — сeребристо-бeлые вeщeства с характeрным блeском на свeжесрезанной повeрхности, однако мeталл быстро тускнeет поскольку он покрываeтся оксидной плeнкой, поэтому ЩМ хранят под слоeм вазeлинового масла (смесь высших предельных УВ) или кeросина. Щeлочные мeталлы кристаллизуются в кубической объемно-центрированной решетке.
5.Химические свойства ЩМ
ЩМ имеют свой определённый цвет пламени при горении в присутствии кислорода. Это является качественной реакции на ЩМ.
Цвет пламени:
Li — карминно-красный
Na — жѐлтый
K — фиолетовый
Rb — буро-красный
Cs — небесно-голубой
1.ЩМ — сильные восстановители, вследствие этого они способны взаимодействовать почти со всеми неметаллами.
Образуются фториды, хлориды, бромиды и йодиды соответственно
Сера
2Na + S=Na2S
Образуются сульфиды
Фосфор
3К + Р = К3Р
Образуются фосфиды
Водород
2Nа+Н2=2NаH
Образуются гидриды
Азот
6Li + N2= 2Li3N
Образуются нитриды, литий реагирует при комнатной температуре, остальные ЩМ — при нагревании
Углерод
2Nа+2С =Nа2С2
Образуются карбиды, в основном ацетилениды
Кислород (реакция горения)
4Li + О2 = 2Li2О 2Nа+О2 =Nа2О2 К + О2 = КО2
На воздухе литий образует оксид, натрий — пероксид, калий и остальные ЩМ — надпероксид; Сs может самовозгораться на воздухе, поэтому его хранят в стеклянных запаянных ампулах
2.ЩМ активно взаимодействуют со сложными веществами.
Сложное вещество
Химическая реакция
Комментарий
Вода
2К + Н2О = 2КОН + Н2↑
ЩМ взаимодействуют со взрывом, кроме лития, образуются щелочь и водород
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
7.Химические свойства пероксидов ЩМ
Пероксиды ЩМ содержат атомы кислорода со степенью окисления -1, вследствии чего они могут могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.
1. Пероксиды щелочных металлов реагируют с водой. Причём на холоде протекает обменная реакция, в результате которой образуются щелочь и пероксид водорода:
Na2O2 + 2H2O (хол.) = 2NaOH + H2O2
При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде на щелочь и кислород:
2Na2O2+ 2H2O (гор.) = 4NaOH + O2↑
2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами. Пероксид натрия взаимодействует с углекислым газом с образованием карбоната натрия и выделением кислорода:
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2↑
3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию, в результате которой образуются соль и перекись водорода:
Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + H2O2
Пероксиды диспропорционируют при повышении температуры:
4. Пероксиды щелочных металлов неустойчивы при высоких температурах, вследствии чего разлагаются на оксид и кислород:
2Na2O2 = 2Na2O + O2↑
5. Пероксиды ЩМ проявляют окислительные свойства в реакциях с восстановителями. Так пероксид натрия взаимодействует с угарным газом, в результате реакции образуется карбонат натрия:
Na2O2 + CO = Na2CO3
Пероксид натрия в результате окислительно-восстановительной реакции с сернистым газом образует сульфат натрия, также он способен восстанавливаться множеством других восстановителей, например ионами железа двухвалентного, йодидами и т.п. :
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
8.2.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
9.Применение ЩМ
1. Нaтрий и кaлий примeняют для получeния их пeроксидов и aмидов, а их сплaв используют в кaчестве тeплоносителя в ядeрных реaкторах.
2. В мeталлургии ЩМ добaвляют в сплaвы для улучшeния их свойств. Нaтрий, как восстановитeль, используют в производствe титaна, циркония и тaнтала.
3. Нaтрий используют для инициaции реaкций рaдикальной полимеризaции, а тaкжe для производствa натриeвых газорaзрядных лaмп.
4. Рaстворы хлоридa нaтрия используют в мeдицине (физ. раствор) и в кулинaрии (повaренная соль, консeрвация).
5. Соли кaлия используют в кaчестве минерaльных удобрeний.
6. Гидроксиды лития, нaтрия и кaлия входят в состaв элeктролитов щeлочных aккумуляторов.
7. Гидроксид нaтрия используют в производствe бумаги и моющих срeдств.
Углерод и кремний почти во всех соединениях четырехвалентны, replica watches UK т.е. атомы данных элементов находятся в возбужденном состояние.
В неорганических веществах углерод имеет степени окисления: -4,0,+2,+4. В органических соединениях разнообразность степеней окисления у углерода увеличивается.
Характерным отличием углерода и кремния является способность углерода к образованию цепей. Атомы углерода, соединяясь друг с другом, образуют устойчивые соединения, аналогичные соединения кремния неустойчивы.
Углерод
Физические свойства углерода
Способность углерода к цепеобразованию связана с существованием огромного числа органических соединений.
К неорганическим соединениям углерода относятся его оксиды, соли, кислоты, карбиды, сульфиды, азотосодержащие производные, галогениды. Все replica Rolex остальные соединения углерода являются органическими.
Для углерода – характерна аллотропия. Наиболее известными аллотропными модификациями углерода являются: алмаз, графит, карбин, фуллерен. Сейчас существуют и другие аллотропные модификации углерода, которые ученым удалось создать в лабораторных условиях.
Аморфными разновидностями графита можно считать уголь и сажу.
Параметры сравнения
Алмаз
Графит
Карбин
Фуллерен
Кристаллическая решетка
Атомная
Атомная
Атомная
Молекулярная
Агрегатное состояние при обычных условиях
Твердое
Твердое
Твердое
Цвет
Прозрачные кристаллы
Темно-серый
Черный
Твердость
Самое твердое вещество среди природных соединений
Мягкий
Твердый
Структура
Тетраэдр
Слоистая
Линейная
Полые сферы, поверхность которых образована пяти и шестиугольниками из атомов углерода
Оптические свойства
Преломляет свет
Непрозрачный
Непрозрачный
Электропроводность
Изолятор
Имеет высокую электропроводность
Полупроводник
Плотность
3.5 г/см3
2.5 г/см3
2 г/см3
Химические свойства углерода
Углерод — малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.
1) Горение
С + O2 → CO2
при недостатке кислорода:
2C + O2 → 2CO
2) С водородом
C + 2H2 → CH4
3) С металлами
2C + 2Na → Na2C2
2C + Ca → CaC2
4) С неметаллами
С + 2F2 → CF4
С + S → CS2
С + Si → SiC
5) Углерод выступает в качестве восстановителя для металлов из амфотерных и основных оксидов, образуя угарный газ и металл.
Пирометаллургия — получение металлов из оксидов с помощью углерода и его соединений.
С + MexOy = CO2 + Me
C + ZnO → Zn + CO
4C + Fe3O4 → 3Fe + 4CO
Взаимодействуя с оксидами активных металлов углерод образует карбиды.
3С + CaO → CaC2 + CO
9C + 2Al2O3 → Al4C3 + 6CO
6) С кислотами
C + 2H2SO4 (конц.) → CO2+ 2SO2 + 2H2O
С + 4HNO3(конц.) → CO2 + 4NO2 + 2H2O
С галогеноводородами реакция не идет! В отличие от азотной и серной кислоты они не способны окислять углерод до углекислого газа.
Оксиды Углерода
CO — “Угарный газ” — газ без цвета и запаха.
Молекула оксида имеет линейное строение. За счет дополнительной донорно-акцепторной связи, образуется тройная связь между атомами углерода и кислорода.
Получение CO
1) 2C + O2 → 2CO (при недостатке кислорода)
2) С + CO2 → 2CO
3) HCOOH→ CO + H2O (H2SO4 (конц.) )
4) СН4 + Н2O → СО + 3Н2
Химические свойства CO
1) Угарный газ горит на воздухе голубым пламенем. В результате реакции выделяется большое количество тепла.
2CO+ O2 → CO2
2) Оксид углерода II от оксидов металлов отнимает кислород. В этом случает образуетс металл и углекислый газ.
CO + CuO → CO2 + Cu
3) Угарный газ реагирует с щелочами под давлением. В результате реакции образуется формиат — соль муравьиной кислоты.
CO + NaOH → HCOONa
4) CO из оксидов восстанавливает металлы.
3CO + Fe2O3 → 2Fe + 3CO2
5) Оксид углерода II в присутсвии катализатора или под действием с света окислется хлором. В результате этого образуется фосген — ядовитый газ.
CO + Cl2 → COCl2
6) При высоком давлении CO взаимодействует с водородом. Смесь оксида углерода II и водорода — синтез — газ. В зависимости от условий из синтез-газа можно получить различные углеводороды.
CO + 2H2 → CH3OH
В данном примере реакция идет под давлением больше 20, при температуре 350॰C и под действием катализатора образуется метанол.
CO2 — “Углекислый газ” — газ без цвета и запаха. Также называют “сухой лед”.
Молекула оксида имеет линейное строение. Атом углерода образует с атомом кислорода две двойные связи (sp-гибридизации у атома углерода).
Получение CO2
1) CaCO3+ 2HCl→ CaCl2 + H2O + CO2
2) CaCO3 → CaO + CO2
Химические свойства CO2
1) Оксид углерода IV относится к классу кислотных оксидов и при взаимодействии с водой, образуется угольная кислота.
CO2 + H2O → H2CO3
2) В реакциях с избытком углекислого газа образуются гидрокарбонаты.
CO2 + NaOH → NaHCO3
3) В реакциях с щелочами оксид углерода IV образуются карбонаты.
CO2 + 2NaOH → Na2CO3 + H2O
4) Реакция взаимодействия углекислого газа с гидроксидом кальция является качественной реакцией. При этом образуется белый осадок — карбонит кальция.
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3 + H2O
5) В результате пропускания CO2 через водный раствор CaCO3 происходит образование гидрокарбоната кальция.
CO2 + CaCO3 + H2O → CaHCO3
6) Оксид углерода IV не поддерживает горения. Только активные металлы горят в нем.
CO2 + 2Мg → C + 2MgO
Карбонаты и гидрокарбонаты
1) В промышленности для получения углекислого газа используют прокаливание известняка.
CaCO3 → CaO + CO2
2) Реакция термического разложения карбоната аммония, в результате которой получают углекислый газ, аммиак и воду.
(NH4)2CO3 → 2NH3 + 2H2O + CO2
3) При нагревании гидрокарбонаты переходят в карбонаты, при этом образуется вода и выделяется углекислый газ.
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
4) Взаимодействие гидрокарбоната с кислотой — качественная реакция. Вследствие выделяется углекислый газ.
NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 ↑ + H2O
5) Взаимодействие карбоната с кислотой — качественная реакция. Вследствие выделяется углекислый газ.
Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 ↑ + H2O
Гидролиз
1) Гидрокарбонат натрия – кислая соль, образованная сильным основанием – гидроксидом натрия (NaOH) и слабой кислотой – угольной (H2CO3).
6NaHCO3 +Al2(SO4)3 → 2Al(OH)3 + 6CO2 + 3Na2SO4
2) Карбонат натрия – средняя соль, образованная сильным основанием – гидроксидом натрия (NaOH) и слабой кислотой – угольной (H2CO3).
В 1823 году шведский химик Йенс Якоб Берцелиус получил, а следовательно и открыл кремний. Кремний является вторым по распространенности элемент в земной коре после кислорода (27,6% по массе).
Кремний – твердый темно-серый элемент с металлическим блеском. Обладает атомной кристаллической решеткой. Является полупроводником. Обладает одной модификацией, которая схожа по структуре с аллотропной модификацией углерода – алмазом. Хотя связи между атомами кремния менее прочные, чем между атомами углерода.
Аморфный — гигроскопичный бурый порошок, с алмазоподобной структурой, ρ = 2 г/см3, является более реакционноспособным.
Химические свойства кремния
1) Горение
Si + O2 → SiO2
2) С металлами
Si + 2Mg → Mg2Si
Si + 4Na → Na4Si
3) С неметаллами
Реакции возможны только при сильном нагревании. При нормальных условиях реакций идет только с фтором.
Si + 2F2 → SiF4
Si + C → SiC ( Т = 2000°C)
С водородом кремний не реагирует из-за неустойчивости водородного соединения силана SiH4
4) С кислотами
Реагирует только с плавиковой кислотой!
Si+4HF → SiF4+2H2
5) С щелочами (при нагревании):
Si + 2NaOH + H2O → Na2Si+4O3+ 2H2
Соединения кремния
SiO2 — “Кремнезем” — бесцветные кристаллы, обладающие высокой прочностью и твердостью.
Химические свойства SiO2
1) SiO2 + 2NaOH → Na2SiO3 + H2O
2) SiO2 + CaO → CaSiO2
3) SiO2 + 4HF → SiF4 + 2H2O
4) SiO2 + Na2CO3 → Na2SiO3 + CO2
H2SiO3— Кремниевая кислота — не растворимая кислота.
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)
Магний 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
Бapий 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 нитpиды
Все 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 давлeнии
Sr + Н2 = SrН2 ( тaк жe Сa, Мg, Ва)
Пpи нагpевaнии мeтaллы рeaгируют с углеродом
2Bе + 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 гидpoксиды
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
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:
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:
Галоген
Агрегатное состояние
Цвет
Запах
Температура плавления (градус Цельсия)
Температура кипения(градус Цельсия)
Фтор
Газ
Светло-жёлтый
Резкий, раздражающий
-220
-118
Хлор
Газ
Жёлто-зелёный
Резкий, удушливый
-101
-34
Бром
Жидкость
Буро-коричневый
Резкий, зловонный
-7
59
Йод
Твёрдое вещество
Чёрно-фиолетовый с металлическим блеском
Резкий
114
186
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 атомов7А-подгруппы
В зависимости от положения элемента в ПС меняется его электронное строение. Рассмотрим электронное строение атомов фтора, хлора, брома и йода.
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
В промышленности:
а) F2 получают электролизом расплавов солей галогенидов
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
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
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
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.
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.
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
и 
и равновесную концентрацию 
и равновесную концентрацию 
Новости
22.11.2024
22.11.2024
24.10.2024
14.10.2024
09.10.2024
01.10.2024