Химия - примеры с решением заданий и выполнением задач

Содержание:

Химия - естественная наука

Слово "химия" имеет несколько значений. Химией называют одну из наук, а также учебный предмет в школе, университете. Иногда это слово употребляют как сокращенное название промышленности.

Химия - естественная наука. На уроках природоведения вы узнали, что существует несколько наук о природе. Среди них есть и химия.

Химия - наука про вещества и их превращения.

В разные времена ученые проводили много экспериментов с веществами и пытались понять явления, которые наблюдали. Вони выдвигали разные гипотезы, создавали теории, которые они наблюдали во время новых опытов.

Теперь, изучая вещества - как естественные, так и добытые в лабораториях, - химики определяют их состав и внутреннее строение, исследуют свойства, предлагают сферы их использования. Благодаря достижениям ученых развиваются промышленность, техника, медицина, растет уровень жизни людей.

Вещества и их превращения в окружающем мире

Вещества есть повсюду - в воздухе, природной воде, грунте, живых организмах (рис.1). Они распространены не только на Земле, но и на других планетах.

Рис.1. Вещества и их смеси в природе

В природе каждое мгновение происходят превращения веществ. Так, живые существа при дыхании употребляют часть кислорода, что есть в воздухе, а выдыхают воздух с повышенным содержанием углекислого газа. Этот газ выделяется также при пожарах, гниении и разложении частиц растений, животных. Зеленые листья поглощают углекислый газ и воду, которые превращаются в растениях в органические вещества и кислород, который поступает в атмосферу. В недрах планеты на протяжении миллионов лет образовывались различные минералы, нефть, природные газ, уголь. Неисчислимое количество процессов происходит в реках, морях и океанах. 

Человек каждый день совершает превращения веществ, даже не догадываясь об этом.

Мыло, которым мы моем руки, при растворении превращается в вещества, которые проявляют моющее действие. Зубная паста нейтрализует остатки кислот во рту. При приготовлении еды из одних веществ образуются другие, с новым вкусом, цветом, запахом. Пищевая сода, которая добавлена к муке, при нагревании выделяет углекислый газ, который распушает тесто. Уксусом можно удалить накипь в чайнике, а соком лимона - вывести некоторые пятна на одежде. Эти и другие явления объясняет наука химия.

Химия и другие науки

Все естественные науки связаны между собой (схема 1), влияют друг на друга и взаимно обогащаются. Изолированное развитие каждой из них невозможно. 

Схема 1

Связь химии с другими естественными науками

Превращение одних веществ в другие сопровождаются различными физическими явлениями, например выделением или поглощением теплоты. Поэтому химикам необходимо хорошо знать физику. Ученый-биолог, не знакомый с законами химии, не сможет понять превращения веществ, которые происходят в живых организмах. Химические знания необходимы и геологу. Применяя их, он успешно будет проводить поиск полезных ископаемых. Врач, фармацевт, косметолог, металлург, кулинар, люди многих других профессий не достигнут высокого мастерства, если не будут иметь соответствующей химической подготовки.

Химия - точная наука. Прежде чем провести химический эксперимент и после его завершения ученый-химик проводит необходимые расчеты. Их результаты дают возможность делать правильные выводы. Значит, деятельность химика невозможна без знания математики.

За последние полтора века появилось много новых наук, которые стремительно развиваются. Среди них - родственные с химией физическая химия, биохимия, геохимия, агрохимия, космохимия, экологическая химия.

Тысячелетиями люди жили в гармонии с природой. Но в последнее время ситуация ухудшилась. Окружающая среда все больше загрязняется производственными и бытовыми отходами. Внесение на поля чрезмерного количества удобрений, попадание выхлопных газов из двигателей автомобилей в воздух, вредных веществ с производств в водоемы и грунт приводят к уничтожению растений, гибели животных, ухудшения здоровья людей. Серьёзную угрозу для всего живого составляет химическое оружие - особые, чрезвычайно ядовитые вещества. Уничтожение запасов такого оружия требует немалых усилий, денег и времени. В преодолении всех этих проблем участвуют химики.

Взаимоотношения человека и природы изучает наука экология. Главное задание ученых-экологов - защита окружающей среды от загрязнения. Сохранение природы зависит и от бережного отношения к ней каждого человека, понимания процессов, которые происходят при попадании разных веществ в окружающую среду.

Химическая промышленность

На химических заводах совершают переработку различного природного сырья и добывают много веществ. Продукты химических производств необходимы людям для обеспечения надлежащего уровня жизни (схема 2).

Схема 2

Достижения химии - человеку

Еще в середине XVIIІ ст., в период становления науки химии, выдающийся российский ученый Михаил Ломоносов писал: "Широко простирает химия руки свои в дела человеческие... Куда не глянем, везде становятся перед глазами нашими успехи ее старательности". В наше время слова ученого приобрели особенную актуальность. 

Химия - учебный предмет

Химия, как и физика и математика, является фундаментальной наукой. Поэтому предмет "химия" - неотъемлемая составляющая образования (рис. 2).

Рис. 2. Эксперимент в учебной химической лаборатории.

Химические знания необходимы для понимания процессов, которые происходят с веществами в окружающей природе, недрах планеты, живых организмах. Недостаток этих знаний может привести к негативным последствиям при использовании веществ.

Выводы:

• Химия - наука про вещества и их превращения, одна из естественных наук. Она находится в тесных связях с физикой, биологией, математикой. Химией также называют учебный предмет.
• Вклад химической науки в развитие цивилизации постоянно растет. Достижения ученых-химиков внедряют в промышленность, технику, медицину.
• Одним из самых важных заданий человечества является сохранение природы, предотвращение ее загрязнения. Успешно выполнять его помогают химические знания.

Как возникла и развивалась наука химия

Химия - давняя и одновременно молодая наука. Правильные представления про состав веществ, их внутреннее строение и превращения сложились только в последние полтора-два столетия.

Зарождение науки химии. Люди с давних времен несознательно совершали многочисленные превращения веществ. Научившись добывать огонь, они сжигали древесину для обогрева жилья, приготовления еды. Изготовляя вино, человек использовал процесс брожения, благодаря которому виноградный сахар превращался в спирт. На подобном процессе основано пивоварение. Позже были изобретены способы получения металлов из руд, создано производство стекла, фарфора, бумаги, пороха, кирпичей.

Исследователи считают, что химия как ремесло возникла задолго до начала нашей эры в Древнем Египте (рис. 3). Слово "химия" связывают с первым названием этой страны - Кемет. В Египте развивались металлургия, керамическое производство, парфюмерия, покраска тканей, изготовление лекарств. Многие тайны, связанные с превращением веществ, знали только жрецы.

Рис. 3

Химические ремесла в Древнем Египте:

• а - стеклодувы;
• б - произведение гончаров;
• в - бальзамирование;
• г - добывание металлов.

Над внутренним строением веществ раздумывали древнегреческие философы. Они утверждали, что вещества состоят из мельчайших и неделимых частиц - атомов. Но довести это в те времена было невозможно.

В древних арабских странах химию называли алхимией ("ал" - широко употребляемый арабский префикс). Там начали развиваться родственные с этой наукой минералогия, аптечное дело, а также разнообразные производства - ростки современной химической технологии.

В средневековье алхимия распространилась в Европу. Немало произведений арабских и греческих ученых, философов было переведено на латынь. Пытаясь добыть "философский камень", который превращал бы любой металл в золото, предотвращал старение человека, оберегал его от болезней, алхимики проводили множество опытов (рис. 4).

Рис. 4. Эксперименты европейских алхимиков.

Они добыли много веществ, разрабатывали разделение и очищение, изучали свойства. Им принадлежат многие, часто случайные, открытия. Алхимики также изготовляли различные виды лабораторной посуды и оборудования.

Каждая наука становится настоящей, когда открывают её законы, а на основании добытых знаний создают теории. Первые теории превращений веществ возникли в Европе во второй половине XVII ст., но оказались ошибочными. В XVIII ст. открыли закон сохранения массы веществ во время химической реакции (см. 21). Это дало толчок стремительному развитию науки химии.

Современная химия

Теперь химия имеет крепкий теоретический фундамент. Опираясь на него, ученые прогнозируют существование еще неизвестных веществ со свойствами, необходимыми для применения на практике, и успешно совершают их добывание.

Благодаря новым веществам, которые выдерживают высокие температуры, глубокий вакуум, имеют уникальные свойства, люди научились использовать атомную энергию, создали компьютер, совершенствуют средства связи, исследуют планеты и космические пространство. Растет применение полимерных материалов вместо древесины, стекла, металлов. Ученые создают медицинские препараты, которые помогают победить болезни.

Ученые не только изучают вещества и их превращения, но и обнаруживают причины и закономерности этих явлений, исследуют их зависимость от температуры, давления, других факторов. Они оптимизируют методы переработки природного сырья - нефти, угля, природного газа, металлических руд, чтобы добывать максимальное количество нужных веществ с наименьшими потерями.

Химики работают в хорошо оснащенных лабораториях (рис. 5). Возможности современной химии неограниченны. 

Рис. 5. Химическая лаборатория.

За самые выдающиеся достижения в химии каждый год одному или нескольким ученым присуждают престижную награду - Нобелевскую премию.

Много наших соотечественников выбрали жизненный путь, связанный с химической наукой. Они работают в университетах, научно-исследовательских институтах Национальной академии наук, отраслевых лабораториях.

Отечественные химики обогатили теоретическую и экспериментальную химию, добыли десятки тысяч новых веществ, разработали сотни методов химического анализа веществ, изобрели много материалов с полезными свойствами. Результаты их деятельности успешно внедряются в разные сферы деятельности людей.

Выводы:

• Становление химии происходило на протяжении нескольких тысяч лет.
• Химии как фундаментальной науке положило начало открытие закона сохранения массы веществ во время их превращений.
• Современная химическая наука имеет крепкое теоретическое основание и широкие возможности для исследований. Ученые-химики добывают много веществ и изучают их свойства с целью эффективного использования на практике. 

Начальные химические понятия

Химию начинают изучать с ознакомления с разными свойствами веществ и их свойствами. Эта наука, как и другие - математика, биология, физика, имеет собственные термины, понятия, законы.

Мир веществ чрезвычайно интересен и многообразен. От того, насколько успешными будут ваши шаги в его познании, зависит формирование интереса к химии и будущие достижения в учебе.

Вещества. Атомы, молекулы

Вещество: в повседневной жизни мы сталкиваемся со многими веществами. Среди них - вода, сахар, кухонная соль, пищевая сода, крахмал, лимонная кислота, мел, железо... Этот список можно значительно расширить. В сотни и тысячи раз больше веществ добывают в лабораториях, на заводах, используют для практических нужд.

Сейчас известно больше 20 млн веществ. Многие из них встречаются в природе. В воздухе есть различные газы, среди которых преобладают азот и кислород; в реках, морях, океанах - вода и растворенные в ней вещества; в земной коре - многочисленные минералы (рис. 28), руды и т.д. Большое количество веществ содержится в живых организмах.

Рис. 28. Минералы.

Алюминия, цинка, ацетона, извести, полиэтилена, многих других веществ в природе нет; их производят на заводах (рис. 29).

Рис. 29. Вещества, добытые человеком.

Некоторые вещества, которые есть в природе, можно добыть из других веществ. Так, при нагревании марганцовки выделяется кислород, а при нагревании мела - углекислый газ. Ученые при высоких температуре и давлении превращают графит в алмаз. Кристаллики искусственных алмазов очень мелкие и не пригодны для изготовления ювелирных украшений. Их используют в бурильных и шлифовальных приборах, инструментах для обработки металлов и камня.

Неотъемным признаком вещества является масса. Световые лучи, электрическое и магнитное поля не имеют массы, поэтому к веществам не относятся.

Из веществ состоят физические тела. Физическими телами являются, например, капля воды, кристалл минерала, осколок стекла, зерно пшеницы, яблоко, орех, а также предметы, изготовленные человеком: часы, игрушка, книжка, бусы и т.д.

Для веществ или их смесей, которые используют в строительстве, для изготовления различного оборудования, предметов бытового употребления, художественных изделий, существует общее название - материалы (рис. 30). Первыми в истории человечества были только природные материалы - древесина, камень, глина. Спустя некоторые время люди научились выплавлять из руд железо и другие металлы, изготовлять стекло, известь, цемент.

Рис. 30. Строительные материалы. 

В наше время вместо традиционных материалов все шире используют разнообразные пластмассы. 

Агрегатные состояния вещества

Известно три агрегатных состояния вещества - твердое, жидкое и газообразное. Во время нагревания большинство твердых веществ плавится, а жидкости закипают, превращаясь в пар. В случае понижения температуры происходят обратные превращения. Газы под влиянием высокого давления сжижаются. Во всех этих явлениях атомы и молекулы не разрушаются. Значит, вещество, меняя свое агрегатное состояние, не превращается в другое вещество. 

Каждый знает про три агрегатных состояния воды, которые существуют в природе: лед, вода, водяной пар. Сахар может находиться в твердом и жидком состояниях. При нагревании он сначала плавится, потом образованная жидкость темнеет и появляется неприятный запах. Это свидетельствует о превращении сахара в другие вещества. Значит, газообразного состояния для сахара не существует. Графит не удается расплавить; при температуре 3500он сразу превращается в пар.

Атомы, молекулы

На уроках природоведения вы узнали о том, что вещества состоят из множества самых мелких, невидимых частиц - атомов, молекул.

Атом - наименьшая частица вещества, которая не имеет электрического заряда и состоит из ядра и электронов, которые двигаются вокруг него.

Ядра атомов заряжены положительно, а электроны имеют отрицательный заряд (рис. 31).

Атомы могут отличаться друг от друга составом (например, количеством электронов), а также массой.

Атомами образовано небольшое количество веществ. Среди них - графит, алмаз, некоторые минералы, несколько газов. 

Молекула - частица вещества, которое состоит из двух и большего количества соединенных атомов.

Газ водород состоит из молекул, каждая из которых содержит два одинаковых атома (рис. 32, а). Молекула воды образована тремя атомами (рис. 32, б); два из них одинаковые, такие же, что и в молекуле водорода, а третий - другого состава и в 16 раз тяжелее.

Модели молекул: а - водорода, б - воды. 

Молекулярных веществ - большинство. Среди них почти все газы, органические вещества (за некоторыми исключениями), кислоты и т.д.

Атомы и молекулы в газах и жидкостях беспорядочно двигаются, а в твердых веществах находятся в определенных "позициях" и испытывают незначительные колебания. 

Выводы:

• Физические тела состоят из веществ. Неотъемлемый признак вещества - масса.
• Большинство веществ может находиться в трёх агрегатных состояниях - твердом, жидком и газообразном. 
• Вещества и их смеси, которые используют в строительстве, для изготовления оборудования, разных предметов, называют материалами. 
• Атом - наименьшая частица вещества, которая не имеет электрического заряда и состоит из ядра и электронов, которые двигаются вокруг него.
• Молекула - частица вещества, которая состоит из двух и большего количество соединенных атомов.

Физические свойства веществ. Как изучают вещества

В необъятном мире веществ нет двух абсолютно одинаковых. Каждое вещество имеет определенные свойства.

Свойства вещества - это признаки, по которым оно отличается от другого вещества или подобно ей.

Физические свойства веществ

Железо легко отличить от древесины по цвету, особым блеском, а также наощупь: металл всегда кажется холоднее, потому что лучше проводит теплоту. Использовав магнит, определяем, что железо притягивается к нему, а древесина - нет. В отличии от железа древесина в воде не тонет, потому что её плотность меньше, чем плотность воды, а плотность железа - больше.

Свойства вещества, которые определяют наблюдениями или измерениями, называют физическими. 

Самыми важными физическими свойствами вещества являются:

• агрегатное состояние при определенных температуре и давлении;
• цвет, блеск (или их отсутствие);
• запах (или его отсутствие);
• растворимость (или нерастворимость) в воде;
• температура плавления;
• температура кипения;
• плотность;
• теплопроводность;
• электропроводность (или неэлектропроводность).

Перечень физических свойств твердых веществ можно расширить, включив в него твердость, пластичность (или хрупкость). Описывая жидкость, указывают, какой она является - подвижной или маслянистой.

Цвет вещества, запах и вкус определяют при помощи органов чувств, а плотность, электропроводность, температуры плавления и кипения - измерениями.

Сведения о физических свойствах многих веществ вмещены в специальной литературе, в частности в справочниках.

Большинство физических свойств веществ зависит от её агрегатного состояния. Так, плотность льда, воды и водяного пара разная. Газообразный кислород бесцветный, а жидкий - голубой.

Температуры кипения веществ меняются с изменением давления. Например, вода при пониженном давлении закипает при температуре меньше 100 ^оС. Плотность любого газа зависит от давления и температуры.

Знание физических свойств нередко помогает "узнавать" вещества. Например, единственный металл красного цвета - медь. Соленый вкус имеет только кухонная соль. Йод - почти черное твердое вещество, которое при нагревании превращается в темно-фиолетовый пар (рис. 33). Для определения многих веществ обращают внимание на совокупность их свойств.

Рис. 33. Нагревание йода.

Среди твердых веществ различают кристаллические и аморфные. Сахар, кухонная соль (рис. 34, а), пищевая сода, лимонная кислота, глюкоза, медный купорос (рис. 29), большинство минералов состоят из кристаллов. Кристаллу каждого вещества присуща определенная форма, которая обусловлена упорядоченным размещением в нём атомов, молекул. Металлы также имеют кристаллическое строение: их кристаллы обычно очень мелкие. Аморфными веществами являются, например, крахмал, мука, полиэтилен, стекло (рис. 34, б). Все твердые частицы такого вещества отличаются по форме и не похожи на кристаллы.

Рис. 34. Кристаллическое (а) и аморфное (б) вещества: а - каменная соль; б - стекло.

Кроме физических свойств, каждое вещество имеет химические свойства. Они определяются в способности к превращениям в другие вещества. 

Как изучают вещества

На уроках химии вы будете работать с разными веществами. Вам необходимо уметь описывать их вид, обнаруживать определенные свойства, сравнивать с другими веществами, научиться отличать одно вещество от другого.

Изучая вещество, ученые-химики определяют:

• его физические свойства;
• состав вещества, то есть то, из каких частей оно состоит, сколько и каких атомов содержат его молекулы;
• строение вещества в твердом состоянии (размещение в нем наименьших частиц);
• химические свойства.

Состав вещества устанавливают, совершая его химический анализ, а внутреннее строение исследуют с помощью специальных приборов.

Тщательного изучения требуют впервые полученные вещества. Если новое вещество проявляет свойства, ценные для практики, то для него предлагают соответствующие сферы применения. Иногда исследуют известное вещество, чтобы подтвердить или уточнить сведения о нем.

Химический эксперимент

Химия - экспериментальная наука. Она не может развиваться без проведения разнообразных опытов с веществами.

Прежде чем начать эксперимент, химик осознает его цель, собирает информацию про вещества, с которыми будет работать. Потом он составляет план эксперимента, определяет условия его проведения. Во время опыта ученый наблюдает за веществами, фиксирует изменения, что происходят с ними, совершает необходимые измерения. Результаты наблюдений, измерений, соответствующие вычисления он записывает в лабораторный журнал. После завершения эксперимента химик анализирует и объясняет полученные результаты, делает выводы.

Итогом проведения ряда опытов может быть выявление определенной закономерности. На основании многих закономерностей ученые создают теорию. Совокупность теорий составляет основу каждой науки.

Выводы:

• Свойства вещества - это признаки, по которым оно отличается от другого вещества или подобно ему.
• Исследуя вещество, изучают ее физические и химические свойства, состав, внутреннее строение. Физические свойства определяют наблюдениями, измерениями, без превращения вещества в другое.
• Химический эксперимент совершают по плану, проводя наблюдения, измерения, вычисления. Полученные результаты вместе с выводами записывают в лабораторный журнал. 

Чистые вещества и смеси

В каждом вещества всегда содержится некоторое количество примесей, то есть других веществ. Они попадают в него преимущественно при его добывании, иногда - при упаковке или использовании. Вещество, в котором примесей очень мало (например, меньше 1 г в 1 кг), принято считать чистым. С такими веществами работают в научной лаборатории, школьном химическом кабинете. Чистые сахар и кухонную соль мы используем в питании. 

Если содержании примесей существенно, имеем смесь веществ. В природе очень редко встречаются чистые вещества, а преобладают смеси. То же самое касается пищевых продуктов, лекарственных и косметических средств, товаров бытовой химии, строительных материалов.

Каждое вещество, которое содержится в смеси, называют компонентом.

Существуют однородные и неоднородные смеси.

Однородные смеси

Поместим небольшую порцию сахара в стакан с водой и будем перемешивать смесь, пока весь сахар не растворится. Образованная жидкость будет иметь сладкий вкус. Значит, сахар не исчезает, а остается в смеси. Но его кристалликов мы не увидим, даже рассматривая каплю жидкости в мощный микроскоп. Изготовленная смесь из сахара и воды является однородной (рис. 35); в ней равномерно перемешаны самые мелкие частицы (молекулы) этих веществ.

Рис. 35. Однородная смесь (водный раствор сахара)

Смеси, компоненты которых нельзя выявить наблюдением, называют однородными.

Большинство металлических сплавов - тоже однородные смеси. Так, в сплаве золота с медью, который используют для производства ювелирных украшений, нет красных частиц меди и желтых частиц золота, а содержатся "тщательно" перемешанные атомы обоих металлов.

Из материалов, которые являются однородными смесями веществ, изготовляют много предметов разнообразного назначения (рис. 36).

Рис. 36. Предметы, изготовленные из однородных смесей.

К однородным смесям принадлежат все смеси газов, в том числе и воздух. Известно немало однородных смесей жидкостей. Такая смесь образуется при смешении, например, спирта и воды.

Однородные смеси еще называют растворами, даже если они твердые или газообразные.

По некоторым физическим свойствам однородные смеси отличаются от их компонентов. Так, сплав олова со свинцом, который используют для пайки, плавится при более низкой температуре, чем чистые металлы. Вода закипает при 100 ^оС, а водный раствор кухонной соли - при более высокой температуре. Если воду охладить до 0 ^оС, она начнет превращаться в лед. Раствор соли при таких условиях остается жидкостью. В этом можно убедиться зимой, когда укрытые льдом дороги и тротуары посыпают солью или смесью соли с песком. Лед под действием соли плавится и образуется ее водный раствор, который на слабом морозе не замерзает. А песок нужен для того, чтобы дорога не была скользкой. 

Неоднородные смеси

Вам известно, что мел не растворяется в воде. Если его порошок всыпать в стакан с водой, то в образованной смеси всегда будут содержаться частицы мела, которые не видно невооруженным глазом.

Смеси, компоненты которых можно обнаружить наблюдением, называют неоднородными.

К неоднородным смесям (рис. 37) относятся большинство минералов, грунт, строительные материалы, мутная вода, молоко и немало других пищевых продуктов, некоторые лекарственные и косметические средства.

Рис. 37. Неоднородные смеси:

• а - минерал с частицами золота;
• б - смесь воды и серы;
• в - смесь воды и масла;
• г - смесь жидкости с газом.

Некоторые смеси этого типа имеют общие названия. Неоднородную смесь жидкости и газа называют пеной. Она образуется, например, когда в стакан наливают из бутылки газированный напиток (компоненты пены - жидкость и воздух). Хорошо встряхнутую смесь двух жидкостей, которые не растворяются одна в другой, называют эмульсией. Примером эмульсии является молоко; его основные составляющие - вода и жидкие жиры. Если перемешать жидкость с нерастворимыми в ней мелкими частицами твердого вещества (например, муки), то получим суспензию. В атмосфере нередко образуются аэрозоли - дым, туман.

В неоднородной смеси физические свойства компонентов сохраняются. Если сахар смешать с мукой или крахмалом, то эти смеси также будут иметь сладкий вкус. Железная стружка, смешанная с медной или алюминиевой, не теряет свойства притягиваться к магниту. Вода в смеси с песком, мелом или глиной замерзает при температуре 0 ^оС и закипает при 100 ^оС. 

Выводы:

• Каждое вещество содержит примеси. Чистым считают вещество, в котором количество примесей незначительно.
• Смеси веществ бывают однородными и неоднородными. В однородной смеси (растворе) отдельные вещества, или компоненты, нельзя выявить наблюдением, а в неоднородной смеси это возможно. 
• Некоторые физические свойства однородной смеси отличаются от свойств ее компонентов. В неоднородной смеси свойства компонентов сохраняются.

Способы разделения смесей

Часто возникает потребность выделить из смеси один компонент (например, отделить добытый уголь от негорючих веществ) или очистить определенное вещество от примесей. Иногда из смеси добывают каждый компонент для его дальнейшего использования. На уроках природоведения вы узнали про такие способы разделения смесей, как отстаивание, выпаривание, научились выполнять фильтрование. Известны и другие способы разделения смесей. Выбирая способ, учитывают тип смеси, агрегатные состояния компонентов и их отличия физических свойств (схема 3).

Схема 3

Способы разделения смесей:

Отстаиванием можно разделить неоднородную смесь твердого вещества или двух жидкостей. Вещество, что имеет большую плотность, накапливается в нижней части смеси. Например, глина, смешанная с водой, оседает на дно посудины, а древесные опилки всплывают. Встряхнутая смесь воды и бензина достаточно быстро разделяется на два слоя. В верхнем слое обнаруживаем более легкую жидкость - бензин, а в нижнем - воду.

Неоднородные смеси, в которых твердые частицы слишком медленно оседают в жидкости, разделяют центрифугированием. Основой лабораторной центрифуги (рис. 38) является ротор, в котором закрепляют специальные пробирки с неоднородной смесью твердого и жидкого веществ. Во время вращения ротора в пробирках происходит осаждение твердого вещества (оно имеет большую плотность), а над ним остается прозрачная жидкость.

Центрифуга есть в стиральной машинке. В ней жидкость отделяется от белья и вытекает через небольшие отверстия в стенках центрифуги в нижнюю часть машины.

Рис. 38. Лабораторная центрифуга.

Неоднородную смесь твердого вещества и жидкости или твердого вещества и газа можно разделить фильтрованием. С этой целью смесь пропускают через фильтр - специальную бумагу или ткань, вату, песок. Частицы твердого вещества остаются на фильтре, а жидкость или газ проходит через его поры, промежутки между волокнами или частичками.

Процесс фильтрования положен в основу работы респиратора - прибора (рис. 39), который используют люди, которые работают в запыленном пространстве. Он содержит фильтры, которые предотвращают попадание пыли в дыхательные пути. Самый простой респиратор - повязка из нескольких слоёв марли. Фильтр, который извлекает пыль из воздуха, есть также в пылесосе.

Рис. 39. Работник в респираторе.

С помощью магнита из промышленных или бытовых отходов извлекают железо. В такой способ обогащают железную руду - магнетит. Благодаря способности частичек этой руды притягиваться к магниту, ее отделяют от песка, глины, грунта.

Для выделения твердого вещества из однородной смеси с летучей жидкостью используют выпаривание. Смесь помещают в открытую посудину и нагревают. Жидкость постепенно превращается в пар, а в посудине остается твердое вещество.

Перегонка, или дистилляция, - способ разделения смесей (преимущественно однородных) жидкостей, а также очищения жидкости от растворенных в ней веществ. На заводах перегонкой нефти, которая является смесью многих веществ, получают бензин, керосин, дизельное топливо. 

В лаборатории перегонку осуществляют так, как изображено на рисунке 40. В процессе нагревания смеси веществ сначала закипает вещество, которое имеет самую низкую температуру кипения. Его пар выходит из сосуда, охлаждается, конденсируется, а образованная жидкость стекает в приёмник. Когда этого вещества не останется в смеси, температура начнет повышаться, и скоро закипает другой компонент. В этот момент приёмник заменяют на другой. Нелетучие вещества остаются в сосуде. 

Рис. 40. 

Лабораторная установка для перегонки: а - обычная, б - упрощенная. 

1 - смесь жидкостей с разными температурами кипения; 2 - термометр; 3 - водный холодильник; 4 - приёмник; 5 - вода со льдом.

Перегонкой очищают природную воду от примесей. Полученную чистую воду называют дистиллированной. Её используют в научно-исследовательских лабораториях, в производстве веществ для новейшей техники, в фармакологии для приготовления лекарств и т.д.

Разделение разных смесей происходит и в природной среде. Из воздуха на земную поверхность оседают частицы пыли, а во время дождя и снегопада - попадают капли воды, снежинки. Мутная вода после отстаивания становится прозрачной. Вона также очищается от нерастворимых веществ, проходя через песок. На берегах лиманов после испарения остаются соли, которые были растворены в ней. Из воды, которая вытекает из скважины, выделяются растворенные газы.

Иногда непроизвольное разделение смесей является нежелательным. Это касается некоторых пищевых продуктов (майонез, соусы, кремы), косметических средств. Для того, чтобы предотвратить "разрушение" таких смесей, к ним добавляют специальные вещества - стабилизаторы, эмульгаторы. Эти добавки обязательно должны быть безопасными для организма человека.

Выводы:

Существуют различные способы разделения смесей на отдельные вещества (компоненты). Их выбирают с оглядкой на тип смеси, агрегатные состояния и физические свойства компонентов. Неоднородные смеси разделяют отстаиванием, фильтрованием, иногда - при помощи магнита, а однородные - выпариванием, перегонкой (дистилляцией).

Атомы. Химические элементы

Гипотезу о том, что все вещества состоят из невидимых и неделимых частиц - атомов, выдвинули еще древнегреческие философы. Наличие запаха некоторых веществ они объясняли движением атомов и действием на органы чувств, а процесс растворения - проникновением атомов одного вещества между атомами другого вещества.

Доказать существование атомов удалось только в XIX ст. при помощи сложных физических экспериментов. В то же время выяснили, что атом не является цельной, монолитной частицей. Он состоит из ядра и электронов. Одну из первых моделей атома - планетарную - было предложено в 1911 г. Согласно с ней, ядро находится в центре атома и занимает незначительную часть его объема, а электроны движутся вокруг ядра, как планеты вокруг Солнца.

Электрон значительно легче, чем атомное ядро. Он имеет отрицательный заряд, который является наименьшим среди тех, которые существуют в природе. Поэтому величину заряда электрона физики выбрали за единицу измерения зарядов самых мелких частиц (кроме электронов, существуют еще и другие заряженные частицы). Значит, заряд электрона равен -1. Это частицу обозначают так: .

Ядро атома заряжено положительно. Заряд ядра и всех электронов атома одинаковые по величине, но противоположны по знаку. Поэтому атом является электронейтральным. Если заряд ядра атома составляет +1, то такой атом содержит один электрон, если +2 - два электроны и т.д.

Ионы

Некоторые атомы при определенных условиях могут терять один или несколько своих электронов. В этом случае атом превращается в положительно заряженную частицу. Другие атомы присоединяют дополнительные электроны и превращаются в частицы с отрицательным зарядом. Такие заряженные частицы называют ионами. Если атом теряет один электрон, то образуется ион с зарядом +1, а если присоединяет два электрона, то заряд -2. Из противоположно заряженных ионов состоит значительное количество веществ, в том числе кухонная соль.

Химические элементы

Атомы различают по величине заряда их ядер.

Вид атомов с определенным зарядом ядра называют химическим элементом.

Атомы с зарядом ядра +1 принадлежат одному химическому элементу, с зарядом +2 - другому элементу и т.д.

Понятие "химический элемент" используют для классификации атомов. С подобной целью, например, введены сорта фруктов, овощей, цветов и т.п. Нужно помнить: химический элемент - не частица и не вещество (точно так же сорт яблок - это не яблоко). Он не имеет агрегатного состояния, плотности, температур плавления и кипения, других физических свойств.

В настоящее время известно 118 химических элементов. Заряды ядер их атомов составляют от +1 до +118. 

Почти 90 элементов существуют в природе, а остальные (преимущественно с наибольшими зарядами атомных ядер) - искусственные элементы. Их атомы получают ученые на уникальном оборудовании. Ядра таких атомов нестойкие и распадаются.

Названия химических элементов

Каждый элемент имеет название. Современные названия почти всех химических элементов происходят от латинских названий (табл. 1); их всегда пишут с большой буквы. Названия элементов используют и для соответствующих атомов.

Названия химических элементов имеют разное происхождение. Одни связаны со свойствами (цветом, запахом) или названиями веществ, другие - с названиями планет, стран и т.п. Несколько элементов названы в честь известных ученых. Среди этих элементов - Менделевий, Эйнштейний, Коперниций. Происхождение некоторых названий неизвестно, поскольку они образовались очень давно.

Таблица 1

Название и символы некоторых химических элементов

Символы химических элементов

Кроме названия, каждый химический элемент имеет еще и сокращенное обозначение - символ, или знак. В наше время используют символы элементов, большинство из которых предложено почти 200 лет назад шведским химиком Е.-Я. Берцелиусом. Они состоят из одной латинской буквы (первой в латинских названиях элементов) или двух. В таблице 1 такие буквы выделены курсивом.

Произношение символов почти всех химических элементов совпадает с их названиями.

Например, символ элемента Йода I читается как "йод", а не "и", а элемента Железа Fe - "железо", а не "фе". Все исключения собрано в таблице 1.

В некоторых случаях используют общее обозначение химического элемента - Е.

Символы и названия химических элементов содержатся в периодической системе.

Решение задач на тему: Законы химии

Задача №1

Сколько молей составляют и сколько молекул содержат 22 г углекислого газа?

Решение. Число молей углекислого газа v легко рассчитать по формуле v = m/М, где т — масса вещества, г; М — молярная масса, г/моль.

Отсюда v = 22 г/44 г/моль = 0,5 моль. Число молекул получим умножением числа молей на постоянную Авогадро:

Ответ. 0,5 моль; молекул.

Задача №2

Рассчитайте, каковы массы, г: а) одной молекулы озона; б) двух атомов аргона.

Решение. а) молекул (1 моль) имеют массу 48 г.

Одна молекула имеет массу х г:

б) атомов аргона (1 моль) имеют массу 40 г.

Два атома имеют массу г:

Ответ. 

Задача №3

Какой объем при нормальных условиях (н. у.) занимают 1,5 моль метана?

Решение. Одним из следствий закона Авогадро оказывается простая и очень важная формула, применимая при н. у.:

где V — объем, занимаемый газом при н. у.

Отсюда

Ответ. 33,6 л.

Задача №4

Рассчитайте среднюю молярную массу воздуха, имеющего следующий объемный состав: 21% 78% 0,5% и 0,5%

Решение. Так как объемы газов пропорциональны их количествам (закон Авогадро), то среднюю молярную массу смеси можно выражать как через моли, так и через объемы:

Возьмем 1 моль воздуха, тогда = 0,21 моль,  = 0,78 моль, = 0,005 моль и = 0,005 моль. Подставляя эти значения в формулу (**), получаем = (0,21 • 32 + 0,78 28 + 0,005 • 40 + 0,005 • 44)/(0,21 + 0,78 + 0,005 + 0,005) = 28,98 г/моль 29 г/моль.

Именно поэтому в многочисленных расчетных задачах, связанных с относительной плотностью газов по воздуху всегда подразумевается средняя молярная масса воздуха, равная 29 г/моль.

Ответ.  = 29 г/моль.

Задача №5

Определите формулу химического соединения, если массовые доли (%) составляющих его элементов равны: Н — 1,59, N — 22,22, О — 76,19.

Решение. 1-й способ. Формула соединения в общем виде может быть записана как  Для решения задачи необходимо определить значения х, у и z. Для этого следует разделить массовую долю каждого элемента на его относительную атомную массу и найти соотношение между числами атомов Н, N и О в молекуле:

Наименьшее из чисел (1,59) принимаем за единицу и находим отношение:

Оно означает, что в молекуле химического соединения на один атом Водорода приходится один атом Азота и три атома кислорода; следовательно, формула искомого соединения —

2-й способ. Допустим, что в 1 моль искомого соединения содержится 1 моль атомов Водорода, масса которого 1 г. Тогда, зная массовое отношение элементов в соединении, можно рассчитать, сколько граммов азота и кислорода приходится на 1 моль водорода.

Расчет для азота: 1 г водорода составляет 1,59%. Следовательно, на 1% приходится в 1,59 раза меньше граммов водорода, т. е. 1/1,59 г, тогда на 22,22% азота приходится масса больше в 22,22 раза:

Расчет для кислорода:

Таким образом, на 1 моль кислорода приходится 1 моль азота и 3 моль кислорода, а поскольку число атомов в моле любого элемента одинаково (и равно — числу Авогадро), следовательно, формула искомого соединения —

Ответ. Формула соединения —

Задача №6

Массовая доля фосфора в одном из его оксидов равна 43,7%. Плотность паров этого вещества по воздуху равна 9,8. Установите молекулярную формулу оксида.

Решение. 1-й способ. Действуя так же, как и в предыдущей задаче, можно найти относительные количества элементов и определить простейшую формулу оксида:

Простейшая формула оксида — Молярная масса оксида равна = 9,8 • 29 = 284 г/моль. Простейшей формуле соответствует молярная масса 2 • 31 + 5 • 16 = 142 г/моль. Следовательно, истинная формула оксида равна простейшей формуле, умноженной на 2, т. е.

2-й способ. Возьмем 1 моль оксида, масса которого равна 9,8 • 29 = 284 г, и найдем число молей фосфора и кислорода:

В 1 моль оксида фосфора содержится 4 моль фосфора и 10 моль кислорода. Это означает, что формула оксида —

Ответ.

Задача №7

Имеется два сосуда, заполненных смесями газов: а) ; б) Как изменится давление в сосудах при пропускании через эти смеси электрической искры?

Решение. При пропускании искры газы реагируют по уравнениям:

Из уравнения (1) видно, что 1 моль водорода и 1 моль хлора образуют 2 моль хлороводорода. Следовательно, количество вещества (в молях) газа после реакции (1) остается без изменения, объем газовой смеси также не меняется, поэтому и давление в сосуде не изменится.

Количество вещества газа после окончания реакции (2) уменьшается в 1,5 раза; следовательно, уменьшается и давление. В условии задачи намеренно не оговорено, приводится ли смесь к нормальным условиям или нет. Для ответа на поставленный вопрос это несущественно: допустим, что смесь останется при высокой температуре, тогда образовавшаяся вода будет находиться в парообразном состоянии и давление после реакции уменьшится для стехиометрической смеси в 1,5 раза; если же смесь будет приведена к нормальным условиям, давление еще более уменьшится за счет конденсации воды.

Ответ. а) Давление не изменится; б) давление уменьшится.

Задача №8

При нормальных условиях 12 л газовой смеси, состоящей из аммиака и оксида углерода (IV), имеют массу 18 г. Сколько литров каждого из газов содержит смесь?

Решение. Пусть

Массы газов равны:

Составим систему уравнений:

Решая систему, находим: х = 4,62 л, у = 7,38 л.

Ответ. 4,62 л 7,38 л

Задача №9

Сколько граммов воды образуется при реакции 4 г водорода с 48 г кислорода?

Решение. Запишем уравнение реакции:

В том случае, если количества реагирующих веществ не соответствуют отношению стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции, расчет необходимо проводить по тому веществу, которое находится в недостатке и первым заканчивается в результате реакции. При определении «избытка-недостатка» необходимо учитывать коэффициенты в уравнении реакции.

Найдем количества исходных веществ: = 4,0/2 = 2,0 моль, = 48/32 = 1,5 моль. Хотя количество водорода больше, чем кислорода, тем не менее водород находится в относительном недостатке, так как для реакции с 1,5 моль кислорода необходимо 1,5-2 = 3,0 моль водорода, а у нас есть всего лишь 2 моль. Таким образом, расчет количества воды в данном случае надо вести по водороду:  = 2,0 моль; = 2,0 • 18 = 36 г.

Ответ. 36 г

Задача №10

При взаимодействии 0,91 г некоторого металла с раствором соляной кислоты выделилось 0,314 л водорода. Определите этот металл.

Решение. Для решения удобно воспользоваться законом эквивалентов: элементы соединяются друг с другом и замещают один другого в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Согласно закону эквивалентов можно записать

где — масса металла и масса замещенного водорода соответственно; — эквиваленты металла и водорода соответственно. Учитывая условия задачи, запишем

Эквивалент элемента Э, валентность элемента В и его атомная масса связаны между собой соотношением Э = А/В. Предположим, что валентность искомого металла равна 1, тогда его атомная масса равна А = 32,5. Металла с такой атомной массой не существует. Предполагая последовательно, что валентность металла равна 2, 3 и т. д., находим, что искомым металлом является цинк с атомной массой А = 65, который является двухвалентным.

Заметим, что если бы в условии задачи было указано, что металл является двухвалентным в образуемом соединении, то задачу можно решить и другим, более «традиционным» способом. Для этого нужно записать уравнение реакции между искомым металлом и кислотой

По условию задачи,

отсюда = 65.

Ответ. Цинк.

Периодическая система химических элементов

В 1869 г. российский химик Д. И. Менделеев предложил таблицу, в которой разместил в определенной последовательности известные в том время 63 элемента. Её назвали периодической системой химических элементов. Есть два современных варианта периодической системы - короткий и длинный.

В обоих вариантах периодической системы есть горизонтальные фрагменты, которые называют периодами, и вертикальные фрагменты - группы. Пересекаясь, они образуют клетки, где содержится наиважнейшая информация про химические элементы.

Период состоит из одного или двух смежных рядов, а группа - из одного (в коротком варианте периодической системы) или двух отдельных столбцов (в длинном варианте). Номера периодов указывают арабскими цифрами, номера групп - римскими цифрами.

Каждая группа в периодической системе делится на две подгруппы - a и b, которые в длинном варианте отделены друг от друга. Основания деления групп химических элементов на подгруппы скрываются в строении атомов.

Каждая клетка периодической системы пронумерована. В ней содержатся символ химического элемента и его название (рис. 41).

Рис. 41. Клетка периодической системы.

Номер клетки является порядковым (атомным) номером размещенного в ней элемента. Его общее обозначение - Z. Выражение "порядковый номер элемента Неона - 10" сокращенно записывают так: Z(Ne) = 10. Порядковый номер элемента совпадает с величиной заряда ядра его атома и количеством электронов в нём. В периодической системе все химические элементы размещены по возрастанию зарядов ядер атомов.

Значит, из периодической системы можно получить такие сведения о химическом элементе:

• символ;
• название;
• порядковый номер;
• заряд ядра атома;
• количество электронов в атоме;
• номер периода, в котором находится элемент;
• номер группы, в которой он содержится.

Для придания компактности периодической системе химические элементы №58-71 и 90-103 размещены за пределами ее основного поля под общими названиями "Лантаноиды" и "Актиноиды".

Периодическая система химических элементов в большом формате есть в школьном химическом кабинете. Её можно увидеть в научных лабораториях, в также в аудиториях, где студенты слушают лекции по химии. Периодическую систему используют при выполнении упражнений, решении задач.

Выводы:

• Атом - электронейтральная частица, которая состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
• Вид атомов с определенным зарядом ядра называют химическим элементом. Каждый элемент имеет название и символ.
• В данное время известно 118 химических элементов; почти 90 из них существуют в природе.
• Самые важные сведения про химические элементы содержатся в периодической системе. 

Распространенность химических элементов

Вам уже известно, что в природе найдено почти 90 элементов. Они отличаются по распространенности: одни попадаются "на каждом шагу", другие - очень редко. Распределение элементов на Земле изучает наука геохимия. Значительный вклад в её развитие сделал известный ученый В. И. Вернадский.

В атмосфере, гидросфере, литосфере, живых организмах химические элементы распространены неодинаково. Распространенность элемента в определенной среде оценивают, сравнивая количество его атомов с количеством атомов других элементов.

Химические элементы в атмосфере и гидросфере

Атмосфера Земли почти полностью состоит из двух газов - азота и кислорода. Молекул азота в воздухе в четыре раза больше, чем молекул кислорода . Значит, первое место по распространенности в атмосфере занимает элемент Азот, а второе - Кислород. 

Гидросфера - это реки, озера, моря, океаны, в которых растворены незначительные количества твердых веществ и газов. Учитывая состав молекулы воды , легко прийти к выводу, что в гидросфере больше всего атомов Водорода, а на втором месте по распространенности - Кислород.

Химические элементы в литосфере

Литосфера, или земная кора, - твердый поверхностный слой Земли. В нем содержится много элементов (рис. 42).

Рис. 42. Распространенность элементов в земной коре (в процентах от общего количества атомов)

Самыми распространенными являются Кислород (58% всех атомов), Кремний (19,6%) и Алюминий (6,4%). Это три элемента являются составляющими глины, содержатся в грунте, многочисленных минералах и горных породах. Из атомов Кремния и Кислорода состоит песок. 

Химические элементы во вселенной

Результаты анализов образцов лунного грунта, метеоритов, спектральных исследований планет, звезд свидетельствуют о универсальности состава Вселенной. В ней есть элементы, которые попадаются и на Земле, но в ограниченном "ассортименте".

Наиболее распространены во Вселенной два элемента, который имеют наименьшие и наипростейшие по составу атомы - Водород и Гелий. Ученые утверждают, что количество атомов Водорода составляет почти 90% от всех атомов в космическом пространстве, а Гелий по распространенности занимает второе место. Атомов остальных элементов - только 0,1%.

Химические элементы в живых организмах

Подсчитано, что в среднем 80% от массы всех растений приходится на воду. В организмах животных и растений это вещество также преобладает. Итак, самым распространенным элементом в живой природе, как и в гидросфере, является Водород.

Организм человека требует больше 20 химических элементов. Их называют биоэлементами (рис. 43). Они содержатся в воде, многих веществах, которые попадают в организм вместе с едой. Кислород также поступает с кислородом при дыхании. Углерод, Кислород, Водород, Азот, Сера присутствуют в белках, других веществах, из которых состоит наш организм. Калий и Натрий содержатся в крови, клеточных жидкостях, а Кислород, Фосфор и Кальций - в костной ткани. Важными для человека элементами являются Железо, Фтор, Йод. Недостаток Железа в организме приводит к малокровию, Фтора - влечет кариес, а Йода - замедление умственного развития ребенка.

 

Рис. 43. Химические элементы в организме человека (в процентах от общего количества атомов)

Растением необходимо немного меньше элементов. Самые важные среди них - Углерод, Кислород, Водород, Азот, Фосфор, Калий, Магний, Сера. Они поступают в растения из воздуха и грунта с углекислым газом, водой, растворенными в ней веществами. 

Вывод:

• На нашей планете существует почти 90 химических элементов. Они имеют разную распространенность. Азот наиболее распространен в атмосфере, Кислород - в литосфере, Водород - в гидросфере, живых организмах.
• Во Вселенной существуют те же элементы, что и на Земле. Самыми распространенными являются Водород и Гелий.
• Некоторые элементы жизненно необходимы для растений, организмов животных и человека; их называют биоэлементами.

Масса атома. Относительная атомная масса

Важной характеристикой атома является его масса. Почти вся она сосредоточена в ядре. Электроны имеют настолько малую массу, что ею обычно пренебрегают. 

Взвешивать атомы на весах невозможно, поскольку они являются очень мелкими частицами. Их массы были определены при помощи расчетов. 

Масса атома Урана, самого тяжелого среди всех атомов, которые попадаются на Земле, составляет примерно

Записывать и читать это число непросто; можно ошибиться, пропустив ноль или добавив лишний. Существует другой способ его записи - в виде произведения:  (22 - количество цифр после запятой).

Более точное значение массы атома Урана составляет г, а атома Водорода, самого легкого среди атомов, -  г. 

Оперировать такими числами неудобно. Поэтому вместо "обычных", абсолютных масс атомов используют относительные массы.

Относительная атомная масса

Чтобы составить представление о массе любого атома, ее сравнивают с массой другого атома. Раньше для сравнения брали самый легкий атом - атом Водорода. Теперь массы атомов сопоставляют с 1/12 массы атома Углерода (он почти в 12 раз тяжелее, чем атом Водорода). Эту маленькую массу названо атомной единицей массы (сокращенно - а.е.м.):

Масса атома Водорода, которая указана выше, почти совпадает с атомной единицей массы, а масса атома Урана больше неё в 238 раз:

Число, которое получают делением массы атома элемента на 1/12 массы атома Углерода, называют относительной атомной массой элемента. Эту величину обозначают :

Индексом возле буквы А является первая буква в латинском слове relativus - относительный.

Относительная атомная масса показывает, во сколько раз масса атома больше, чем 1/12 масса атома Углерода.

Относительная атомная масса не имеет размерности. Первую таблицу относительных атомных масс составил в начале XIX века английский ученый Дж. Дальтон.

На основании изложенного материала можно прийти к таким выводам:

• относительные атомные массы пропорциональны массам атомов;
• соотношение масс атомов такие же, как и относительных атомных масс.

Значения относительных атомных масс химических элементов записаны в клетках короткого варианта периодической системы. Они определены с очень высокой точностью; соответствующие числа в большинстве своем пяти- или шестизначные (рис. 44) 

 

Рис. 44. Клетка элемента Урана

Для проведения химических расчетов значения относительных атомных масс округляют до целых чисел. Так, для Водорода и Урана:

Значение относительной атомной массы Хлора принято округлять до десятых:

Обратите внимание: почти все химические элементы размещены в периодической системе по увеличению атомных масс.

Выводы:

• Атомы имеют чрезвычайно малую массу. Для сравнения их масс и различных вычислений используют относительные массы атомов.
• Относительная атомная масса является отношением массы атома к  атома Углерода.
• Значения относительных атомных масс химических элементов содержатся в периодической системе.

Простые вещества. Металлы и неметаллы

Простые вещества: Атомы способные соединяться с такими же или другими атомами. Это обуславливает большое разнообразие в мире веществ.

Вещество, образованное одним химическим элементом, называют простым веществом. 

Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Такую классификацию предложил в конце XVIII в. выдающийся французский ученый. А.-Л. Лавуазье.

Металлы

Каждый из нас, не колеблясь, сможет назвать несколько металлов. Они отличаются от остальных веществ особенным "металлическим" блеском (рис. 45) и имеют много других общих свойств. При обычных условиях металлы являются твердыми веществами (только ртуть - жидкость), хорошо проводят электрический ток и теплоту, плавятся в большинстве своем при достаточно высоких температурах (свыше 500). Они пластичные; их можно ковать, вытягивать из них проволоку.

Рис. 45. Металлы

Благодаря своим свойствам металлы играют очень важную роль в жизни людей, о чем свидетельствуют даже названия исторических эпох: медный век, бронзовый век, железный век.

Схожесть металлов обусловлена их внутренним строением. Все они состоят из атомов, которые размещены очень плотно. Часть электронов постоянно переходит от одних атомов к другим. Благодаря этим электронам металлы проводят электрический ток, способны быстро нагреваться и охлаждаться.

Неметаллы

Простых веществ этого типа значительно меньше. К неметаллам принадлежат азот, кислород, графит, алмаз, сера, йод и др. (рис. 46).

Неметаллы отличаются от металлов прежде всего отсутствием металлического блеска.

Рис. 46. Неметаллы

Только графит, йод, кристаллические бор и кремний имеют такой блеск. Неметаллы не проводят электрический ток (исключение - графит). При обычных условиях часть неметаллов находится в газообразном состоянии (ни одного металла-газа не существует), другие являются твердыми веществами и только бром - жидкостью.

Между собой неметаллы существенно отличаются.

Часть неметаллов состоит из атомов. В алмазе, графите, боре, кремнии, красном фосфоре все атомы соединены друг с другом, а в инертных газах - гелии, неоне, аргоне, криптоне и радоне - они рассоединены. 

Другие неметаллы образованы молекулами. Атомы в каждой молекуле крепко соединены между собой, а молекулы только слабо притягиваются друг к другу. Поэтому вещества молекулярного строения имеют невысокие температуры плавления и кипения. 

Из молекул состоят простые вещества Кислорода - кислород и озон. Молекула кислорода содержит два атома, а молекула озона - три (рис. 47).

Рис. 47. Модели молекул: а - кислорода, б - озона

Не только Кислород, но и немало других элементов образуют по два и больше простых вещества. Поэтому простых веществ существует больше, чем химических элементов.

Названия простых веществ

Большинство простых веществ называют так, как и соответствующие химические элементы. Если названия разные, то оба присутствуют в клетке периодической системы; название простого вещества содержится под названием элемента (рис. 48).

Рис. 48. Клетка периодической системы.

Названия простых веществ в середине предложения записывают с прописной буквы; они не являются именами собственными. Пример такого предложения: "Неметалл бор состоит из атомов элемента Бора".

Металлические и неметаллические элементы

Химические элементы, от которых происходят металлы, называют металлическими, а те, которые образуют неметаллы, - неметаллическими. В длинном варианте периодической системы они разграничены диагональной ломанной линией. Металлические элементы размещены слева от нее; их значительно больше, чем неметаллических элементов. 

Элементы Германий, Сурьма, Полоний образуют простые вещества, по некоторым свойствам подобные металлам, а по другим - неметаллам.

Выводы:

• Каждое простое вещество образовано одним элементом.
• Простые вещества делят на металлы и неметаллы, а химические элементы - на металлические и неметаллические. 
• Металлы имеют подобное внутреннее строение и поэтому проявляют немало общих свойств.
• Неметаллы состоят из атомов или молекул и по свойствам отличаются от металлов, а нередко и друг от друга.

Решение задач на тему: Свойства s-металлов и их соединений

Задача №11

При взаимодействии 10,96 г металла с водой выделилось 1,792 л водорода. Определите этот металл, если он в своих соединениях двухвалентен.

Решение. Поскольку металл двухвалентен, его реакция с водой описывается уравнением

Согласно уравнению, v(Me) = = 1,792/22,4 = 0,08 моль. Отсюда атомная масса металла равна А(Ме) = m/v = 10,96/0,08 = 137 г/моль. Этот металл — барий. Ответ. Барий.

Задача №12

Как можно установить, что при горении металлического калия образуется не оксид, а пероксид?

Решение. Пероксид калия, в отличие от оксида, — сильный окислитель. Он окисляет иодиды в кислой среде до йода:

Оксид калия реагирует не с KI, а с :

Задача №13

Напишите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения:

Решение. Натрий образуется при электролизе расплава хлорида натрия:

Натрий реагирует с водородом:

Гидрид натрия полностью гидролизуется под действием воды:

При пропускании избытка сернистого газа через раствор гидроксида натрия образуется гидросульфит натрия:

Задача №14

При действии избытка углекислого газа на 32,9 г неизвестного соединения металла с кислородом образовалось твердое вещество А, и выделился газ В. Вещество А растворили в воде и добавили избыток раствора нитрата бария, при этом выпало 27,58 г осадка. Газ В пропустили через трубку с раскаленной медью, и масса трубки увеличилась на 6,72 г. Установите формулу исходного соединения.

Решение. Из условия задачи ясно, что после пропускания над кислородным соединением металла образовался карбонат металла, причем щелочного (поскольку карбонаты только щелочных металлов достаточно хорошо растворимы в воде), и выделился кислород. Пусть формула исходного соединения — . Уравнения реакций:

Увеличение массы трубки с нагретой медью равно массе прореагировавшего по последней реакции кислорода, поэтому = 6,72/32 = 0,21 моль.

По второй реакции, = 27,58/197 = 0,14 моль = ; следовательно, v(Me) = = 0,28 моль. Отношение коэффициентов в уравнении реакции равно отношению количеств веществ (в молях), поэтому из первого уравнения следует, что х/(у - 0,5л) = 0,14/0,21, откуда получаем, что х : у = 1:2. Поэтому можно заключить, что простейшая формула кислородного соединения —

Так как = v(Me) = 0,28 моль, то молярная масса кислородного соединения равна = 39,2/0,28 = 117,5 г/моль, а атомная масса металла М(Ме) = 117,5 - 32 = 85,5 г/моль. Этот металл — рубидий Rb. Искомая формула — .

Ответ. .

Задача №15

Напишите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения:

Решение. Магний растворяется в разбавленной серной кислоте:

Сульфат магния вступает в обменную реакцию в водном растворе с нитратом бария:

При сильном прокаливании нитрат магния разлагается:

Оксид магния — типичный основный оксид. Он растворяется в уксусной кислоте:

Задача №16

Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме (каждая стрелка обозначает одно уравнение реакции):

Определите неизвестные вещества.

Решение. Оксид кальция может образоваться при разложении кислородсодержащих солей кальция, например карбоната и нитрата, поэтому . Карбонат кальция образуется при нейтрализации гидрокарбоната кальция щелочью:

Нитрат кальция получается при действии азотной кислоты на карбонат и гидрокарбонат кальция:

Термическое разложение карбоната и нитрата кальция протекает по уравнениям

Карбонат кальция нерастворим в воде, поэтому его можно получить из нитрата кальция по обменной реакции с растворимым карбонатом:

Ответ.

Задача №17

Смешали 1 моль оксида кальция, 2 моль карбида кальция и 3 моль фосфида кальция. Какой объем воды может вступить в реакцию с 16 г такой смеси? Сколько граммов гидроксида кальция при этом образуется?

Решение. Пусть в смеси содержится х моль СаО, тогда . Общая масса смеси равна т = m(CaO) + = 56x + 64 • 2х + 182 • Зх = 730х = 15г, откуда х = 0,0219 моль.

При действии воды на смесь происходят реакции:

В первую реакцию вступает х моль воды, во вторую — 4х моль, в третью — 18x моль, всего 23x моль воды. В первой реакции образуется х моль , во второй — 2х моль, в третьей — 9х моль, всего — 12х моль .

Ответ:

Задача №18

Объясните, почему при практическом осуществлении электролиза раствора хлорида натрия объем водорода, выделяющегося на катоде, больше объема хлора, выделяющегося на аноде (объемы газов измеряют при одинаковых условиях).

Решение. При электролизе раствора хлорида натрия на электродах протекают следующие процессы:

В растворе в ходе электролиза появляются ионы ОН^-. Если бы катодное и анодное пространства были изолированы друг от друга, то объем водорода, выделяющегося на катоде, был бы равен объему хлора, выделяющегося на аноде, однако образующийся хлор может взаимодействовать со щелочью:

В результате объем получаемого водорода оказывается больше, чем объем хлора, выделяющегося из раствора.

Сложные вещества 

Соединение атомов разных химических элементов порождает чрезвычайно большое количество соответствующих веществ, в десятки тысяч раз большее, чем простых веществ.

Вещество, образованное двумя или большим количеством элементов, называют сложным веществом, или химическим соединением.

Большинство сложных веществ имеют молекулярное строение. Поэтому температуры их плавления и кипения невысокие. Часть таких веществ имеет запах. 

Молекулярным веществом является вода. Её молекула состоит из двух атомов Водорода и одного атома Кислорода. Молекулярное строение имеют угарный и углекислый газы (оба образованы Углеродом и Кислородом), сахар, этиловый спирт, уксусная кислота (образованы Углеродом, Водородом и Кислородом) и др. Количество атомов в молекулах сложных веществ может быть разным - от двух до сотен и даже тысяч.

Некоторые соединения имеют атомное строение. Одни из них является минерал кварц - главная составляющая песка. В нём содержатся соединенные между собой атомы Кремния и Кислорода (рис. 49). 

Рис. 49. Модель строения кварца.

Существуют также сложные вещества, образованные ионами. Это - кухонная соль, мел, пищевая и кальцинированная сода, известь, гипс и много других. 

Кристаллы кухонной соли состоят из положительно заряженных ионов Натрия и отрицательно заряженных ионов Хлора (рис. 50). 

Рис. 50. Модель строения кухонной соли.

Названия сложных веществ

В этой и предыдущих лекциях мы приводили традиционные, технические или бытовые названия сложных веществ - мел, кварц, пищевая сода и т.п. Кроме них, используют и химические названия. Например, химическое название кухонной соли - хлорид натрия . В ней первое слово является названием одного из двух элементов, которыми образовано вещество (его пишут со строчной буквы), а второе происходит от названия другого элемента.

Органические и неорганические вещества

На уроках природоведения вы узнали, что вещества делят на органические и неорганические. Раньше органическими веществами называли те, которые содержатся в живых организмах. Это белки, жиры, сахар, крахмал, витамины, соединения, которые обуславливают цвет, запах, вкус овощей и фруктов. Со временем ученые обнаружили вещества, которые можно добыть только в химической лаборатории. Среди них - фармацевтические препараты, синтетические красители, полимеры. Теперь к органическим веществам относят почти все соединения Углерода (за исключением угарного и углекислого газов, мела, пищевой и кальцинированной соды, некоторых других соединений).

К неорганическим соединениям принадлежат остальные сложные вещества, а также все простые. Неорганические вещества, как и органические, распространены в природе. Они содержатся в грунте, минералах, горных породах, воздухе, природной воде. Некоторые из них есть в живых организмах.

Материал лекции обобщает схема 4, которая иллюстрирует многообразие веществ.

Схема 4

Выводы:

Сложные вещества (химические соединения) образованы двумя и большим количеством химических элементов. Многие сложные вещества имеют молекулярное строение, некоторые состоят из соединенных между собой атомов. Различают органические и неорганические вещества. К органическим соединениям принадлежат почти все соединения Углерода, а к неорганическим - остальные соединения и простые вещества.

Химические формулы

Каждое вещество имеет название. Но по названию нельзя определить, например, сколько и каких атомов содержится в молекуле вещества. Ответы на этот и другие вопросы дает особая запись - химическая формула.

Химическая формула - это обозначение атома, молекулы, вещества при помощи символов химических элементов и индексов.

Химической формулой атома является символ соответствующего элемента. Например, атом Алюминия обозначают атом , атом Кремния - символом . Такие формулы имеют и простые вещества этих элементов (они состоят из атомов) - металл алюминий, неметалл кремний. 

Химическая формула молекулы простого вещества содержит символ элемента и нижний индекс - маленькую цифру, записанную ниже и справа от символа. Индекс указывает на количество атомов элемента в молекуле.

Молекула кислорода состоит из двух атомов Кислорода. Ее химическая формула - . Эту формулу читают, произнося сначала символ элемента, а потом индекс: "о-два". Формулой  обозначают не только молекулу, но и вещество кислород.

Их двухатомных молекул состоят также простые вещества Водорода, Азота, Фтора, Хлора, Брома, Йода. В озоне содержатся трёхатомные молекулы, в белом фосфоре - четырехатомные, в сере - восьмиатомные.

В формуле молекулы сложного вещества записывают символы элементов, атомы которых содержатся в нем, а также индексы. Молекула углекислого газа состоит из одного атома Углерода и двух атомов Кислорода. Её химическая формула - ("цэ-о-два"). Запомните: если молекула содержит один атом элемента, то соответствующий индекс, то есть 1, в химической формуле не пишут. Формула молекулы углекислого газа также является формулой самого вещества. 

Некоторые химические формулы содержат круглые скобки. Индекс после скобок указывает на количество групп атомов, которые записаны в них. Так, в формуле есть две группы атомов  , а в формуле - три группы атомов . Первую формулу читают "кальций-о-аш-дважды" (но не "кальций-о-аш-два"), а вторую - "алюминий-эн-о-три-трижды".

Иногда в химических формула вместо символов элементов записывают "посторонние" буквы, а также буквы-индексы. Такие формулы называют общими. Примеры формул этого типа: . Первой формулой обозначают группу соединений элементов с Хлором, вторая является общей для соединений элементов с Кислородом, а третью используют, если химическая формула соединения Углерода с Водородом неизвестна или ее необходимо определить. В некоторых коротких вариантах периодической системы содержатся дополнительные строчки с общими формулами соединений элементов с Водородом (например, ) и Кислородом ( и т.п.).

Для обозначения, например, двух отдельных атомов Алюминия или трёх молекул углекислого газа, используют записи . Цифру перед химической формулой называют коэффициентом. Коэффициент 1, как и индекс 1, не пишут.

Качественный и количественный состав вещества

Вы уже знаете, что химическая формула содержит информацию про состав молекулы, а значит, и соответствующего вещества. Характеризуя качественный состав молекулы (вещества), называют элементы, которыми она образована, а характеризуя количественный состав, указывают:

• количество атомов каждого элемента в молекуле;
• соотношение атомов разных элементов в молекуле (веществе).

Задача №19

Описать состав мочевины (азотное удобрение, молекулярное вещество).

Решение

Мочевина образована четырьмя элементами - Углеродом, Кислородом, Азотом и Водородом (это качественный состав). Молекула соединения содержит по одному атому Углерода и Кислорода, два атома Азота и четыре атома Водорода; их соотношение в молекуле и самом веществе - 

= 1 : 1 : 2 : 4 (количественный состав).

(Буквой N обозначают количество частиц атомов, молекул и др.)

Выводы:

• Химическая формула - запись атома, молекулы, вещества при помощи символов химических элементов и индексов. Количество атомов каждого элемента указывают в формуле при помощи нижнего индекса.
• Химическая формула отражает качественный и количественный состав молекулы, вещества. 

Валентность химических элементов

Числовые индексы в химических формулах указывают на то, что атомы соединяются друг с другом не произвольно, а в определенных соотношениях. 

Способность атома соединяться с определенным количеством таких же или других атомов называют валентностью.

Валентность является важной характеристикой атома; она имеет количественную характеристику. 

Атом Водорода всегда соединяется с одним атомом. Если с таким же, то образуется молекула водорода , а если с другими - образуются молекулы фтороводорода , воды :

Водород - одновалентный элемент.

В молекуле фтороводорода  атом Фтора соединен с одним атомом Водорода. Проанализировав количественный состав других соединений Фтора, легко прийти к выводу, что этот элемент, как и Водород, является одновалентным.

атом Кислорода "удерживает" в молекуле воды  два атома Водорода. Кислород - двухвалентный элемент. такую валентность Кислород проявляет всегда - и в молекуле простого вещества , и в молекулах сложных веществ. 

Значения валентности элемента при необходимости указывают римской цифрой над его символом в химической формуле: . В математических расчетах и в тексте для этого применяют арабские цифры. Пример соответствующего предложения: "Значение валентности Кислорода равно 2".

Сведения о валентности элементов в веществе можно подать другим способом. Сначала записывают на определенном расстоянии друг от друга символы каждого атома, которые входят в состав молекулы. Потом одновалентный атом соединяют с другим одной черточкой, от двухвалентного атома проводят две черточки и т.д.:

Такие формулы называют графическими. Они показывают, как атомы соединены в молекулах.

Молекула простого вещества водорода имеет графическую формулу . Аналогичными являются графические формулы молекул фтора, хлора, брома, йода. Графическая формула молекулы кислорода , а молекулы азота .

Составляя графические формулы для молекул сложных веществ, нужно учитывать, что в них атомы одного элемента зачастую не связаны между собой.

Вы только что узнали, что Водород и Фтор всегда одновалентные, а Кислород - двухвалентный. Другие элементы с постоянной валентность находятся в I-III группах периодической системы, причем значения валентности каждого элемента совпадает с номером группы. Так, элемент I группы Литий одновалентный, элемент II группы Магний двухвалентный, а элемент III группы Бор трехвалентный. Исключениями являются элементы I группы Медь (значения валентности - 1 и 2) и Золото (1 и 3). 

Большинство химических элементов имеют переменную валентность (табл. 2)

Таблица 2

Значения валентности некоторых химических элементов

Максимальное значение валентности химических элементов равно 8.

Определение валентности элементов в бинарном соединении по ее химической формуле

 Бинарным называют соединение, образованное двумя элементами. Значение валентности элемента в соединении выясняют в том случае, если он имеет переменную валентность. Покажем, как выполняют такое задание.

Найдем валентность Йода в соединении с Кислородом, формула которого - .

Вы знаете, что Кислород - двухвалентный элемент. Запишем значения его валентности над символом элемента в химическом соединении: . На 5 атомов Кислорода приходится единиц валентности. Их "распределяем" между двумя атомами Йода (). Значит, Йод в соединении пятивалентный: .

Составление химических формул бинарных соединений по валентности элементов

Выполним задание, противоположное предыдущему, - составим химическую формулу соединения Серы с Кислородом, в котором сера шестивалентная.

Сначала запишем символы элементов, которыми образовано вещество и укажем над ними значение валентности элементов: . Потом находим наименьшее число, которое делится без остатка на оба значения валентности, - наименьшее общее кратное. Это число 6. Делим его на значение валентности каждого элемента и получаем соответствующие индексы в химической формуле соединения: .

Для проверки правильности химической формулы пользуются правилом: произведения значения валентности каждого элемента на количество его атомов в формуле бинарного соединения одинаковы. Убедимся в этом: .

Составляя формулы бинарных соединений, сначала записывают символы металлических элементов, а потом - неметаллических. Если соединение образовано только неметаллическими элементами и среди них есть Кислород или Фтор, то эти два элемента записывают последними.

В формуле Водорода с неметаллическим элементом VI или VII группы первым записывают Водород ( ), а для других аналогичных соединений этого элемента применяют противоположный порядок записи элементов ( ).

Химические формулы соединений, образованных тремя и больше элементами, составляют по другим алгоритмам.

Выводы:

• Валентность - это способность атома соединяться с определенным количеством таких же или других атомов.
• Существуют элементы с постоянной и переменной валентностью. Водород, Фтор всегда одновалентны, кислород - двухвалентный.
• Значения валентности элементов отражается соответствующим количеством черточек возле атомов.
• В химической формуле бинарного соединения произведения значения валентности каждого элемента на количество его атомов одинаковы.

Относительная молекулярная масса

Массы молекул, как и атомов, чрезвычайно малы. Поэтому в химии используют относительные массы молекул. Их называют относительными молекулярными массами.

Относительная молекулярная масса - это отношение массы молекулы к 1/12 массы атома Углерода.

Обозначение относительной молекулярной массы - . Эта величина, как и относительная атомная масса, не имеет размерности. Математическая формула для ее вычисления имеет такой вид:

Определим относительную молекулярную массу кислорода, использовав массы молекулы кислорода ( г) и атома Углерода ( г):

Надеемся, что очевидными для вас являются такие утверждения:

• относительные молекулярные массы пропорциональны массам молекул;
• соотношение масс молекул такие же, как и относительных молекулярных масс.

Значительно проще рассчитывать относительную молекулярную массу по относительным атомным массам.

Относительная молекулярная масса равна сумме относительных масс атомов, которые содержатся в молекуле.

Найдем относительные молекулярные массы кислорода и воды, использовав округленные до целых чисел значения относительных атомных масс Кислорода и Водорода:

Если в химической формуле вещества есть скобки, то, вычисляя относительную молекулярную массу, их "раскрывают". Как пример возьмем глицерин :

Существует немало веществ, которые имеют атомное или ионное строение, то есть не содержат молекул. Для них вместо термина "относительная молекулярная масса" применяют другой - "относительная формульная масса". Обозначение этой физической величины и ее вычисления такие же, как и относительной молекулярной массы.

Выводы:

• Относительная молекулярная масса является отношением массы молекулы к 1/12 массы атома Углерода или суммой относительных масс атомов, которые содержатся в молекуле.
• Массы молекул пропорциональны относительным молекулярным массам. 

Массовая доля элемента в сложном веществе

Каждое сложное вещество образовано несколькими элементами. Сведения о количественном содержании элементов в соединении часто являются важными для её практического применения. Например, лучшим азотным удобрением считают такое, в котором атомов Азота содержится больше по массе, чем в других удобрениях (этот элемент нужен растениям). Так же оценивают качество железной руды, определяя, насколько она "богата" на элемент Железо.

Количественное содержание химического элемента в соединении характеризуют его массовой долей. Эту величину обозначают латинской буквой w (дубль-ве).

Выведем формулу для вычисления массовой доли элемента в соединении по известным массам соединения и атомов (или ионов) элемента в ней. Обозначим элемент буквой Е, а неизвестную массовую долю этого элемента - буквой х.  Учтя, что масса соединения - целое, а масса элемента  - часть от целого, составляем пропорцию:

Отсюда

Массовая доля элемента в соединении - это отношение массы элемента к соответствующей массе соединения. 

Заметим, что массы элемента и соединения нужно брать в одинаковых единицах измерения (например, в граммах).

Массовая доля не имеет размерности. Её часто выражают в процентах. В этом случае формула имеет такой вид:

Очевидно, что сумма массовых долей всех элементов в соединении составляет 1 (или 100%).

Рассмотрим примеры решения задач, которые предусматривают вычисления или использование массовых долей элементов в соединениях.

Условие расчетной задачи и её решение зачастую подают следующим способом. Лист тетради или классную доску делят вертикальной линией на две неодинаковые части. В левой, меньшей, части сокращенно записывают условие задачи, а потом проводят горизонтальную линию, а под ней указывают то, что необходимо найти или вычислить. В правой части записывают этапы решения, объяснения, математические формулы, расчеты и ответ.

Задача №20

В 80 г соединения содержится 32 г Кислорода. Вычислить массовую долю Кислорода в соединении.

Дано:

m(соединения) = 80 г

m(О) = 32 г

w(O) - ?

Решение

1-й способ

Составляем пропорцию и вычисляем массовую долю Кислорода в соединении:

или

2-й способ

Рассчитываем массовую долю Кислорода по соответствующей формуле: 

(или 40%)

Ответ: w(O) = 0,4 или 40%. 

Массовую долю элемента в соединении также можно вычислить, использовав химическую формулу соединения. Поскольку массы атомов и молекул пропорциональны относительным атомным и молекулярным массам, то 

где  - количество атомов элемента в формуле соединения.

Задача №21

Вычислить массовые доли элементов в метане .

Дано:

w(С) - ?

w(Н) - ?

Решение

1. Вычисляем относительную молекулярную массу метана:

2. Рассчитываем массовую долю Углерода в метане:

3. Вычисляем массовую долю Водорода в метане:

Другой вариант расчета массовой доли Водорода:

или

Ответ: w(С) = 0,75, или 75%; 

w(Н) = 0,25, или 25%.

По известной массовой доле элемента можно найти массу элемента, которая содержится в определенной массе соединения. Из математической формулы для массовой доли элемента выплывает:

Задача №22

Какая масса Азота содержится в аммиачной селитре массой 1 кг, если массовая доля этого элемента в соединении составляет 0,35?

Дано:

Решение

Вычисляем массу Азота:

Ответ: 

Выводы:

• Массовая доля элемента в соединении - это отношение массы элемента к соответствующей массе соединения. Массовую долю элемента также вычисляют по химической формуле соединения.
• По массовой доле элемента можно рассчитать его массу, которая содержится в определенной массе его соединения. 

Физические и химические явления (химические реакции). Химические свойства веществ

На уроках природоведения вы узнали, что в природе происходят разные физические и химические свойства.

Физические свойства

Каждый из вас наблюдал за тем, как тает лед, кипит или замерзает вода. Лед, вода и водяной пар состоят из одних и тех же молекул; они являются одним веществом, которое находится в разных агрегатных состояниях. 

Явления, при которых вещества не превращаются в другие, называют физическими. 

К физическим явлениям принадлежат не только изменения агрегатного состояния вещества, но и свечение сильно нагретого металла или камня, прохождения электрического тока в металлах, распространение запаха веществ в воздухе, растворение жира в бензине, притяжение железа к магниту и т.п. Такие явления изучает наука физика.

Химические явления (химические реакции)

Одним из химических явлений является горение. Рассмотрим, как горит спирт (рис. 52). Этот процесс происходит при участии кислорода, которые содержится в воздухе. Кажется, что он переходит в газообразное состояние подобно тому, как вода при нагревании превращается в водяной пар.

Рис. 52. Горение этилового спирта.

Но это не так. Если газ, добытый в результате сгорания спирта, охладить, то часть его сконденсируется в жидкость, но не в спирт, а в воду. Остальной газ останется. При помощи специального опыта можно доказать, что этим остатком является углекислый газ.

Явления, при которых одни вещества превращаются в другие, называют химическими явлениями, или химическими реакциями.

Вещества, которые вступают в химическую реакцию, называют исходными веществами, или реагентами, а те, что образуются, - конечными веществами, или продуктами реакции. 

Суть рассмотренной химической реакции передает следующая запись:

Реагенты и продукты этой реакции состоят из молекул. При горении создается высокая температура. При этих условиях молекулы реагентов распадаются на атомы, которые соединяясь, образуют молекулы новых веществ - продуктов. Итак, все атомы во время химической реакции сохраняются.

Сделанный вывод подтвердим на примере другой реакции, использовав модели молекул (рис. 53).

Рис. 53. Взаимодействие молекул водорода и кислорода с образованием молекул воды.

Внешние эффекты, которые сопровождают химические реакции

Наблюдая за прохождением химических реакций, можно зафиксировать:

• появление, исчезновение или изменение окраски (рис. 54, а);
• выделение газа (рис. 54, б);
• образование или растворение осадка (рис. 54, в);
• появление, исчезновение или изменение запаха;
• выделение или поглощение теплоты;
• появление пламени (рис. 52), иногда - свечения. 

Рис. 54. Внешние эффекты при химических реакциях: а - появление окраски; б - выделение газа; в - образование осадка.

Указанные внешние эффекты, кроме появления пламени, можно наблюдать и при физических явлениях. 

Пример 1. Порошок серебра, полученный в результате химической реакции в растворе, имеет серый цвет (рис. 55, а). Если его расплавить, а потом охладить, то получим металл не серого, а белого цвета, с характерным блеском (рис. 55, б)

Рис. 55. Серебро - продукт реакции в растворе (а) и после переплавки (б).

Пример 2. Во время нагревания природной воды из нее задолго до кипения начнут выделяться маленькие пузырьки газа. Это - воздух, который содержался в воде. Его растворимость в воде, как и любого газа, с увеличением температуры уменьшается.

Пример 3. Неприятный запах в холодильнике со временем исчезает, если в него поместить гранулы силикагеля - одно из веществ Кремния. Силикагель впитывает молекулы разных веществ без их разрушения. Аналогично действует активированный уголь в противогазе. 

Пример 4. При превращении воды в водяной пар теплота поглощается, а при замерзании воды - выделяется.

Чтобы определить, какое явление происходит - физическое или химическое, нужно внимательно исследовать вещества до и после проведенного эксперимента.

Химические реакции в природе, быту, на производстве

В окружающей среде постоянно происходит множество химических реакций. Много веществ, растворенных в реках, морях и океанах, взаимодействуют между собой, некоторые реагируют с кислородом. Растения впитывают из атмосферы углекислый газ, из почвы - воду, растворенные в ней вещества и перерабатывают их на белки, жиры, глюкозу, крахмал, витамины, а также кислород. Чрезвычайно важными являются реакции при участии кислорода, который поступает в живые организмы во время дыхания.

Со многими химическими реакциями мы сталкиваемся в повседневной жизни. Они происходят при жарке мяса, овощей, выпекании хлеба, скисании молока, брожении плодовых и ягодных соков, отбеливании тканей, горении топлива, отвердевании цемента и алебастра, почернении серебряных украшений и т.п.

Химические реакции составляют основу многих технологических процессов - добывания металлов, производства синтетических волокон, медицинских препаратов, удобрений, других важных веществ (рис. 56). Тепловую и электрическую энергию вырабатывают, сжигая уголь, газ, мазут. При помощи химических реакций обезвреживают токсические вещества, перерабатывают промышленные и бытовые отходы.

Рис. 56. Химические реакторы в заводском цеху.

Одновременно прохождение некоторых реакций приводит к негативным последствиям. Ржавление железа сокращает срок работы разных механизмов, оборудования, транспортных средств, обуславливает большие потери этого металла. Пожары уничтожают жилье, промышленные и культурные объекты, исторические памятки, лесные массивы. Большинство пищевых продуктов портится вследствие взаимодействия с кислородом воздуха. При этом образуются вещества, которые имеют неприятные запах и вкус, являются вредными для человека.

Химические свойства вещества

Каждому веществу присуща совокупность разных свойств.

Кроме физических свойств, вещества имеют и химические свойства. Среди них - способность вступать в химические реакции с определенными веществами, инертность по отношению к другим веществам, термическая стойкость или способность к химическому превращению при нагревании (рис. 57).

Рис. 57. Превращение соединения при нагревании.

Рассмотрим некоторые химические свойства воды. При обычных условиях и при наличии воздуха (кислорода) она медленно взаимодействует с железом (этот процесс называют ржавлением). Но вода не реагирует с мелом, песком. Её молекулы начинают разрушаться только при очень сильном нагревании (значительно выше 1000 ). Вследствие этой химической реакции водяной пар превращается в два газа - водород и кислород.

Некоторые вещества (например, металлы натрий, калий, неметаллы фтор, хлор) называют химически активными. Они взаимодействуют с многими веществами. Такие реакции нередко сопровождаются воспламенением или взрывом. Существуют и химически пассивные вещества. Золото ни при каких условиях не взаимодействует с водой, кислородом, уксусом, раствором пищевой и кальцинированной соды, а газ гелий вообще не вступает в химические реакции.

Химические свойства вещества зависят от его состава и внутреннего строения.

Выводы:

• Физическими называют явления, во время которых каждое вещество сохраняется. 
• Химические явления, или химические реакции, - это превращение одних веществ в другие. Они могут сопровождаться разными внешними эффектами. Многочисленные химические реакции происходят в окружающей природе, живых организмах. На превращении веществ основываются разные технологические процессы.
• Каждое вещество имеет химические свойства, которые состоят в ее способности вступать в определенные химические реакции.

Как исследуют химические реакции

Главными заданиями науки химии являются исследования веществ и химических реакций.

Перед началом исследования химической реакции химик ищет в научной литературе сведения о реагентах, продуктах реакции, их физические и химические свойства. Потом он определяет условия прохождения реакции, рассчитывает массы или объемы веществ, которые необходимо взять для работы. Во время эксперимента исследователь наблюдает за веществами, проводит разные измерения, а их результаты и вычисления записывает в лабораторный журнал. Выполнив опыт, он формулирует и записывает выводы.

Химические превращения происходят при разных условиях. Одни вещества вступают в реакцию и в "чистом виде", и в растворе, другие - только в определенном состоянии. Немало превращений веществ начинается только при нагревании, а некоторые газы взаимодействуют между собой при повышенном давлении.

Представим, что вы получили задание - провести химическую реакцию между двумя веществами. Обычно для этого достаточно их тщательно перемешать, то есть обеспечить контакт их частиц. Твердые веществ предварительно измельчают, чтобы увеличить поверхность контакта реагентов. Если твердое вещество реагирует с раствором другого, то их смесь желательно перемешивать. Тогда частицы веществ чаще будут сталкиваться и активнее взаимодействовать. Для проведения реакции между растворами двух веществ достаточно добавить к одной жидкости другую.

Исследуя химическую реакцию, определяют:

• при каких условиях она происходит;
• быстрым или медленным является ее прохождение;
• полностью ли реагенты превращаются в продукты;
• происходят ли одновременно другие (побочные) реакции;
• выделяется или поглощается тепло во время реакции;
• какой состав имеют продукты реакции.

При выполнении химического эксперимента вам нужно научится наблюдать за прохождением химической реакции, описывать все, что происходит с веществами во время опыта, делать выводы после его завершения.

Выводы:

• Прежде чем исследовать химическую реакцию, нужно собрать информацию о реагентах и продуктах, свойствах этих веществ.
• Во время химического эксперимента наблюдают за прохождением реакции, совершают измерения. Результаты наблюдений и измерений записывают в лабораторный журнал. После завершения эксперимента формулируют выводы.

Схема химической реакции. Закон сохранения массы при химической реакции. Химическое уравнение 

Существует несколько способов записи химических реакций. С одним из них вы ознакомились в . Приводим еще один пример:

• сера + кислород  сернистый газ

Такая запись дает мало информации; кроме того, он не указывает на химический состав реагентов и продуктов. Этого недостатка лишена другая запись, которую называют схемой химической реакции. В ней вместо названий веществ содержатся их химические формулы:

В схемах реакций над стрелками часто указывают условия, при которых происходят превращения: нагревание , повышенное давление , освещение , наличие дополнительных веществ . Если продуктов реакции является газ, то после его формулы записывают стрелку, направленную вверх , а если образуется осадок - стрелку, направленную вниз . В случаях, когда и продукт, и реагент - газы или нерастворимые вещества, вертикальные стрелки не ставят. Иногда под формулами реагентов и продуктов указывают их названия. 

Пример схемы реакции с дополнительными обозначениями и названиями веществ:

Схема реакции дает возможность сделать важный вывод: все элементы во время реакции сохраняются.

Закон сохранения массы веществ при химической реакции

Общеизвестно, что после сжигания бумаги остается намного меньшая масса пепла. Если же сильно нагревать (прокаливать) медную пластину на воздухе, то обнаружим противоположное - масса пластины увеличится (металл покроется чёрным налетом).

Совершим оба химических превращения в закрытых сосудах. Результаты будут другими. Взвесив закрытые посудины с веществами до и после каждого эксперимента, обнаружим, что суммарная масса веществ в результате реакций не изменяется. Такую гипотезу высказал в 1748 г. российский ученый Н. В. Ломоносов, а в 1756 г. подтвердил ее, проанализировав результаты соответствующих химических экспериментов. Не зная об открытиях Ломоносова, к аналогичному выводу пришел в 1789 г. французский ученый А.-Л. Лавуазье.

Ломоносов и Лавуазье открыли закон сохранения массы вещества при химической реакции. Его формулируют так:

• масса веществ, которые вступили в химическую реакцию, равны массе веществ, которые образовались в результате реакции.

Объясним, почему массы пепла и прокаленной меди отличаются от масс бумаги и меди до её нагревания.

В процессе горения веществ, из которых состоит бумага, участвует кислород воздуха (рис. 59, а). Во время реакции, кроме твердых веществ пепла, образуются углекислый газ и вода (в виде пара). Эти два вещества попадают в воздух и рассеиваются.

Рис. 59. Реакции веществ бумаги (а) и меди (б) с кислородом

Поскольку их суммарная масса превышает массу кислорода, то масса пепла всегда будет меньше массы бумаги.

При нагревании меди кислород воздуха "соединяется" с ней (рис. 59, б). Металл постепенно превращается в вещество чёрного цвета (его химическая формула - , а название - оксид меди (II)). Поэтому масса продукта реакции оказывается больше, чем масса меди.

Химическое уравнение

Общая масса веществ при химической реакции не меняется в результате того, что атомы химических элементов не образуются и не исчезают. Количество атомов каждого элемента до реакции равно количеству его атомов после реакции. На это указывают схемы реакций, приведенные в начале лекции. Заменим в них стрелки между левыми и правыми частями на знаки равенства:

Такие записи называют химическими уравнениями.

Химическое уравнение - это запись химической реакции при помощи формул реагентов и продуктов, которая отвечает закону сохранения массы веществ.

Схемы многих реакций не согласуются с законом Ломоносова-Лавуазье.

Это, например, касается схемы реакции образования воды из водорода и кислорода:

В обеих частях схемы содержится одинаковое количество атомов Водорода, но разное количество атомов Кислорода. 

Превратим эту схему в химическое уравнение. Для того, чтобы в правой части было два атома Кислорода, поставим перед формулой воды коэффициент 2:

Теперь атомов Водорода в правой части стало четыре. Чтобы такое же количество атомов Водорода было и в левой части, запишем перед формулой водорода коэффициент 2. Получаем химическое уравнение:

Итак, чтобы превратить схему реакции в химическое уравнение, нужно сопоставить количества каждого элемента в левой и правой частях схемы, подобрать (при необходимости) коэффициенты для каждого вещества, записать их перед химическими формулами и заменить стрелку на знак равенства.

Возможно, кто-то из вас составит такое уравнение:  В нём левая и правая части содержат одинаковые количества атомов каждого элемента, но все коэффициенты можно уменьшить, поделив на 2. Это и нужно сделать.

Задача №23

Превратить схему реакции   в химическое уравнение.

Решение

В левой части схемы реакции содержится один атом Алюминия, а в правой - два. Запишем перед формулой металла коэффициент 2:

Атомов Серы справа от стрелки в три раза больше, чем слева. Добавим в левую часть схемы перед формулой соединения Серы коэффициент 3:

Теперь в левой части количество атомов Водорода увеличилось до шести , а в правой части таких атомов только два. Чтобы и справа их было шесть, запишем перед формулой водорода коэффициент 3:

Сопоставим количество атомов Кислорода в обеих частях схемы. Они одинаковые:  . Заменяем стрелку на знак равенства и получаем химическое уравнение:

Выводы:

• Химические реакции записывают с помощью схем реакций и химических уравнений.
• Схема реакции содержит формулы реагентов и продуктов, а химическое уравнение зачастую - еще и коэффициенты.
• Химическое уравнение согласуется с законом сохранения массы веществ Ломоносова-Лавуазье: масса веществ, которые вступили в химическую реакцию, равно массе веществ, которые образовались в результате реакции.
• Атомы химических элементов при химических реакциях не возникают и не исчезают.

Решение задач на тему: Строение атома и периодический закон

Задача №24

Определите число нейтронов в ядре атома натрия

Решение. Из периодической системы элементов находим для натрия Z = 11, А = 23. Число нейтронов N в ядре атома натрия находим по формуле N = А - Z = 23-11 = 12.

Ответ. 12 нейтронов.

Задача №25

Сколько протонов, нейтронов и электронов содержат следующие атомы:

Решение. Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента и одинаково для всех изотопов данного элемента. Число нейтронов равно массовому числу (указываемому слева вверху от номера элемента) за вычетом числа протонов. Разные изотопы одного и того же элемента имеют разные числа нейтронов.

Состав ядер указанных изотопов:

Поскольку атом представляет собой электро-нейтральную частицу, то каждый из изотопов брома содержит по 35 электронов.

Задача №26

Рассчитайте среднюю относительную атомную массу элемента хлора, зная, что в природном хлоре содержится 75,77% (по массе) изотопа  и 24,23% изотопа

Решение. Среднюю относительную атомную массу хлора составит масса одного моля смеси природных изотопов. Предположим, что на долю приходится х молей, на долю — у молей. Тогда

Отсюда х = 0,77 моль, у = 0,23 моль и

Обратите внимание на тот факт, что хлор — единственный в периодической таблице элемент, атомная масса которого никогда не округляется до целого числа.

Ответ. = 35,5 а. е. м.

Задача №27

Какова должна быть скорость движения электрона  чтобы соответствующая ей длина волны де Бройля составила нм (1 нанометр = м)?

Решение. В 1924 г. Луи де Бройль пришел к выводу, что двойственная природа характерна не только для фотонов и что каждая микрочастица, имеющая массу покоя (электрон, протон, нейтрон, -частица и т. д.), при своем движении обладает также и волновыми свойствами. Длина волны , возникающая при движении материальной частицы, зависит от ее массы покоя m, скорости и определяется уравнением

где h — постоянная Планка, равная

Волны, возникающие при движении частиц, получили название волн де Бройля.

Скорость движения электрона рассчитывается по уравнению (*)

Уравнение де Бройля применимо и к частицам с большими массами. Но волны, связанные с макроскопическими телами, практически невозможно наблюдать, так как их длины гораздо меньше расстояний между штрихами любой дифракционной решетки. Это объясняет, почему уравнение де Бройля так важно для самых легких микрочастиц.

Ответ.

Задача №28

Опишите электронные конфигурации элементов с порядковыми номерами 25 и 75.

Решение. В подавляющем большинстве атомов и ионов энергия орбиталей увеличивается в ряду:

 Для запоминания этого довольно сложного ряда существует удобный метод, суть которого ясна из следующей таблицы:

Таблица читается по строчкам сверху вниз, каждая строчка читается слева направо.

Очень важной величиной является разница в энергии орбиталей. Общее правило здесь таково: чем больше главное квантовое число, тем меньше разница в энергии соседних орбиталей. Примерная энергетическая схема изображена на рис. 2.1. Из рисунка видно, что разница в энергии между 2s-и 1s-орбиталями в несколько раз больше разницы между 3s-и 2s-орбиталями, а последняя, в свою очередь, в несколько раз больше разницы между 4s- и 3s-орбиталями.

При заполнении орбиталей электронами используются три правила:

Правило 1. Принцип наименьшей энергии — для получения электронной конфигурации основного состояния атома или иона необходимо заполнять электронами свободные орбитали с наименьшей энергией.

Правило 2. Принцип запрета Паули. Согласно этому принципу, на любой орбитали может находиться не более двух электронов. Таким образом, на s-оболочке (1 орбиталь) могут находиться 2 электрона, на р-оболочке (3 орбитали) — 6 электронов, на d-оболочке (5 орбиталей) — 10 электронов, на f-оболочке (7 орбиталей) — 14 электронов.

Правило 3. Правило Хунда — в основном состоянии (т. е. в состоянии с наименьшей энергией) атом (или ион) имеет максимально возможное число неспаренных электронов в пределах одной оболочки.

Применив эти правила к элементу с порядковым номером 25 (25 электронов), получим электронную конфигурацию: в которой все Зd-электроны — неспаренные (см. рис. 2.1).

По этим же правилам 75-й элемент имеет конфигурацию:

Задача №29

Какова электронная конфигурация атома азота в основном состоянии? а) Сколько электронных пар имеется в атоме Азота? Какие орбитали они занимают? б) Сколько в нем неспаренных электронов? Какие орбитали они занимают?

Решение. Электронная конфигурация атома имеет структуру Изображая эту конфигурацию при помощи квантовых ячеек

видим, что в атоме Азота содержится две электронные пары (занимают 1s- и 2s-орбитали). В соответствии с правилом Хунда неспаренных электрона три, они занимают  и -орбитали соответственно.

Задача №30

Какой инертный газ и ионы каких элементов имеют одинаковую электронную конфигурацию с частицей, возникающей в результате удаления из атома магния всех валентных электронов?

Решение. Электронная оболочка атома Магния имеет структуру При удалении двух валентных электронов образуется ион с конфигурацией  Такую же электронную конфигурацию имеют атом Ne и ионы и др.

Задача №31

Напишите электронную конфигурацию атома Калия в первом возбужденном состоянии.

Решение. Электронная конфигурация атома калия в основном состоянии — Первое возбужденное состояние получается при переходе одного электрона с высшей занятой орбитали (4s) на низшую свободную орбиталь (3d). Электронная конфигурация атома калия в первом возбужденном состоянии — (см. таблицу энергий орбиталей в задаче 2-5).

Задача №32

Запишите значения магнитного квантового числа , и спина для каждого из десяти электронов, расположенных на третьем энергетическом уровне (n = 3) и занимающих все десять квантовых ячеек 3d-орбиталей (l = 2).

Решение. Руководствуясь принципом Паули (см. выше задачу 2-5), решение удобно представить в табличном виде:

Задача №33

а) Изотоп какого элемента образуется при испускании изотопом -частицы? б) Изотоп какого элемента образуется при испускании изотопом -частицы? Напишите уравнения ядерных превращений для а) и б).

Решение. а) Составим схему ядерной реакции:

Поскольку сумма верхних и нижних символов у элементов в обеих частях уравнения должна быть постоянной, находим, что искомый элемент должен обладать порядковым номером 54 (следовательно, это ксенон) с массовым числом 131. Следовательно,

б) Составим схему ядерной реакции:

Рассуждая аналогично (или используя правило Содди— Фаянса), записываем окончательно:

Таким образом, в результате такого радиоактивного превращения образуется изотоп полония.

Задача №34

В 1919 г. Э. Резерфорд впервые осуществил искусственную ядерную реакцию, бомбардируя атомы азота -частицами высокой энергии. В результате ядерной реакции образовывались изотопы нового элемента и протоны. Напишите уравнение происходящего ядерного превращения.

Решение. Составим схему искусственной ядерной реакции:

Рассуждая аналогично тому, как это сделано в предыдущей задаче, находим, что образовался изотоп кислорода:

Задача №35

Для определения возраста предметов органического происхождения часто используется метод геохронологии. Для этого измеряют активность -излучения (число распадов в минуту) в расчете на 1 г содержащегося в предмете углерода. Период полураспада изотопа равен 5730 лет. Известно, что живая ткань (например, древесина) содержит изотоп углерода распадающийся со скоростью 15,3 атома в минуту в расчете на 1 г углерода. Установлено, что древесина деревьев, засыпанных пеплом при извержении вулкана на Камчатке, дает 8,9 распада атомов углерода-14 в минуту в расчете на 1 г углерода. Когда произошло извержение вулкана?

Решение. Задача может быть решена при использовании так называемой постоянной распада, которая характеризует неустойчивость ядер радиоактивного изотопа. Постоянная распада рассчитывается по формуле

где  — начальная активность изотопа; — активность изотопа по истечении времени — период полураспада изотопа;

По условию задачи интенсивность изотопа уменьшилась в 15,3/8,9 = 1,72 раза, т. е.  В уравнение (1) подставим полученное значение константы, активности изотопа и определим время извержения вулкана:

Таким образом, расчет показывает, что извержение вулкана произошло примерно 4520 лет назад.

Задача №36

Дайте определение понятиям энергия связи ядра и дефект массы. Каким образом можно рассчитать эту энергию через дефект массы? Рассчитайте энергию связи, приходящуюся на один нуклон в ядре атома гелия.

Решение. В настоящее время хорошо известно, что экспериментальные значения изотопных масс оказываются меньше значений, вычисленных как сумма масс всех входящих в ядро элементарных частиц. Разность между вычисленным и экспериментальным значениями атомной массы называют дефектом массы — разность эта соответствует энергии, необходимой для преодоления сил отталкивания между частицами с одинаковым зарядом в атомном ядре и связывания их в единое целое. По этой причине такую энергию называют энергией связи.

Энергию связи ядра можно рассчитать через дефект массы при помощи уравнения Эйнштейна

Так как значение очень велико, то даже небольшое уменьшение массы эквивалентно выделению очень большого количества энергии. Это и является причиной того, что ядро связано столь прочно, а ядерные реакции оказались неисчерпаемым источником энергии. Обычно энергию связи выражают в мегаэлектронвольтах на одну ядерную частицу (нуклон)

Рассчитаем энергию связи, приходящуюся на один нуклон в ядре гелия Изотоп гелия содержит 2 протона, 2 электрона и 2 нейтрона. Атомная масса гелия = 4,0026 а. е. м., атомная масса водорода = 1,007825 а. е. м., масса нейтрона = 1,00866 а. е. м., 1 а. е. м. = 1,66057 •  кг.

Значения масс атомов приведены с учетом массы электронов.

Масса 2 протонов + масса 2 электронов = = 2 • 1,0078 = 2,01565 а. е. м.

Масса 2 нейтронов = 2 • 1,00866 = 2,01732 а. е. м.

Полная масса частиц (рассчитанная) = 2,01565 + 2,01732 = 4,03297 а. е. м.

Экспериментальное значение атомной массы = 4,0026 а. е. м.

Дефект массы 4,03297 - 4,0026 = 0,03037 а. е. м.

Из уравнения Эйнштейна (1) следует, что

следовательно, энергия связи в пересчете на один нуклон

Подобные расчеты можно выполнить и для других ядер. Чем больше энергия связи на один нуклон, тем больше устойчивость ядра. На рис. 2.2 показана зависимость энергии связи, отнесенной к нуклону, от массового числа ядра А.

Обращает на себя внимание тот факт, что элементы первого длинного периода периодической системы, расположенные между цинком и хромом, находятся вблизи максимума кривой — это наиболее устойчивые элементы. Массовые числа этих элементов близки к 60: Элементы с более тяжелыми ядрами должны быть способны к делению с образованием более легких и более устойчивых ядер и с выделением энергии. При Z > 84 уже не существует стабильных ядер. Элементы, ядра которых легче 60, способны к слиянию (если удается преодолеть силы отталкивания между ядрами)

с образованием более тяжелых ядер и с выделением энергии. На практике, однако, оказывается возможным увеличивать массовые числа только наиболее легких элементов, таких, как водород. Гелий обладает аномально высокой устойчивостью — энергия связи нуклонов в ядре не укладывается на кривую, изображенную на рис. 2.2. Процессы расщепления ядер принято называть ядерным делением, процессы образования более тяжелых ядер — ядерным синтезом.

Кислород

В материале этого раздела вы найдете сведения об элементе Кислороде и его простом веществе - кислороде. Такой выбор элемента и вещества не случайный. Атомы Кислорода содержатся в молекулах многих соединений - органических и неорганических. Кислород является очень важным простым веществом. Без него не могут существовать живые существа. Этот газ используют в металлургии, химической промышленности, технике, медицине. Он участвует в процессах горения, многих реакциях, которые происходят в окружающей среде.

Кислород - это первый элемент, который вы будете подробно изучать. Слово "кислород" происходит от греческих слов "oxys" (кислый) и "genos" (рождение). Такое название элемент получил в XVIII веке; тогда ученые уже знали, что он входит в состав кислот ("рождает кислоты"). Вскоре выяснилось, что существуют кислоты, молекулы которых не содержат атомов Кислорода. Впрочем, название элемента сохранилось.

Из периодической системы получаем такие сведения о Кислороде:

• символ элемента - О;
• кислород размещен во 2-м периоде, в VI группе;
• порядковый номер элемента - 8;
• его относительная атомная масса - 16 (точное значение 15,999).

Порядковый номер элемента указывает на то, что атом Кислорода содержит 8 электронов, а заряд ядра атома составляет +8.

Кислород - неметаллический элемент, поскольку его простые вещества кислород  и озон  являются неметаллами. 

Вам известно, что Кислород имеет постоянное значение валентности, которое равно 2.

Распространенность Кислорода в природе

Кислород - один из самых распространенных элементов на нашей планете. В земной коре его атомов больше, чем атомов любого другого элемента. Атомы кислорода содержатся в песке, глине, известняке, многих минералах. Кислород - второй по распространенности элемент в атмосфере (после Азота) и гидросфере (после Водорода). Главная составляющая гидросферы - вода - является соединением Кислорода с Водородом.

Атомы Кислорода входят в состав молекул многих веществ, которые содержатся в живых организмах, - воды, белков, жиров и т.п. В теле взрослого человека массовая доля этого элемента составляет приблизительно 65%.

Кислород: Самое важное простое вещество Кислорода - кислород. Этот газ необходим для дыхания; он поддерживает горение.

Формула кислорода вам известна - . Вещество состоит из двухатомных молекул. 

Молекулы кислорода достаточно стойкие. Только при температуре свыше 2000  или под действием электрических разрядов или ультрафиолетовых лучей они распадаются на атомы.

Кислород является компонентом воздуха - природной смеси газов. На него приходится приблизительно 1/5 объема воздуха. Состав воздуха, с которого удален водяной пар, приведен в таблице 3.

Таблица 3

*Объемная доля вещества в смеси является отношением объема вещества к объему смеси. Объемную долю обозначают греческой буквой  (фи).

Определить объемную долю кислорода в воздухе можно с помощью эксперимента. Для этого нужны стеклянная бутылка без дна с пробкой и сосуд (кристаллизатор) большого диаметра, заполненный наполовину водой. Опыт совершают так. В пробку вставляют ложку для сжигания, в которую набирают красный фосфор. Его поджигают, быстро помещают в бутылку и плотно закрывают её пробкой (рис. 61). При горении фосфора образуется дым из мелких частиц соединения Фосфора с Кислородом, которые постепенно оседают на поверхность воды и взаимодействуют с ней с образованием кислоты. Вода заходит в сосуд и, когда горение прекратится, поднимется примерно на 1/5 объема бутылки. Этот объем занимал в воздухе кислород, который вступил в реакцию с фосфором. Над жидкостью остается азот с примесями других газов. 

Рис. 61. Определение объемной доли кислорода в воздухе сжиганием фосфора: а - начало опыта; б - завершение опыта.

Кислород содержится не только в атмосфере. Небольшое количество его вместе с другими газами воздуха растворено в природной воде.

Физические свойства кислорода

При обычных условиях кислород - бесцветный газ, который не имеет запаха и вкуса. При охлаждении до -183он превращается в голубую жидкость, которая при температуре -219твердеет, образуя синие кристаллы. Кислород в 1,1 раза тяжелее, чем воздух. Он слабо растворяется в воде, но этого достаточно для существования в водоёмах рыб и других живых существ, которые дышат растворенным кислородом. 

Выводы:

• Кислород - неметаллический элемент. В природе распространено его простое вещество - кислород, а также вода и много других соединений этого элемента. На кислород приходится почти 1/5 объема воздуха.
• Кислород - газ без запаха и вкуса; он необходим для дыхания, поддерживает горение. 

Открытие кислорода

Кислород был открыт во второй половине XVIII века несколькими учеными разных стран. Первым этот газ добыл шведский К.-В. Шееле в 1772 г., а через два года, не зная про опыты предшественника, - английский химик Дж. Пристли. В 1775 г. французский ученый А.-Л. Лавуазье исследовал кислород и дал ему название oxygen.

Кислород можно определить при помощи тлеющей лучины; она ярко вспыхивает в сосуде с этим газом (рис. 62).

Рис. 62. Определение кислорода: а - тлеющая лучина на воздухе; б - вспыхивание лучины в кислороде

Добывание кислорода в промышленности

Неисчерпаемым источником кислорода является воздух. Чтобы добыть из него кислород, нужно отделить этот газ от азота и других газов. На этом основывается промышленный метод добывания кислорода. Его реализуют, используя специальную, достаточно громоздкую аппаратуру. Сначала воздух сильно охлаждают до превращения его в жидкость, а потом температуру сжиженного воздуха постепенно повышают. Первым из него начинает выделяться газ азот (температура кипения жидкого азота составляет -196). Жидкость, которая остается, постепенно обогащается кислородом (температура кипения кислорода -183).

Жидкий кислород транспортируют в специальных стальных резервуарах, которые имеют двойные стенки, между которыми создан вакуум (для эффективной теплоизоляции). Газообразным кислородом наполняют под высоким давлением баллоны; их красят в голубой цвет (рис. 63).

Рис. 63. Баллоны с кислородом

Добывание кислорода в лаборатории

Кислород добывают в лаборатории, совершая определенные химические реакции.

Дж. Пристли получил кислород из соединения, название которого - оксид ртути (II) . Ученый нагревал соединение с помощью стеклянной линзы, которая фокусировала солнечный свет на веществе. 

В современном исполнении этот опыт изображен на рисунке 64. Порошок оксида ртути (II) при нагревании превращается в ртуть и кислород. Ртуть выделяется в газообразном состоянии и конденсируется на стенках пробирки в виде серебристых капель. Кислород накапливается в другой пробирке (её предварительно заполняют водой).

Рис. 64. Получение кислорода нагреванием оксида ртути (II)

Химическое уравнение этой реакции:

Теперь метод Пристли не используют из-за токсичности паров ртути. Кислород добывают при помощи других реакций, подобных только что рассмотренной. Они преимущественно происходят при нагревании.

Реакции, при которых из одного вещества образуется несколько других, называют реакциями разложения.

Получение кислорода на уроках химии осуществляют разложением водорода пероксида (другое название - перекись водорода) в растворе.

Такой раствор с массовой долей водорода пероксида 3% является лекарственным средством; растворенное вещество в нём почти не разлагается. Если к раствору добавить небольшое количество оксида марганца (IV) , то сразу начинает выделяться кислород:

Вещество, которое ускоряет химическую реакцию, оставаясь после ее прохождения неизменным, называют катализатором.

Кислород добывают в учебных лабораториях университетов термическим разложением некоторых кислородсодержащих соединений:

• перманганата калия  (бытовое название - марганцовка; водный раствор вещества является дезинфицирующим средством)

• хлората калия  

При отсутствии катализатора происходит другая реакция, среди продуктов которой кислорода нет. Итак, катализатор иногда меняет химическое превращение.

Кислород образуется во время разложения воды постоянным электрическим током: 

Этот метод получения кислорода используют в промышленности (в странах, где производят много электроэнергии) и как демонстрационный эксперимент в лаборатории (рис. 65).

Рис. 65. Разложение воды постоянным электрическим током.

Сбор кислорода

На рисунках 65 и 66, а показано, как собирают кислород, вытесняя им воду из сосуда. Это удается сделать, потому что кислород растворяется в воде очень слабо. Собранный газ имеет примесь водяного пара.

Другой способ сбора кислорода состоит в вытеснении им воздуха из сосуда. Поскольку кислород чуть тяжелее воздуха, пробирку или колбу размещают вниз дном и накрывают стеклянной пластинкой (рис. 66, б).

Рис. 66. Сбор кислорода: а - вытеснением воды; б - вытеснением воздуха.

Выводы:

• Кислород был открыт в XVIII веке несколькими учеными. Этот газ добывают в промышленности преимущественно из воздуха, а в лабораториях - из некоторых кислородсодержащих соединений.
• Реакции, при которых из одного вещества образуется два или больше, называют реакциями разложения.
• Вещество, которое ускоряет химическую реакцию, называют катализатором. 
• Кислород можно собрать в сосуд вытеснением из него воды или воздуха.

Химические свойства кислорода: реакции с простыми веществами. Оксиды

Химические свойства каждого вещества обнаруживаются в реакциях с его участием. 

Кислород - один из самых активных неметаллов. Но при обычных условиях он реагирует с немногими веществами. Его реакционная способность существенно возрастает с повышением температуры. 

Реакции кислорода с простыми веществами

Кислород взаимодействует (как правило - при нагревании) с большинством неметаллов и почти со всеми металлами.

Реакция с углеродом (углем)

Известно, что уголь, нагретый на воздухе до высокой температуры, загорается. Это свидетельствует о прохождении химической реакции с кислородом. 

Основным продуктов сгорания угля является углекислый газ . Уголь - смесь многих веществ. Массовая доля Углерода в нём превышает 80%. Считая, что уголь состоит только из атомов Углерода, напишем соответствующее химическое уравнение:

Углекислый газ может содержать примесь угарного газа - продукта другой реакции

Простые вещества Углерода графит и алмаз (их обобщенное химическое название - углерод) взаимодействуют с кислородом так же, как и уголь.

Реакцию, в которой участвуют несколько веществ, а образуется одно, называют реакцией соединения.

Реакция с водородом

Если газ водород, который поступает в воздух через тонкую газоотводную трубку, поджечь, то он будет гореть еле заметным пламенем. Единственным продуктом реакции является вода. Это можно доказать, поместив над пламенем стеклянную пластинку. На ней появятся капли воды в результате конденсации водяного пара.

Смесь водорода с воздухом или кислородом при поджигании взрывается.

Реакции с серой

Такое химическое превращение совершает каждый, когда зажигает спичку; сера входит в состав головки спички.

В лаборатории реакцию кислорода с серой проводят в вытяжном шкафу. Небольшое количество серы (рис. 71, а) нагревают в железной ложке. Сначала вещество плавится, а потом загорается в результате взаимодействия с кислородом воздуха и горит еле заметным голубым пламенем (рис. 71, б). Появляется резкий запах продукта реакции - сернистого газа (этот запах мы ощущаем в момент загорания спички). Химическая формула сернистого газа - , а уравнение реакции - 

Если ложку с серой, которая горит, поместить в сосуд с кислородом, то пламя станет ярче (рис. 71, в), чем на воздухе. Это и понятно, потому что чистый кислород, в отличии от воздуха, содержит только молекулы 

Рис. 71. Сера (а) и ее горение на воздухе (б) и в кислороде (в).

Реакция с магнием

Раньше эту реакцию использовали фотографы для создания мощного освещения ("магниевая вспышка") при фотосъемке. В химической лаборатории соответствующий опыт проводят так. Металлическим пинцетом берут магниевую ленту и поджигают на воздухе. Магний горит ослепительно-белым пламенем (рис. 72). В результате реакции образуется белое твердое вещество - соединение Магния с Кислородом. 

Рис. 72. Магний (а) и его горение на воздухе (б).

Реакция с железом

Сильно разогретое железо в чистом кислороде горит. Опыт с сжиганием лезвия или стальной пружинки очень эффектный (рис. 73). На пружинке закрепляют спичку. Потом пружинку зажимают в лабораторных щипцах, а спичку направляют головкой вниз и поджигают. Когда пламя достигнет пружинки, её сразу переносят в стакан с кислородом. Дно сосуда заранее засыпают слоем песка, чтобы на стекло не попали капли расплавленного металла. Пружинка сгорает в кислороде, раскидывая искры во все стороны (это напоминает процесс сварки металла):

Рис. 73. Горение стальной пружинки в кислороде.

Формулу продукта реакции можно записать и так: Точка между двумя химическими формулами означает, что это не смесь соединений Железа, а одно, индивидуальное соединение. Его распространенное название - железная окалина. 

Реакция с медью

Если нагревать на воздухе медную проволоку или пластинку с очищенной до блеска поверхностью, то увидим постепенное изменение ее темно-красного ("медного") цвета на темно-серый. Такой цвет имеет пленка соединения Меди с Кислородом, который образуется на металле вследствие реакции:

Оксиды

Продуктами всех реакций, рассмотренных в лекции, являются бинарные соединения элементов с Кислородом. 

Соединение, образованное двумя элементами, один из которых Кислород, называют оксидом. 

Состав почти всех оксидов соответствует общей формуле , в которой индекс может принимать значение 1 или 2. 

Каждый оксид имеет химическое название, а некоторые - еще и традиционные или тривиальные названия (табл. 4). 

Химическое название оксида состоит из двух слов. Первым словом является слово "оксид", а вторым - название соответствующего элемента. Если элемент имеет переменную валентность, то он может образовывать несколько оксидов. Понятно, что их названия должны быть разными. Для этого после названия элемента указывают (без отступа) римской цифрой в скобках значение его валентности в оксиде. Пример такого названия соединения: оксид хрома (III) (читается "оксид хрома три").

Таблица 4

 

В химических названиях оксидов склоняется только первое слово: оксида магния, оксидом железа (III) . 

Если элемент проявляет переменную валентность, то оксид, в котором значение валентности этого элемента является для него максимальным, называют высшим. Высший оксид Углерода - соединение с формулой 

Выводы:

• Кислород - химически активное вещество. Он взаимодействует с большинством простых веществ. Продуктами таких реакций являются соединения элементов с Кислородом - оксиды.
• Реакции, в результате которых из некоторых веществ образуется одно, называют реакциями соединения. 

Химические свойства кислорода: реакции со сложными веществами. Процессы окисления

Реакции кислорода со сложными веществами: Кислород может взаимодействовать не только с простыми, но и со сложными веществами. Такие реакции происходят, например, когда горят этиловый спирт, ацетон, природный газ, который состоит преимущественно из метана (рис. 74).

Рис. 74. Горение природного газа

Молекула метана содержит атомы Углерода и Водорода, а молекула этилового спирта - еще и атом Кислорода. Вследствие взаимодействия этих веществ с кислородом образуются оксиды Углерода и Водорода - углекислый газ и вода (в газообразном состоянии):

Эти оксиды выделяются также в результате сжигания древесины, нефтепродуктов, многих других органических веществ.

Сульфид водорода, или сероводород - газ, который имеет формулу . При наличии кислорода или избытка воздуха он горит с образованием сернистого газа и водяного пара:

Кислород взаимодействует с некоторыми оксидами. Продуктами таких реакций являются другие оксиды, в которых элементы проявляют более высокие значения валентности, чем в исходных соединениях. Например, угарный газ, сгорая в воздухе, превращается в углекислый газ:

Горение

Рассмотренные реакции сопровождаются одинаковыми внешними эффектами. 

Химическую реакцию, при которой выделяется тепло и появляется пламя, называют горением.

Яркое пламя обусловлено свечением раскаленных частиц вещества, которые сгорают или образуются при реакции.

Для того чтобы горючее вещество загорелось, необходимы такие условия: 

• наличие кислорода (воздуха);
• нагревание вещества до температуры воспламенения (для бензина она составляет примерно 220 , сухой древесины 250-300, угля - более 600).

Если не выполняется хотя бы одно из условий, то горение не происходит. Это учитывают при работе с огнеопасными веществами, а также при тушении пожаров.

Вещества или предметы, которые горят, можно погасить водой, засыпать песком, землей, накрыть одеялом или направить на них струю углекислого газа (он тяжелее воздуха и не поддерживает горение) (рис. 75).

Рис. 75. Тушение пламени: а - водой; б - песком; в - углекислым газом.

В случае пожаров в строениях, лабораториях, на транспорте используют огнетушители (рис. 76).

Рис. 76. Огнетушитель и его использование.

Заметим, что водой нельзя гасить бензин, керосин, нефть. Эти жидкости не растворяются в воде и, будучи легче нее, всплывают и продолжают гореть, оставаясь в контакте с воздухом.

В школьном химическом кабинете есть такие противопожарные средства: огнетушитель, одеяло, ящик с песком.

Окисление

Вещество, взаимодействуя с кислородом, претерпевает окисление, то есть изменяется при участии кислорода. 

Прохождение многих реакций с участием кислорода является продолжительным и не сопровождается появлением пламени. Эти химические превращения называют медленным окислением. Пример такой реакции - взаимодействие меди с кислородом при ее нагревании на воздухе.

Медленным окислением обусловлено ржавление железа, скисание молока, фруктовых и ягодных соков, прогоркание сливочного масла, порча многих других пищевых продуктов. Потемнение мякоти разрезанного яблока вызвано взаимодействием соединений Железа (II) с кислородом и образованием соединений Железа (III). При участии кислорода, который попадает в организмы животных и человека при дыхании, происходит окисление разных веществ.

Некоторые процессы окисления проходят быстро, но без появления пламени. Среди них взаимодействие кислорода с алюминием при обычных условиях. Её следствием является образование на поверхности металла очень тонкой бесцветной пленки оксида.

Реакции веществ с кислородом, которые не сопровождаются горением, используют в цветной металлургии, химической промышленности.

Выводы:

• Кислород взаимодействует с некоторыми сложными веществами. 
• Часть реакций при участии кислорода происходит с выделением значительного количества тепла и появлением пламени; это - реакции горения.
• Необходимыми условиями для воспламенения горючего вещества является наличие кислорода и нагревание вещества до определенной температуры. Чтобы погасить пламя, нужно устранить хотя бы одно условие.
• Взаимодействуя с кислородом, вещество претерпевает окисление. Много таких реакций проходит медленно и без появления пламени. 

Круговорот Кислорода в природе. Биологическая роль и применение кислорода

Каждое мгновение на Земле происходят многочисленные физические и химические явления. Некоторые изменения в природе циклические, то есть такие, которые периодически повторяются. 

Часть изменений, которые происходят с веществами на планете, обусловлена химическими реакциями.

Совокупность процессов в природе, при которых атомы элемента вследствие химических реакций переходят от одних веществ к другим, называют круговоротом элемента.

Если главным веществом в круговороте Кислорода выбрать кислород, то можно выделить такие звенья этого глобального процесса (схема 5):

• образование кислорода (фотосинтез, разложение воды в верхних слоях атмосферы;
• трата кислорода (дыхание, окисление веществ в природе и технологических процессах, при пожарах, сгорании топлива и горючего); 
• взаимопревращение кислородсодержащих соединений.

Схема 5

Фотосинтез происходит в зеленом листе растений при солнечном свете с участием углекислого газа, который содержится в воздухе, а также воды, некоторых веществ из почвы. Его продуктами являются органические вещества, которые накапливаются в растениях, и кислород, который поступает в атмосферу (рис. 77). Упрощенная схема фотосинтеза в растениях:

Рис. 77. Фотосинтез.

Неизменность содержания кислорода в атмосфере свидетельствует о том, что процессы его расходования и образования компенсируют друг друга.

Кислород способствует круговороту других элементов (например, Углерода, Азота, Серы), поскольку входит в состав большого количества соединений.

Биологическая роль кислорода

Каждый знает, что жизнь без кислорода на нашей планете невозможна. При дыхании в легкие поступает воздух. Кислород, который в нем содержится, соединяется с гемоглобином крови и разносится во все органы и ткани, где окисляет разные органические вещества, в том числе и полученные с едой. Продукты этих реакций необходимы организму для нормального роста и развития. Некоторые химические превращение при участии кислорода сопровождаются выделением тепла, благодаря чему поддерживается постоянная температура тела.

В состав воздуха, который выдыхает человек, входит углекислый газ. Его и воду считают продуктами полного окисления органических веществ.

Применение кислорода

Кислорода применяется в разных отраслях и в больших количествах (схема 6). В металлургии этот газ ускоряет процесс выплавки стали, улучшает ее качество. Кислород необходим в производстве многих химических соединений. Его используют в специальных устройствах для резки и варки металлов. Без баллонов, наполненных смесями кислорода с азотам или инертным газом гелием, не могут работать космонавты, пожарные, водолазы, военные лётчики. Кислородные подушки применяют при некоторых заболеваниях для облегчения дыхания. При помощи сжиженного кислорода создают необходимые условия для горения топлива в космических ракетах. 

Схема 6

Широкое применение имеет и кислород, который содержится в воздухе. При его участии сгорает топливо на теплоэлектростанциях, горючее в двигателях автомобилей, обжигают руды на заводах цветной металлургии, совершают другие технологические процессы.

Озон

Кроме кислорода, Кислород образует еще одно простое вещество - озон При обычных условиях это бесцветных газ с резким запахом (название вещества происходит от греческого слова ozon - той, что имеет запах). Его в природе чрезвычайно мало. Почти весь озон содержится в слое атмосферы, нижняя граница которого проходит на высоте примерно 20 км, а верхняя - 25 км. Это так называемый озоновый слой (рис. 78). Содержание озона в нём по объему не превышает 0,0003%. Если бы можно было собрать весь озон атмосферы возле земной поверхности, то слой этого газа был бы толщиной 2-3 мм. 

Рис. 78. Озоновый слой.

В воздухе озон образуется из кислорода под влиянием космической радиации или электрических разрядов (когда возникают молнии):

Озон - нестойкое вещество. Он достаточно быстро превращается в кислород, поглощая при этом часть ультрафиолетовых лучей солнечного света (рис. 78), которые являются вредными для живых организмов. Итак, разлагаясь, озон защищает людей, животных, растения.

В природе процессы образования и разложения озона компенсируют друг друга. Но в последнее время ученых обнаруживают периодическое разрушения озонового слоя, фиксируют появление в атмосфере озоновых "дыр". Одна из причин этого явления - химические реакции между озоном и веществами промышленного происхождения. Теперь в мире проводят мероприятия, направленные на сохранение озонового слоя.

Озон применяют на практике. Благодаря бактерицидным свойствам его применяют для обеззараживания воды перед направлением её в водопровод.

Проблема чистого воздуха

Негативное влияние деятельности человека на состояние воздуха приобрело угрожающие масштабы. Теплоэлектростанции, автотранспорт, металлургические заводы, другие предприятия выбрасывают в атмосферу много вредных веществ (рис. 79). Наиболее загрязненным является воздух в больших городах и промышленных регионах. 

Рис. 79. Загрязнение воздуха над промышленным центром.

С целью защиты атмосферы от загрязнений проводят разные мероприятия. На заводах, теплоэнергетических предприятиях из отработанных газов удаляют частицы пыли, а потом при помощи химических реакций обезвреживают газовые выбросы. Ученые разрабатывают технологические процессы, которые не приводят к загрязнению окружающей среды и не создают экологических проблем. В современных автомобилях используют эффективные катализаторы, которые способствуют более полному сгоранию горючего. Конкуренцию бензиновым двигателям начинают составлять электродвигатели, которые не загрязняют воздух.

В каждой стране работу промышленности, энергетики, транспорт организовывают так, чтобы уменьшить количество вредных выбросов в атмосферу. Охрана воздуха от техногенных загрязнений является важным государственным делом.

Выводы:

• В природе атомы Кислорода вследствие химических реакций переходят от одних веществ к другим; происходит круговорот элемента.
• Кислород является важным продуктом фотосинтеза. Этот газ необходим для живых организмов. Его используют в промышленности, технике, медицине, а в составе воздуха - в теплоэнергетике, автотранспорте, других отраслях.
• Озон - одна из двух простых веществ Кислорода. Он в очень малом количестве содержится в воздухе. Поглощая часть ультрафиолетовых лучей солнечного света, озон превращается в кислород и одновременно защищает живые организмы от их пагубного влияния.
• В воздух постоянно поступают разные техногенные выбросы. Одной из главных задач человечества является охрана атмосферы от загрязнений.

Решение задач на тему: Халькогены

Задача №37

Какой объем (при н. у.) занимает кислород, выделившийся из 1 моль каждого из веществ: , ?

Решение. Все реакции разложения данных веществ протекают при нагревании:

Согласно этим уравнениям, из 1 моль выделяется 1,5 моль , из 1 моль остальных трех веществ — по 0,5 моль .

Задача №38

Воздух, находящийся в сосуде под давлением 100 кПа и при температуре 27 °С, содержит 5,11 л ; 19,57 л ; 1,25 л и 1,25 л Ar. Определите, сколько атомов Кислорода содержится в сосуде.

Решение. Используя уравнение Клапейрона—Менделеева pV = vRT, находим количество молей каждого из компонентов воздушной смеси:

Соответственно = 0,785 моль, = v(Ar) = = 0,005 моль.

Следовательно, суммарное число молей атомарного кислорода в данной воздушной смеси

Отсюда число атомов Кислорода в данной смеси равно

Ответ. атомов О.

Задача №39

Докажите, что оксид серы (IV) является веществом с двойственной окислительно-восстановительной функцией.

Решение. Сера в находится в промежуточной степени окисления +4 и может как повышать степень окисления (быть восстановителем), так и понижать ее (быть окислителем).

Восстановительные свойства проявляет в реакциях с сильными окислителями, например с перманганатом калия:

Окислительные свойства проявляет, например, в реакции с сероводородом:

Задача №40

Напишите уравнения реакций, характеризующих следующие превращения:

Решение. При пропускании через избыток раствора гидроксида натрия образуется сульфит натрия:

При пропускании избытка через раствор сульфита натрия образуется гидросульфит натрия:

Гидросульфит натрия при нагревании разлагается:

Серная кислота вытесняет сернистую кислоту из сульфитов:

Задача №41

Какую массу оксида серы (VI) надо растворить в 100 г 91%-ного раствора серной кислоты для того, чтобы получить 30%-ный олеум?

Решение. Олеум — это раствор в 100%-ной . Процесс получения олеума разобьем на две стадии. Сначала найдем, сколько надо добавить , чтобы 91%-ная серная кислота превратилась в 100% -ную:

В исходной серной кислоте содержалось 100 0,09 = 9 г , что составляет 9/18 = 0,5 моль. Для реакции с таким количеством воды необходимо 0,5 моль (массой 0,5 80 = 40 г); при этом образуется 0,5 моль (массой 0,5 • 98 = 49 г). Общая масса 100%-ной серной кислоты после добавления 40 г станет равна 91-1-49 = 140 г.

Для получения 30% -ного раствора S03 в серной кислоте к 140 г H2S04 надо добавить х г , тогда масса олеума станет равна 140+х, а массовая доля составит

откуда х = 60 г. Общая масса добавленного равна 40 + 60 = 100 г.

Ответ. 100 г .

Задача №42

В процессе синтеза оксида серы (VI) из оксида серы (IV) и кислорода в замкнутом сосуде давление в реакционной смеси упало на 20,0% (при постоянной температуре). Определите состав образовавшейся газовой смеси (в % по объему), если в исходной смеси содержалось 50% оксида серы (IV) по объему.

Решение. По условию, в исходной смеси содержалось равное количество  = х, общее число молей

Реакция образования - обратимая:

Пусть в реакцию вступило у моль , тогда израсходовано 2у моль и образовалось 2у моль . В полученной смеси содержатся: = 2 у, общее число молей = (х - 2у) + (х - у) + 2у = 2х - у.

Реакция проводится в замкнутом сосуде, поэтому давление в сосуде при постоянной температуре прямо пропорционально общему количеству газов:

откуда у = 0,4х. Объемные доли газов в конечной смеси равны их мольным долям:

Ответ.

Задача №43

Продукты полного взаимодействия 1,17 г калия и 0,80 г серы осторожно внесли в воду и образовавшийся прозрачный раствор разбавили до объема 50 мл. Определите молярные концентрации соединений в образовавшемся растворе. Вычислите максимальную массу брома, который может прореагировать с полученным раствором.

Решение. Найдем количества реагирующих веществ: v(K) = 1,17/39 = 0,03, v(S) = 0,80/32 = 0,025. Для образования сульфида калия по уравнению

необходимо 0,03/2 = 0,015 моль серы. Оставшиеся 0,025 - 0,015 = 0,01 моль серы реагируют с с образованием дисульфида :

= 0,015 - 0,01 = 0,005; = 0,01. При разбавлении раствора до объема 50 мл (0,05 л) молярные концентрации становятся равными: = 0,005/0,05 = 0,1 моль/л, = 0,01/0,05 = 0,2 моль/л.

При добавлении к данному раствору брома происходят следующие реакции:

Ответ.

Вода

На нашей планете есть вещество, которому обязано своим существованием все живое. Ему посвящено множество песен, стихов, сказок, с ним связано немало народных поверий. Наверное, вы уже догадались, что это вещество - вода. Она утоляет жажду, снимает усталость, дарит радость и энергию. 

Вода является хорошим растворителем; в ней растворяется много веществ. Водные растворы мы используем в повседневной жизни. Вода участвует в многочисленных химических превращениях, которые происходят в природе, технологических процессах, живых организмах.

Среди самых важных условий, необходимых для здоровья и полноценной жизни людей, является употребление качественной питьевой воды. Поэтому охрану водоемов от загрязнений считают приоритетным заданием для нашей цивилизации.

Строение молекулы воды

Вода - сложное вещество, образованное двумя элементами - Водородом и Кислородом. Его химическая формула -  

Вода принадлежит к оксидам. Это молекулярное вещество. Графическая формула молекулы воды - 

На рисунке 80 изображены модели молекулы воды - шаростержневая и масштабная. В каждой модели атомы представлены шариками. Масштабная модель отличается тем, что в ней соблюдены соотношения размеров атомов и молекулы.

Рис. 80. Модели молекулы воды: а - шаростержневая; б - масштабная.

Распространенность в природе

Вода - одна из самых распространенных веществ на нашей планете. Она покрывает более 2/3 поверхности Земли (рис. 81). Примерно 97% всей воды содержится в морях и океанах. На пресную воду приходится меньше 3%; почти вся она сконцентрирована в снегах и льдах Антарктиды, Антарктики, на территориях с "вечной мерзлотой". Реки, озера, пруды содержат только 0,03% воды, имеющейся на планете. Именно эту воду (преимущественно после очищения) человек использует для своих нужд.

Вода в незначительном количество содержится в атмосфере, причем в трех агрегатных состояниях. Водяной пар обуславливает влажность воздуха; из маленьких капелек воды, снежинок, частиц льда образуются облака, туманы, атмосферные осадки. Вода также есть в литосфере - в "свободном" состоянии (подземные воды) и в "химически связанном" (её молекулы входят в состав разных минералов).

Чистой воды в природе не существует. Контактируя с воздухом, вода растворяет небольшие количества его компонентов - кислорода, азота, углекислого газа. В ней содержатся еще и частицы пыли, другие растворимые и нерастворимые примеси. 

В живых организмах массовая доля воды составляет от 50 до 90%. В организме взрослого человека её масса достигает почти 2/3 массы тела.

Физические свойства воды

О важных физических свойствах воды вы узнали на уроках природоведения. Общеизвестно, что чистая вода - бесцветная жидкость без запаха и вкуса, которая замерзает при температуре 0, а закипает при 100 (при давлении 760 мм рт. ст.). Она имеет плотность 1,00 (при 4), малую теплопроводность, почти не проводит электрического тока. Воду в твердом состоянии называют льдом, а в газообразном - водяным паром. 

Лёд немного легче воды; его плотность составляет 0,917 . (Другие вещества в твердом состоянии имеют большую плотность, чем в жидком.) Между молекулами во льду существуют пустоты. При таянии они исчезают и вещество "уплотняется". Благодаря тому, что лёд не тонет в воде, значительная часть водоемов не промерзает до дна. Это спасает рыбу, других жителей рек и озер от гибели (рис. 82).

Рис. 82. В реке, покрытой льдом, жизнь продолжается.

Разложение воды

Вода - термически стойкое вещество. Её молекулы начинают разрушаться при очень высокой температуре. При 2500  разлагается примерно 11% всех молекул, а при 1000  - только 0,03%. Продуктами разложения воды являются водород и кислород. 

Воду также можно разложить действием на неё постоянного электрического тока.

Выводы:

• Вода - соединение Водорода с Кислородом. Ее формула - . Это одно из самых распространенных веществ в природе; она составляет основу гидросферы.
• При обычных условиях вода - бесцветная жидкость без запаха и вкуса, которая кипит при 100 , а замерзает при 0 и имеет плотность 1 . Лёд немного легче воды.
• Молекулы воды являются достаточно стойкими. 

Раствор и его компоненты. Вода как растворитель

Вам уже известно, что смеси веществ бывают однородными и неоднородными. Однородные смеси отличаются от неоднородных тем, что в них равномерно распределены самые мелкие частицы веществ (например, молекулы). Эти частицы нельзя обнаружить даже при помощи мощного микроскопа. 

Однородные смеси веществ называют растворами.

Составляющие раствора

Многие из вас, наверное, думает, что раствор - это всегда жидкость. Но существуют не только жидкие растворы, а и твердые, и газообразные (рис. 83).

Рис. 83. Растворы: воздух; водный раствор калий перманганата (марганцовки); сплав золота, меди и серебра.

Раствор содержит минимум два вещества. Это - его компоненты. Один из них называют растворителем, а другие - растворенными веществами. За растворитель принимают вещество, которое находится в таком же агрегатном состоянии, как и раствор.

Если агрегатное состояние всех веществ, которые образовали раствор, одинаковое, то растворителем считают вещество, масса которого наибольшая. Касательно водных растворов существует традиция всегда называть растворителем воду, даже если ее меньше, чем растворенного вещества. 

Вода - растворитель

При смешении воды с другими веществами часто образуются растворы. Такие твердые вещества, как кухонная соль, сахар, лимонная кислота, хорошо растворяются в воде, а мел, стекло, золото в ней нерастворимы. Жидкости и газы также имеют разную растворимость в воде. Например, масло, бензин в воде не растворяются, а этиловый спирт, ацетон, глицерин смешиваются с водой в любых соотношениях, образуя растворы, то есть неограниченно растворяются в ней.

Воду как растворитель используют в разных отраслях промышленности, технике, сельском хозяйстве, строительстве, медицине, научных исследованиях. Без водных растворов мы не может обойтись в повседневной жизни.

Вода исполняет роль растворителя и в природе. Газы, из которых состоит атмосфера, имеют незначительную растворимость в воде; лучше всего растворяется углекислый газ. В морской и океанской воде среди растворенных веществ преобладает соль - хлорид натрия  , а в пресной воде - другие соединения. Жидкости в живых организмах являются водными растворами, которые содержат много веществ (преимущественно органических) - тех, что поступили в организм вместе с едой, и тех, что образовались в нём в результате химических реакций. Благодаря водным растворам происходит круговорот элементов в природе.

Выводы:

• Раствор - однородная смесь веществ. Компонентами раствора являются растворитель и одно или несколько растворенных веществ. Растворителем называют вещество, которое находится в таком же агрегатном состоянии, что и раствор.
• Вода - самый важный растворитель. Она растворяет много разных веществ. Воду как растворитель используют в промышленности, технике, сельском хозяйстве, других сферах деятельности людей. 
• Природная вода и все биологические жидкости являются водными растворами. 

Количественный состав раствора. Массовая доля растворенного вещества

Часто возникает необходимость выяснить не только, какие вещества содержатся в растворе, а и его количественный состав. Прежде чем пить сладкий чай, спрашиваем, сколько сахара в него положили. Консервирование овощей будет успешным, если маринад приготовим растворением определенных количеств уксусной кислоты, кухонной соли, некоторых других веществ в заданном количестве воды. 

Массовая доля растворенного вещества

Среди растворов, которые мы используем, есть спиртовой раствор йода, водные растворы водорода пероксида (или перекиси водорода), аммиака (другое название - нашатырный спирт), других веществ. На этикетке каждой бутылки с раствором, кроме названия растворенного вещества указано цифру и знак процента (рис. 84). Это - значение массовой доли растворенного вещества в растворе. Оно отвечает массе вещества (в граммах), которое содержится в 100 г раствора.

Рис. 84. Растворы, которые являются лекарственными средствами.

Столовый уксус является водным раствором уксусной кислоты. Согласно этикетке на бутылке (рис. 85), в каждых 100 г уксуса содержится 9 г уксусной кислоты. Масса воды в 100 г уксуса составляет 100 г - 9 г = 91 г. 

Рис. 85. Уксус.

Для обозначения массовой доли растворенного вещества в растворе, как и массовой доли элемента в соединении, используют латинскую букву (дубль-вэ). 

Вам известно, что массовую долю выражают не только в процентах, но и положительным числом меньше единицы.

Формула для вычисления массовой доли растворенного вещества в растворе:

где - масса растворенного вещества, - масса раствора, - масса растворителя. 

Массовая доля растворенного вещества в растворе - это отношение массы вещества к массе раствора. 

Если массовую долю нужно получить в процентах, используют такую формулу:

Решение задач: В быту нередко возникает потребность приготовить водный раствор с определенной массовой долей растворенного вещества. Для этого обычно берут вещество и воду. Иногда разбавляют водой другой раствор. В каждом случае перед приготовлением раствора совершают необходимые расчеты. 

Рассмотрим, как решают задачи на вычисление массовой доли растворенного вещества в растворе, а также задачи, в которых используют эту величину. Один из способов их решения основывается на составлении пропорции, другой предполагает расчет по соответствующей математической формуле.

Задача №44

В 144 г воды растворили 6 г соли. Рассчитать массовую долю соли в растворе.

Дано:

Решение

1-й способ

1. Находим массу раствора:

2. Определяем массу соли, которая содержится в 100 г раствора. Для этого составляем пропорцию и решаем её:

в 150 г растворе содержится 6 г соли

в 100 г раствора - х г соли

Отсюда = 4%, или 0,04

2-й способ

Вычисляем массовую долю соли в растворе по соответствующей формуле:

 или 

Ответ: или 4%

Задача №45

Какие массы удобрения и воды нужно взять для приготовления 4 кг раствора с массовой долей удобрения 0,5%?

Дано:

Решение

1. Вычисляем массу удобрения, воспользовавшись формулой для массовой доли растворенного вещества:

2. Находим массу воды:

Ответ: 

Задача №46

К 200 г водного раствора сахара с массовой долей растворенного вещества 10% добавили 50 г воды. Вычислите массовую долю сахара в растворе, который получился. 

Дано:

Решение

Условие задачи проиллюстрируем рисунком:

1. Вычисляем массу сахара в 200 г раствора:

2. Находим массу полученного раствора:

3. Рассчитываем массовую долю сахара в полученном растворе по соответствующей формуле:

Ответ: 

Задача №47

Какой объем воды нужно добавить к 45 г уксусной эссенции (раствор с массовой долей уксусной кислоты 80%), чтобы приготовить 9% раствор уксусной кислоты (так называемый столовый уксус)?

Дано:

Решение

1. Рассчитываем массу уксусной кислоты в 45 г уксусной эссенции:

2. Вычисляем массу 9%-го раствора, в котором будет содержаться 36 г кислоты:

в 100 г раствора содержится 9 г кислоты,

в х г раствора - 36 г кислоты;

3. Рассчитываем массу воды, которую нужно добавить к уксусной эссенции:

4. Находим объем воды:

Ответ:

Выводы:

• Количественный состав раствора характеризуют массовой долей растворенного вещества.
• Массовая доля растворенного вещества является отношением массы вещества к массе раствора. Значение массовой доли, выраженное в процентах, численно равно массе растворенного вещества (в граммах), которое содержится в 100 г раствора. 

Реакции воды с оксидами. Основания, кислоты

Вода проявляет достаточную химическую активность. Она взаимодействует со многими веществами - и простыми, и сложными, среди которых есть и оксиды.

Реакции воды с оксидами металлических элементов

При некоторых работах на стройке, приусадебном участке замешивают негашеную известь (оксид кальция ) с водой. При этом происходит химическая реакция и образуется гашеная известь (рис. 87). Соответствующее химическое уравнение: 

Рис. 87. Гашение извести.

Химическое название продукта реакции - гидроксид кальция. Слово "гидроксид" является сокращением словосочетания "гидрат оксида".

Гидроксиды - соединения металлических элементов с общей формулой .

Буква М в приведенной формуле заменяет символ металлического элемента. 

Вода взаимодействует также с оксидами Натрия, Бария, нескольких других металлических элементов первой и второй групп периодической системы с образованием соответствующих гидроксидов.

В химических названиях этих соединений, как и в названиях оксидов, склоняется только второе слово: гидроксида натрия, гидроксидом бария.

Реакция воды с оксидом является реакцией соединения. 

Составим уравнение такой реакции при участии оксида натрия . Чтобы вывести формулу ее продукта - гидроксида натрия, "собираем" все атомы, присутствующие в формулах реагентов, и записываем их в одну формулу, причем сначала - атомы металлического элемента (Натрия), а потом - Кислорода и Водорода:

Полученную формулу упрощаем, уменьшив индексы в два раза, а двойку записываем как коэффициент.

При составлении уравнения реакции воды с оксидом бария  обнаружим, что одинаковые индексы в формуле гидроксида будут только возле атомов Кислорода и Водорода. Эти атомы поместим в скобки, за которыми запишем общий индекс: 

Формулы гидроксидов можно вывести и без записи химических уравнений. Для этого используют значение валентности металлического элемента и группы атомов ОН, или гидроксильной группы. Вы знаете, что Натрий - одновалентный элемент. Гидроксильная группа является составляющей молекулы воды, в которой она соединена с одним атомов Водорода: . Итак, эта группа атомов тоже одновалентная. (Валентность - свойство не только атомов, но и групп соединенных атомов.) Отсюда формула гидроксида натрия .

Гидроксиды Натрия, Кальция, Бария, многих других металлических элементов объединяют в большую группу соединений, общее название которых - основания.

Большинство оснований не растворяется в воде, а соответствующие оксиды с водой не взаимодействуют. Нерастворимые основания получают, совершая другие реакции.

Для малорастворимых и растворимых в воде оснований используют общее название - щелочи. Среди этих соединений наибольшее практическое значение получили гидроксиды Натрия, Калия и Кальция.

Реакции воды с оксидами неметаллических элементов

Известно, что углекислый газ способен растворяться в воде. В растворенном состоянии он содержится в минеральной воде, газированных напитках. Незначительная часть углекислого газа вступает в химическую реакцию с водой:

Соединение, которое при этом образуется, придает жидкости кисловатый вкус. Её химическое название - угольная кислота; она происходит от названия "кислотообразующего" элемента Углерода.

Вода реагирует почти со всеми оксидами неметаллических элементов. Продуктами этих реакций являются кислоты.

Формулу продукта реакции воды с оксидом неметаллического элемента можно сложить, "собрав" вместе все атомы, присутствующие в формулах реагентов. Первыми в формуле кислоты записывают атомы Водорода, а последними - атомы Кислорода:

Взаимодействие воды с оксидом фосфора (V) происходит с выделением значительного количества теплоты (рис. 88) и зависит от условий:

Итак, оксиду соответствуют две кислоты - и . 

Рис. 88 Реакция воды с оксидом фосфора (V) .

Установить, какой оксид отвечает определенной кислоте, достаточно просто. Если молекула кислоты содержит два атома Водорода, из нее "извлекаем" молекулу воды: 

В случае наличии в молекуле кислоты одного или трёх атомов Водорода исходим из двух молекул соединения:

Выводы:

• Вода вступает в реакции соединения с некоторыми оксидами металлических элементов и почти всеми оксидами неметаллических элементов. 
• При реакции воды с оксидами металлических элементов образуются растворимые или малорастворимые основания; их называют щелочами.
• Соединения металлических элементов с общей формулой  называют гидроксидами.
• Продуктами реакций воды с оксидами неметаллических элементов являются кислоты.

Важнейшие химические понятия. Простые и сложные вещества. Реакции разложения и соединения

Вам известно, что химия - это наука о веществах, их составе, строении, свойствах и преобразованиях, которые происходят с ними. Вы также ознакомились с понятиями, которые являются неотъемлемыми составляющими этой науки. 

Вспомните из курса химии определение понятия «вещество».

Становление  химии как науки происходило на основании изучения состава веществ, другими словами, ученые пытались установить , с каких мельчайших частичек  состоит каждая из них. 

Вспомните, из каких частиц состоят вещества.

Из курса химии вам известно, что составляющими частицами вещества являются молекулы, атомы, ионы. Понятия «молекула» и «атом» вам уже известны. С понятием «ион» вы ознакомитесь, изучая тему «Химическая связь и строение вещества».

Вспомните и сформулируйте самостоятельно определения понятий «молекула», «атом».

В зависимости от того, какие частички входят в состав вещества  молекулы, атомы или ионы), ученые определили их на молекулярные и немолекулярные. Вы, наверное, помните, что вещества, которые состоят из молекул, принадлежат к молекулярным, а те, в основе состава которых есть атомы и ионы, - к немолекулярным. 

Простые и сложные  вещества

Объясните приведенную ниже схему классификации веществ (рис 1). Сформулируйте определение простых и сложных веществ.

Приведите примеры известных вам веществ: а) простых; б) сложных; в) металлов; г) неметаллов.

Как вам уже известно, веществам присущи определенные свойства, которые проявляются через признаки. По ним можно установить, чем вещества отличаются одно от другого или чем подобны.

Вспомните и назовите известные известные вам свойства веществ. Рассмотрите и объясните схему (рис. 2). 

Приведите примеры известных вам физических и химических свойств, веществ.

Преобразование веществ. Реакции разложения, соединения

Во время химических реакций (преобразований), как уже отмечалось, происходить разрушение одних веществ и образования других. В зависимости от того, каким образом перегруппировываются атомы и какие продукты реакций образовываются, различают разные типы химических реакций. Два из них вам уже известны(рис. 3). 

Вспомните из курса химии такие реакции:

а) добывание кислорода из пероксида водорода; б) взаимодействия кислорода с простыми и сложными веществами. 

Эта известная вам реакция добывания кислорода из пероксида водорода характерна тем, что во время нагревания вещества с участием катализатора  оксида марганца (ІV) образуются два вещества: вода и кислород.

Напишите самостоятельно уравнение реакции получения кислорода в лаборатории. Назовите, к какому типу она принадлежит. 

Изучая химически свойства кислорода, вы ознакомились с реакциями взаимодействия кислорода с простыми и сложными веществами, узнали о взаимодействии воды с оксидами. В частности, вы уже знаете, что во время взаимодействия кислорода с водородом, углеродом, серой, магнием, железом, медью образовывались сложные вещества - оксиды. В их состав входили два элемента, один из которых - кислород.

Напишите самостоятельно уравнение реакции взаимодействия кислорода с простыми веществами: металлами и неметаллами. Назовите, к какому типу они принадлежат,  и какими явлениями (признаками) сопровождаются.

Кроме взаимодействия с простыми веществами, кислород реагирует со сложными: метаном (СН₄ ), сульфидом водорода(H₂S). В организме человека происходит окисление глюкозы (С₆ Н₁₂ О₆). Результатом таких реакций являются оксиды элементов,  которые входят в состав сложных веществ. Напишите самостоятельно уравнение реакций из сложными веществами, упомянутыми выше. Чем отличаются реакции горения и медленного окисления?

Суммируем повторенное:

• Вещество — это то, из чего состоят физические тела.
• Вещества имеют способность проявлять физические и химические свойства. Во время химических реакций происходят изменения из структурными частичками веществ, вызывая их преобразование.
• Вещества делятся на простые и сложные по составу, неорганические и органические - по происхождению. Простые вещества образованы химическими элементами одного вида, сложные - двумя или более химическими элементами. К простым веществам принадлежат металлы и неметаллы, к сложным - известные вам оксиды, основания, кислоты.
• Химические реакции - это превращение, во время которых происходит разрушение одних веществ и образование других.
• Реакции разложения - превращение, во время которых с одного вещества образуются два или несколько простых или же сложных веществ.
• Реакции соединения - это превращение, во время которых из двух или более выходных веществ образуется одно сложное. 
• Химические реакции сопровождаются внешними изменениями: изменение окраски; выпадение осадка или его растворение; выделение газа; излучения света; выделение  или поглощение тепла. 
• Реакции горения - это реакции которые, происходят с выделением тепла и света.

Относительная молекулярная масса, ее исчисления по химической формуле. Массовая доля элемента в сложных веществах

Из курса химии вам известно, что атомы элементов имеют определенную массу. Поскольку молекулы и другие структурные частицы веществ состоят из атомов, то им свойственна количественная характеристика. Однако массы атомов, как и массы других структурных частиц веществ, малые, поэтому пользоваться ими во время вычислений практически очень трудно. Поэтому ученые предложили использовать не абсолютные, а относительные атомные и молекулярные массы. Обозначаются они соответственно так: А_r и М_r.

Вспомните, в чем разница между этими понятиями.

Относительная молекулярная масса - это число, которое показывает,
во сколько раз масса определенной молекулы больше чем  массы атома Углерода.

Вычисляют ее по сумме относительных атомных масс элементов, из которых состоит молекула. Рассмотрим пример.

Пример № 1

Вычислите относительную молекулярную массу угольной кислоты.
М_r (Н₂CO₃) = 2A_r(H) + A_r(C) + 3A_r(O) = 2 · 1 + 12 + 3 · 16 = 2 + 12 + 48 = 62.

Для веществ немолекулярного строения (ионного, атомного) используют термин «относительная формульная масса», что означает отношение массы формульной единицы к массе атома Углерода.

Обозначают, как и относительную молекулярную массу, - М_r, вычисляют аналогично. Рассмотрим пример.

Пример № 2

Рассчитайте относительную формульную массу ортофосфата калия К₃РО₄.

М_r (К₃РО₄) = 3A_r(К) + A_r(Р) + 4A_r(O) = 3 · 39 + 31 + 4 · 16 = 212.
 

Вычисление массовой доли элемента в составе вещества

Массовые доли элементов в составе вещества вычисляют по химической формуле. Как вам известно, массовая доля элемента - это отношение массы элемента к массе соединения. Выражается формулой:.

где w (E) - массовая доля; n - число атомов элемента; A_r - относительная атомная масса; М_r - относительная молекулярная (формульная) масса. Если же необходимо вычислить массовую долю в процентах - полученный результат нужно умножить на 100%. Вспомнить, как вычисляют массовую долю элемента, вам поможет задача.

Задача. Вычислите массовую долю Углерода в оксиде углерода (IV) . Сначала делаем короткую запись условия задачи (слева), в котором указываем, что известно и что нужно вычислить.

Известно:

СО₂

w(С) — ?

Решение

1. Вычисляем относительную молекулярную массу соединения:

2. Вычисляем массовую долю углерода по формуле:

Ответ: w (С) = 27,27%.

Суммируем повторенное:

• Относительная молекулярная масса - это число, которое показывает, во сколько раз масса определенной молекулы больше, чем  массы атома Углерода. Исчисляется по сумме относительных атомных масс элементов, которые входят в состав соединения. Применяется при исчислении относительных молекулярных масс веществ с молекулярным строением.
• Относительная формульная масса - отношение массы формульной единицы к  массе атома Углерода. Обозначается и вычисляется как относительная молекулярная масса. Применяется для соединений с немолекулярным строением (атомных и ионных).
• Массовая доля элемента - это отношение массы элемента к массе соединения, выражается формулой:.

Массовая доля растворенного вещества в растворе

Раствор и его компоненты: Вам известно, что вода является растворителем многих веществ. Доказано, что в ней растворяются твердые, жидкие и газообразные вещества. Так, готовя блюда (а все они содержат воду), вы подсаливаете их, чтобы улучшить вкусовые свойства пищи.

Поваренная соль (хлорид натрия) растворяется в воде. Изготовление физиологического раствора в медицине тоже связано с растворением хлорида натрия в воде. Для снижения концентрации уксусной кислоты к ней добавляют воду. Оксиды углерода (IV) и серы (IV) , частично растворяясь в воде, образуют слабую Н₂СО₃ и неустойчивую Н₂SО₃ кислоты.

Во всех приведенных примерах вода является растворителем, а хлорид натрия , уксусная кислота, оксиды углерода (IV) и серы (IV)  - это растворенные вещества. Растворитель и растворенное вещество образуют раствор.
Если же взять растворитель и растворенное вещество в определенных массовых количествах, то сумма масс образует массу раствора, что можно записать с помощью формулы:

• m (раствора) = m (растворителя) + m (растворенного вещества).

Например: если в воде массой 100 г растворить сахар массой 15 г, то образованный раствор будет иметь массу 115 г.

На основе прочитанного сформулируйте самостоятельно определение понятия «раствор».

Массовая доля растворенного вещества в растворе

Растворы имеют большое практическое значение в жизни человека и в природе. Они являются составляющими нашей пищи. Питательные вещества, необходимые для роста и развития растений, поступают в их организмы тоже в виде растворов. Многие лекарственные препараты представляют собой растворы физиологически действующих веществ. Можно приводить и другие примеры. Во многих случаях на различных производствах есть необходимость использовать растворы с соответствующим количеством растворенного вещества. Поэтому важно уметь определять содержание растворенного вещества в растворе. В химии его определяют массовыми долями и другими способами.

Массовая доля растворенного вещества W (читается - «дубль-ве») - это отношение массы этого вещества к массе раствора, что выражается математическим выражением: 

Например: если массовая доля вещества в растворе составляет 0,25 или 25%, это означает, что в растворе массой 100 г содержится растворенное вещество массой 25 г.

Объясните, что означают выражения:

• а) массовая доля поваренной соли в растворе составляет 0,2;
• б) массовая доля уксусной кислоты в уксусе составляет 9%.

Вычисление массовой доли растворенного вещества в растворе

Приведем пример вычисления массовой доли вещества в растворе, пользуясь представленным выше математическим выражением.

Задача №48

Вычислите массовую долю лимонной кислоты в растворе, если в воде массой 120 г растворили кислоту массой 5 ​​г.

Известно:

Решение

1. Найдем массу раствора:
m (раствора) = 120 г + 5 г = 125 г.

2. Вычислим массовую долю вещества в растворе:

Ответ: W (кислоты) = 4%.

Вычисление массы растворенного вещества в растворе

Массу растворенного вещества в растворе вычисляют по формуле, производной от формулы, по которой вычисляли массовую долю: 

Приведем пример.

Задача №49

Рассчитайте массу хлорида натрия (поваренной соли) в растворе массой 180 г, если массовая доля соли составляет 22%. 

Известно:

m (раствора NaCl) = 180 г

W (NaCl) - 22%

m(NaCl) — ?

Решение

1. Найдем массу растворенного вещества m (NaCl) по формуле: 

2. Подставляем значения в формулу:

Ответ: m (NaCl) = 39,6%.

Сложные задачи могут совмещать вычисления и массы вещества, и массовой доли.

Рассмотрим пример.

Задача №50

К раствору гидроксида калия массой 230 г с массовой долей 0,2 долили воду объемом 70 мл. Вычислите массовую долю вещества в новом растворе.

Известно:

m(раствора КОН) = 230 г

W(КОН) — 0,2

V(Н2О) = 70 мл

W(КОН) — ?

Решение

1. Найдем массу растворенного вещества m (КОН) по формуле:
m (вещества) = m (раствора) · W.

2. Подставляем значения в формулу:
m(КОН) = 230 г · 0,2 = 46 г.

3. Находим массу нового раствора:
m₁ = 230 г + 70 г = 300 г.

Поскольку плотность воды составляет 1 г/мл, то объем 70 мл соответствует массе 70 г.

4. Находим массовую долю гидроксида калия в новом растворе:

Ответ: W (КОН) = 15,3%.

Суммируем повторенное:

• Раствор - это однородная смесь, состоящая из растворителя и растворенного вещества. Вода является растворителем многих веществ.
• Массовая доля растворенного вещества W (читается - «дубль-ве») - это отношение массы этого вещества к массе раствора, выражается формулой: 

Выражается в долях от единицы или в процентах.

• Масса вещества вычисляется по формуле:и выражается в граммах (г), килограммах (кг), тоннах (т).

Периодический закон и периодическая система химических элементов

Вы частично ознакомились с устройством периодической системы химических элементов. Вам известно, что любая наука начинается с уборки и накопления научных фактов, а имея достаточно этих данных, осуществляет их классификацию. Открытие все большего количества химических элементов, изучение их простых и сложных веществ поставило ученых-химиков перед фактом, что существующая классификация элементов на металлические и неметаллические, а простых веществ - на металлы и неметаллы (А.-Л. Лавуазье) является слишком обобщенной и неточной.

В поисках факторов, которые можно взять за основу классификации, немецкий ученый И. Деберейнер, работая над исследованием свойств Брома, обнаружил в 1829, что этот элемент занимает промежуточное место между Хлором и Йодом. Он установил постепенное изменение их атомной массы. Впоследствии исследователь выделил еще несколько подобных троек элементов, которые назвал «триадами». Это: Li, Na, K; Са, Sr, Ba; P, As, Sb; S, Se, Te; Fe, Co, Ni. Первой была «Триада» Cl, Br, I. Выяснилось, что атомная масса среднего элемента, входящего в состав каждой из «триад», примерно равна среднему арифметическому атомных масс двух крайних элементов. Однако ученому не удалось охватить все элементы «триадами», поэтому другие известные в то время элементы оставались вне их.

Английский ученый-химик Дж. Ньюлендс расположил элементы по возрастанию их атомных масс в один ряд. Анализируя их свойства и свойства образуемых ими простых веществ, он обратил внимание на то, что каждый восьмой элемент и его простая вещество проявляют сходство в избранное первого, то есть существует некоторая закономерность. Ученый назвал ее «законом октав» (По аналогии с октавами в музыке, содержащих восемь нот). Однако никаких обоснований обнаруженной им закономерности этот исследователь не дал.

Французский геолог А. Э. де Шанкуртуа (1820-1886) создал так называемую «винтовую» модель классификации элементов, взяв за основу, опять же, атомные массы. Он обнаружил, что подобные элементы попадают в вертикальные столбцы.

Немецкий химик Ю. Л. Мейер (1830-1895) больше приблизился к естественной классификации элементов. Он построил график зависимости свойств элементов от величины атомных масс, который выглядели как волны. Каждая волна поднимается острым пиком в местах расположения щелочных металлических элементов, а затем происходит спуск. Каждый спуск и подъем соответствует периоду в современной периодической системе. Второй и третий периоды включали по семь элементов и практически соответствовали «октавам» Дж. Ньюлендса.

Но Ю. Л. Мейер обнаружил, что это свойственно только указанным периодам, а дальше «закон октав» уже не мог действовать, поскольку следующие периоды помещали большее количество элементов.

В 1864 исследователь предложил таблицу классификации элементов по возрастанию атомных масс, ограничившись 28 элементами, чтобы подчеркнуть закономерность, заложенную в «Триадах». Через шесть лет Ю. Л. Мейер подал новую таблицу, состоящую из 9 столбцов, в которых подобные элементы располагались горизонтально. В некоторых клетках элементы отсутствовали. Эта таблица была наиболее приближена к естественной классификации химических элементов.

А 1865 ученые пришли к выводу о том, что за основу классификации надо взять относительные атомные массы как единую устойчивую характеристику атома.

Через 4 года после уже описанных работ российский ученый Д. И. Менделеев, обнаружив периодичность изменений элементов, сумел объяснить зависимость между величиной атомной массы элемента и свойствами простых и сложных веществ, образованных этим элементом.

Эта закономерность легла в основу открытия периодического закона и построения таблицы классификации химических элементов. В 1871 г. в качестве обобщения выявленных закономерностей ученым был сформулирован периодический закон.

Щелочные элементы и их простые вещества

В таблице классификации химических элементов каждый ряд начинается щелочным металлическим элементом.

Подумайте и выскажите свое предположение, почему именно так назвали эти элементы.

Какие из элементов относятся к щелочным? Семья щелочных металлов представлена ​​шестью элементами, в частности: Литием Li, Натрием Na, Калием K, Рубидием Rb, Цезием Cs, Францием Fr. Последний из них, добытый искусственно, является радиоактивным. Из-за высокой химической активности эти металлы не существуют в свободном состоянии.

Определите расположение этих металлов в периодической системе.

Как видно из таблицы, они образуют целую подгруппу в первом вертикальном ряду элементов. Это означает, что щелочные элементы характеризуются сходством как физических, так и химических свойств, в соединениях всегда одновалентные. Все простые вещества, образованные этими элементами, являются типичными металлами.

Вспомните, какие физические свойства характерны для металлов.

Итак, для щелочных металлов характерно металлический блеск, высокая пластичность, низкие температуры плавления и кипения, которые с ростом их порядковых номеров и относительной атомной массы снижаются. Щелочные металлы относятся к легким, поскольку их плотность составляет от 0,53 до 2,3 г/см³. Отсюда можно сделать вывод о том, что с увеличением относительных атомных масс щелочных элементов меняются физические свойства их простых веществ (Табл. 1). Несмотря на то, что щелочные металлы являются химически активными веществами, они легко окисляются кислородом воздуха. Общая формула образованных ими оксидов - R₂О, где R - соответствующий металл. Таблица 1

 

Изменение свойств щелочных металлов, их оксидов и гидроксидов

Напишите формулы оксидов щелочных элементов и выясните, к какой из групп (основная или кислотная) они принадлежат.

Важно отметить, что оксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой, в результате чего образуются гидроксиды - основания, растворимые в воде. Общая формула гидроксидов, образованных щелочными металлическими элементами - ROH, где R - ион металлического элемента.

Вспомните взаимодействие основных оксидов с водой. Напишите уравнения реакций  оксидов натрия и калия с водой.

Гидроксиды щелочных металлов хорошо растворимы в воде и меняют окраску фенолфталеина на малиновую. Какой характер проявляют гидроксиды щелочных металлов? Откуда, по-вашему, происходит название «щелочи»?
Li₂O, Na₂O, K₂O, Rb₂O, Cs₂O, Fr₂O - это основные оксиды.
LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH - типичные основания.

Наблюдаются определенные закономерные изменения в химических свойствах соединений щелочных металлов. В частности, с ростом относительных атомных масс элементов усиливается способность оксидов и гидроксидов легче загораться на воздухе, растет растворимость в воде (Табл. 1, с. 20).

Галогены и их простые вещества

Вторая семья химических элементов - галогены, в противовес щелочным, состоит из типичных неметаллических элементов. В нее входят Фтор F, хлор Cl, Бром Br, Йод I, Астат At (радиоактивный). Название семьи происходит от греческих слов «галос» - соль и «генос» - происхождение, что значит «те, что рождают соль». Молекулы простых веществ галогенов состоят из двух атомов.

Напишите ряд простых веществ, образованных галогенами, и дайте им названия.

С ростом порядковых номеров возрастает относительная молекулярная масса простых веществ. Соответственно меняются их физические свойства: повышаются температуры плавления и кипения, увеличивается плотность. Меняется и агрегатное состояние: фтор F₂ и хлор Cl₂ - это газы желтого и желто-зеленого цвета соответственно, бром Br₂  - жидкость красно-бурого цвета, а йод I₂ - твердое, темно-серого цвета с металлическим блеском вещество. Галогены, кроме цвета, характеризуются и наличием резкого запаха. Вдыхание паров галогенов приводит к отравлению. Например, от хлора, который в Первую мировую войну использовали как химическое оружие, пострадало большое количество людей.

Вспомните физические свойства, характерные для неметаллов. Сравните их со свойствами галогенов.

Галогены, как и щелочные металлы, проявляют высокую химическую активность, поэтому легко реагируют со многими простыми веществами. Оксиды, в которых они проявляют высшую валентность (за исключением Фтора и Брома), можно представить общей формуле R₂О₇ , Где R - соответствующий неметаллический элемент. 

Простые вещества галогены во время реакций с водородом при определенных условиях образуют летучие соединения состава HF, HCl, HBr, HI. Водород сгорает в хлоре голубым пламенем, в результате чего образуется хлороводород (рис. 4) - газ, хорошо растворимый в воде. растворение этого газа в воде сопровождается образованием фонтана (рис. 5).
Все водород галогениды - хорошо растворимые в воде газы. Их водные растворы изменяют окраску лакмуса и метилоранжа на красный и розовый цвета соответственно, что свидетельствует о наличии кислой среды. Другими словами - в растворах водород галогениды являются кислотами.

Напишите уравнения взаимодействия галогенов с натрием и водородом. Укажите тип химических реакций.

Важно знать, что химическая активность галогенов неодинакова. С ростом относительных атомных масс элементов она
ослабляется от Фтора к Йоду, соответственно ослабляется скорость образования соединений галогенов с водородом.

Решение задач на тему: Галогены

Задача №51

Зеленоватый газ имеет плотность 3,485 г/л при давлении 1,2 атм и температуре 25 °С. Установите формулу газа.

Решение. Необходимо использовать уравнение Клапейрона—Менделеева (см. гл. 4), записав его в виде , где М — молярная масса, р — плотность газа.

Отсюда — это хлор ().

Ответ. .

Задача №52

С помощью каких реакций раствор иодида калия можно отличить от раствора хлорида натрия?

Решение. 1) Можно воспользоваться окислительно-восстановительными свойствами галогенид-ионов: иодид калия -сильный восстановитель и окисляется до йода под действием хлора:

Признак реакции - окрашивание раствора в темный цвет за счет йода. Хлорид натрия с хлором не реагирует.

2) Качественная реакция на галогенид-ионы - выпадение осадков при действии раствора нитрата серебра:

AgCl - белый осадок, Agl - ярко-желтый.

Задача №53

Напишите уравнения реакций, которые могут происходить при действии концентрированной серной кислоты на все твердые галогениды калия. Возможны ли эти реакции в водном растворе?

Решение. При действии концентрированной серной кислоты на фторид и хлорид калия при нагревании выделяются соответственно фтороводород и хлороводород:

Это — лабораторный способ получения данных галогено-водородов.

Бромоводород и иодоводород — сильные восстановители и легко окисляются серной кислотой до свободных галогенов, при этом НВr восстанавливает серную кислоту до , a HI (как более сильный восстановитель) — до :

В водном растворе серная кислота уже не является сильным окислителем. Кроме того, все галогеноводородные кислоты — сильные (за исключением плавиковой кислоты), и серная кислота не может вытеснять их из солей. В водном растворе возможна единственная обменная реакция:

Признак реакции — образование малодиссоциирующего вещества (слабой плавиковой кислоты).

Задача №54

Составьте уравнения следующих реакций:

Решение. 1) —сильный окислитель, восстанавливается до — восстановитель, окисляется в до :

2) — окислитель, восстанавливается до — восстановитель, окисляется до :

3)Как и все галогены (кроме фтора), йод в щелочной среде диспропорционирует:

4)    Бромид-ион — сильный восстановитель и окисляется бромат-ионом в кислой среде до брома:

Задача №55

После нагревания 22,12 г перманганата калия образовалось 21,16 г твердой смеси. Какой максимальный объем хлора (н. у.) можно получить при действии на образовавшуюся смесь 36,5%-ной соляной кислоты (плотность 1,18 г/мл)? Какой объем кислоты при этом расходуется?

Решение. При нагревании перманганат калия разлагается:

Масса смеси уменьшается за счет выделившегося кислорода: = m/М = (22,12 - 21,16)/32 = 0,03 моль. В результате реакции также образовались 0,03 моль , 0,03 моль и израсходовано 0,06 моль . Перманганат калия разложился не весь. После реакции он остался в смеси в количестве - 22,12/158 - 0,06 = 0,08 моль.

Все три вещества, находящиеся в конечной смеси (, ), — сильные окислители и при нагревании окисляют соляную кислоту до хлора:

Общее количество хлора, который выделился в этих трех реакциях, равно = 0,08 5/2 + 0,03 2 + 0,03 = 0,29 моль, а объем составляет = 0,29 22,4 = 6,50 л.

Количество израсходованного хлороводорода равно:

Ответ.

Задача №56

К подкисленному раствору, содержащему 0,543 г некоторой соли, в состав которой входят натрий, хлор и кислород, добавили раствор иодида калия до прекращения выделения йода. Масса образовавшегося йода равна 3,05 г. Установите формулу соли. На сколько процентов уменьшится масса твердого вещества при полном термическом разложении исходной соли?

Решение. Общая формула неизвестной соли , где х = 14. Уравнение окисления иодида калия имеет общий вид:

Количество вещества = m/M = 3,05/254 = = 0,012 моль, = 0,012/x моль. С другой стороны,

= m/M = 0,543/(23 + 35,5 + 16x) моль. Из уравнения

находим х = 2. Искомая соль — хлорит натрия

Все кислородсодержащие соли хлора при сильном нагревании разлагаются на хлорид и кислород:

Из 1 моль (90,5 г) образуется 1 моль NaCl (58,5 г). Потеря массы составляет 32 г, или 32/90,5 • 100% = 35,4%.

Ответ. Потеря массы 35,4%.

Инертные элементы

В VІІІ группе периодической системы находятся инертные элементы. Это Гелий Не, Неон Ne, Аргон Ar, Криптон Kr, Ксенон Хе. Они образуют главную подгруппу (А) этой группы. Характерной особенностью этих элементов является то, что их атомы не сообщающихся между собой и не образуют соединений ни с Водородом, ни с металлическими элементами. Символы химических элементов и формулы их молекул - идентичны. Простые вещества этих элементов известны под названием «благородные газы». При пропускании через них электрического тока они  светятся разными цветами. Это свойство применяется в рекламной отрасли.

Вывод:

• С накоплением фактов о химических элементах появилась необходимость их классификации. Предшественниками Д. И. Менделеева были немецкий ученый И. Деберейнер, английский ученый-химик Дж. Ньюлэндс, французский геолог А. Э. де Шанкуртуа и немецкий химик Ю. Л. Мейер, которые обнаружили, что за основной признак классификации необходимо взять единственную постоянную характеристику атома - относительную атомную массу.
• Исследовав сходство отдельных химических элементов, их простых и сложных веществ, ученые выделили несколько семей подобных элементов, в частности: щелочные и инертные элементы, галогены.
• Основные элементы - естественная семья элементов, образующих сходные между собой по свойствам простые и сложные вещества.
• Щелочные элементы - типичные металлы, их оксиды R₂O проявляют основные свойства, а соединения оксидов с водой - гидроксиды ROH хорошо растворимые в воде и являются щелочами.
• Химическая активность щелочных металлов усиливается с ростом относительной атомной массы элементов.
• Галогены - естественная семья активных неметаллических элементов, образующие простые вещества типичных неметаллов, молекулы которых двухатомные. С ростом относительной атомной массы элементов химическая активность ослабевает. Галогены реагируют с водородом и другими простыми веществами.
• Инертные элементы - естественная семья элементов, проявляющих стойкую инертность к другим веществам. Образуемые ими простые вещества одноатомные, находятся в газообразном состоянии. В пропускании через них электрического тока светятся разными цветами.

Периодический закон Д. И. Менделеева

Вам известно, что периодической системой химических элементов можно пользоваться как справочной таблицей для определения названия элемента и его простого вещества, относительных атомных масс элементов. Однако вы еще не знакомы с основными закономерностями, наблюдаемыми в периодах и группах, а также с тем, почему свойства элементов и их соединений изменяются в зависимости от величины атомных масс элементов.

Во время открытия периодического закона было известно 63 химических элемента. Многие из них находилось в уже известных классификациях. Д. И. Менделеев сделал вывод о том, что между всеми элементами существует взаимосвязь. Чтобы доказать это, за основу классификации он выбрал относительную атомную массу как  единую, устойчивую к тому время, характеристику атома.

Ученый сделал карточки, в которых обозначались символы элементов, относительные атомные массы, физические свойства простых веществ, высшие оксиды и гидраты оксидов соответствующих элементов. Эти
карточки Д. И. Менделеев расположил в ряд по возрастанию их относительных атомных масс. Анализируя все сведения, он обратил внимание на повторяемость свойств через определенное число элементов.

Чтобы лучше понять открытый Д. И. Менделеевым периодический закон, проследим путь от его открытия к созданию таблицы классификации химических элементов, получившая название периодическая система.

Изменение свойств элементов и их соединений показано в таблице 2 (с. 26). Проанализировав представленные в ней сведения, вы поймете ход мыслей Д. И. Менделеева. Как видим, через определенное количество элементов свойства их периодически повторяются. Аналогично наблюдается изменение свойств соединений: высших оксидов, гидратов оксидов, летучих соединений с водородом. От Лития к Азоту растет валентность элементов по кислороду от 1 до 4, а от Натрия до Хлора - от 1 до 7. Так же происходит изменение валентности элементов в гидратах оксидов. В соединениях неметаллических элементов с водородом (летучих соединениях) валентность атомов элементов находится от 4 до 1.

Д. И. Менделеев пронумеровал составленный ряд элементов, вследствие чего каждый из них получил свой порядковый номер. Далее ученый выделил ряды, начинающиеся щелочным металлическим элементом и заканчивающиеся галогеном (инертные элементы в настоящее время еще не были открыты), и увидел, что через некоторый промежуток их свойства периодически повторяются. Эти ряды были названы периодами. Разместив их друг под другом, ученый составил таблицу, которая получила название периодическая система химических элементов.

Исследуя и в дальнейшем свойства элементов и образованных ими соединений, а также доказав существование естественных групп, Дмитрий Менделеев выявленную закономерность сформулировал как периодический закон.
В трактовке Д. И. Менделеева, которое он сформулировал 18 февраля 1869, закон звучал так: 

Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, находятся в периодической зависимости от величины их атомных весов.

Однако выявленная закономерность наблюдалась не у всех периодов. Возникали определенные нарушения со значением относительных атомных масс, которые требовали уточнений. Кроме этого, в таблице появлялись свободные ячейки. Это свидетельствовало о том, что ученый предсказал существование еще неизвестных в то время элементов. для некоторых из них Дмитрий Менделеев определил возможные значения относительных атомных масс, состав и свойства простых и сложных соединений, указал место в периодической системе.

Дальнейшие научные открытия доказали универсальность классификации на основе периодического закона. Впоследствии были открыты Галлий Ga (№31), предполагаемый Д. И. Менделеевым, Скандий Sc (№21),
Германий Ge (№ 32). Открытие этих элементов послужило признанию периодического закона, а периодическую систему стали считать действительно естественной классификации химических элементов.

Позже в определении периодического закона термин «вес» заменено на «масса» из-за того, что вес зависит от того, в каком месте производится взвешивание. Масса же является неизменной характеристикой атома. Поэтому в новой трактовке закон читается так:

Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, находятся в периодической зависимости от величины их атомных масс.

Итак, созданная Д. И. Менделеевым периодическая система является графическим отображением периодического закона. Дальнейшие научные исследования по строению атома не отрицали открытия периодического закона, а, как и предполагал ученый, дали ему новую жизнь - «Надстройку и развитие». 

Вывод:

• Периодический закон открыт Д. И. Менделеевым на основе естественной классификации химических элементов и их соединений.
• Признаком классификации выбрана относительная атомная масса - единственная постоянная характеристика элементов.
• Расположение элементов в порядке возрастания их относительных атомных масс способствовало выявлению периодичности повторения свойств элементов и соединений, образуемых ими. Это позволило сформулировать периодический закон.
• Периодический закон является универсальным законом природы. Благодаря этому закону создана основа для дальнейших научных открытий не только в химии, но и в других естественных науках. Доказано существование в природе новых, неизвестных в то время, химических элементов и искусственно добытых радиоактивных. Его дальнейшее развитие обеспечивает понимание взаимосвязей между элементами и их соединениями, способствует открытию и применению новых соединений и материалов на их основе.

Структура периодической системы химических элементов

Периодический закон нашел свое отражение в многочисленных вариантах периодической системы (см. короткий и длинный варианты на форзацах). Чтобы лучше понять, почему таблицу назвали периодической системой, выясним, что же такое система. Понятие «система» означает целостность, составленная из частей, однако эти части взаимосвязаны определенными зависимостями. Поэтому основная наша задача - найти те зависимости между элементами и их соединениями, которые сделают утверждение,  что сведения о них действительно системными.

Расположенные в ряд химические элементы в порядке возрастания относительных атомных масс Дмитрий Менделеев пронумеровал и, как уже известно, назвал порядковым номером. После этого он разделил образованный ряд на короткие ряды, в которых наблюдалось изменение свойств от типичных металлических (щелочных) к типичным неметаллическим (галогенам) элементам. Эти ряды были названы периодами. После открытия благородных газов их расположили за галогенами, поэтому в современной периодической системе они завершают каждый период. 

Периоды - это горизонтальные ряды элементов, расположенные в порядке возрастания их атомных масс, начинающиеся щелочным металлическим и заканчивающиеся инертным элементом.

Периоды вмещают 2, 8, 18 или 32 элемента. В зависимости от количества элементов их разделяют на малые и большие (см. Форзацы). Периодическая система содержит 7 периодов, образующих десять рядов. Седьмой период до недавнего времени был незавершенный и содержал 26 элементов. 

Периоды, в которых элементы расположены в один ряд, называют малыми. Большие периоды состоят из двух рядов (рис. 6).

 

Назовите, пользуясь периодической системой, малые и большие периоды.

Расположены друг под другом периоды образуют таблицу, в которой четко выделяются вертикальные столбцы - группы. В них попадают элементы, сходные по свойствам (табл. 2, с. 26). 

Группы - это вертикальные столбцы химических элементов, сходных по свойствам.

Назовите самостоятельно три известные вам природные семьи элементов.

В периодической системе (короткий вариант) есть восемь групп. все они пронумерованы римскими цифрами от I до VIII. каждая из групп делится на две подгруппы: главную (А) и побочную (Б).
Схематично это можно представить следующим образом (рис. 7). 

Из представленной выше схемы видно, что элементы II группы (рис. 7 а, ) разделены на две подгруппы. В состав главной подгруппы входят элементы малых (1-3) и больших (4-7) периодов. Сюда могут входить металлические и неметаллические элементы. Они расположены слева. В побочную подгруппу входят элементы только больших периодов: Цинк, Кадмий, Ртуть, то есть только металлические.

Назовите самостоятельно, пользуясь периодической системой, элементы главной и побочной подгрупп VІІІ группы.

Особое строение имеет VІІІ группа (рис. 8). Ее побочная подгруппа включает три триады металлических элементов, получивших название семья Железа, а все остальные - платиновых элементов. Главная подгруппа - инертные элементы, которыми завершается каждый период.

 Сформулируйте самостоятельно определения главных и побочных подгрупп.

Другие структурные части периодической системы. В периодической системе под 7 периодом расположены 2 ряда общих формул, высшие оксиды и летучие соединения элементов с Водородом. Это значит, что элементы, которые входят в эту группу, проявляют более высокую валентность, которая соответствует номеру группы. Таким образом, по номеру группы  легко определить высшую валентность элемента (кроме Водорода, Кислорода, Фтора). 

Летучие соединения элементов с Водородом образуют неметаллические элементы. В периодах они расположены в А подгруппах ІV-VІІІ групп. По общим формулам этих соединений определяют валентность элемента по Водороду.
И, чтобы у вас не возникли сомнения в неполноте структуры периодической системы, необходимо отметить, что она завершается еще двумя рядами элементов под названиями «Лантаноиды» и «Актиноиды». Они объединены в семьи, названы по сходству с Лантаном (№ 57) и Актинием (№ 89), и проявляют подобные свойства. Так как в одну ячейку периодической системы они не помещаются, их принято изображать отдельными строками. Итак, расположение элементов по группам облегчает их изучения. Зная строение и свойства одного, можно предвидеть строение и свойства всех остальных, входящих в состав группы или подгруппы.

Вспомните, в чем проявляется сходство свойств природных групп металлических и неметаллических элементов и их соединений.

Надо вспомнить и о долгом варианте периодической системы. В отличие от короткого, периодом является каждый горизонтальный ряд элементов. Он также вмещает 18 групп, деление на подгруппы здесь отсутствует (см. Форзац 2).

Закономерности периодов и групп. В периодах наблюдаются определенные закономерности. В малых периодах слева направо с ростом относительных атомных масс элементов происходит ослабление их металлических и усиление неметаллических свойств. Аналогичные изменения происходят со свойствами оксидов и гидроксидов, образованных этими элементами. Щелочные свойства ослабляются, а кислотные - усиливаются. Например, проанализируем  период (табл. 3, ). В главных подгруппах тоже наблюдаются определенные изменения в свойствах элементов. С ростом относительных атомных масс сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. Поэтому химическая активность для металлов усиливается, а для неметаллов - ослабляется. В связи с этим в оксидах и гидратах оксидов, образованных металлическими элементами, усиливаются щелочные свойства. Для оксидов и гидратов оксидов неметаллических элементов наблюдается ослабление их кислотного характера. 

Как уже известно, по номеру группы можно определить высшую валентность элемента в соединениях. Однако надо помнить о том, что существуют исключения для элементов некоторых подгрупп. Такими исключениями являются элемент I группы побочной подгруппы Медь и элемент главной подгруппы VІІ группы Фтор.

Кроме этого, учитывая химические свойства элементов и их соединений, Менделеев сделал некоторые правки, которые противоречили общей закономерности. Поэтому Аргон A_r ученый расположил перед Калием К, Теллур То - перед Йодом и Кобальт Со - перед Никелем Ni.

Найдите в периодической системе значения относительных атомных масс этих элементов и объясните, какие именно нарушения вы наблюдаете. 

Вывод:

• Периодический закон, открытый Д. И. Менделеевым, нашел свое графическое отображение в таблице, получившей название «Периодическая система химических элементов».
• Периодическая система имеет четкую структуру, где каждый элемент получил свое место и соответствующую характеристику. составляющими периодической системы есть периоды и группы.
• Периоды - это горизонтальные ряды элементов, расположенные в порядке возрастания их атомных масс, начинающиеся щелочным металлическим и заканчиваются инертным элементом. Периоды, в зависимости от количества элементов, делятся на малые (2 или 8 элементов) и большие (18 или 32 элементы).
• Группы - это вертикальные столбцы химических элементов, сходных по свойствами. Группы делятся на главные (А) и побочные (Б)подгруппы. К главным отнесены те подгруппы, которые содержат элементы малых и больших периодов. В побочные подгруппы входят элементы только больших периодов.
• В периодах с ростом относительных атомных масс элементов ослабляются металлические свойства и усиливаются неметаллические. Для оксидов и гидратов оксидов происходит ослабление основных и усиление кислотных свойств. Усиливается кислотный характер растворов летучих соединений неметаллических элементов с Водородом.
• В главных подгруппах с ростом относительных атомных масс элементов усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. Для оксидов и гидратов оксидов происходит ослабление кислотных свойств.

Строение атома. Состав атомных ядер

Ядро и электронная оболочка: При изучении понятия «химический элемент» вы уже частично ознакомились с устройством атома. Вам известно, что первоначальное название «атом», которое в переводе означает «неделимый», на сегодняшний день является условной. Действительно, эту частичку долгое время считали неделимой. Однако неделимость атома отрицали научные исследования французского физика А. Беккереля (1852-1908), которому принадлежит открытие явления радиоактивности (1896 г.). На это открытие опирался известный английский физик Э. Резерфорд (1871-1937) для подтверждения сложности строения атома. Исследуя природу радиоактивного излучения, в 1911 ученый предложил ядерную (планетарную) модель строения атома.

Составными частями атома являются ядро ​​и электронная оболочка. Ядро, имеющее положительный заряд, находится в центре атома, а вокруг него на определенных расстояниях (орбитах) вращаются отрицательно заряженные электроны (рис. 9).

 

Учитывая то, что атом электронейтральная частица, положительный заряд ядра компенсируется соответствующим количеством электронов.

Состав атомных ядер

Открытие строения атома дало толчок к дальнейшим исследованиям его строения. Через несколько лет Э. Резерфорд обнаружил, что и ядро ​​атома является сложным образованием. В ядре содержатся положительно заряженные частицы - протоны р, имеющие заряд +1. Другой английский ученый Дж. Чедвик (1891-1974) экспериментально обнаружил и нейтральную частицу ядра и дал ей название нейтрон n.

Установлено: масса нейтрона такая же, как масса протона. Поскольку протоны являются положительно заряженными частицами с зарядом +1, а нейтроны - электронейтральны, то заряд ядра атома определяется числом протонов в ядре. У атома Углерода заряд ядра - +6, а у Кислорода - +8. Итак, заряд ядра атома соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе. В этом заключается физический смысл порядкового номера элемента. Учитывая, что порядковый номер элемента указывает на заряд ядра атома, ученые сформулировали современную трактовку периодического закона.

Свойства химических элементов и их соединений находятся в
периодической зависимости от величины зарядов их атомных ядер.

Общее название протонов и нейтронов в ядре атома - нуклон. Упрощенно строение ядра атома Углерода представлено на рисунке 10.

Рис 10. Строение ядра атома Углерода

Ядра атомов - это система нуклонов (A), которая взаимосвязана между собой ядерной силой.

От количества нуклонов, которые содержатся в ядре, зависит образование различных видов атомных ядер - нуклидов. Нуклид характеризуется определенным количеством протонов (Z) и нейтронов (N). Общее количество протонов и нейтронов в ядре называют нуклонным числом.
Количество протонов в ядре определяется протонным числом.
Учитывая то, что основой атома является ядро, его обозначают символом элемента, у которого вверху слева проставляют нуклонное, а внизу слева - протонное числа (рис. 11).

Рис. 11. Символьное обозначение ядер атомов Кислорода и Углерода

Вам уже известно, что атом - электронейтральная частица. Поэтому положительный заряд ядра атома компенсируется отрицательно заряженными электронами, которые непрерывно движутся вокруг ядра. Учеными установлено, что электроны движутся не беспорядочно, а на определенном расстоянии от ядра, которое обусловлено ​​запасом их энергии.

Расстояния, на которых движутся электроны относительно ядра атома, называют энергетическими уровнями. Определенное количество энергетических уровней образует электронную оболочку атома.
Итак, учитывая строение атомов химических элементов, можно сделать следующие шаги выводы.

1. Атом является сложной системой, состоящей из ядра и электронной оболочки.
2. Ядро атома содержит определенное количество нуклонов, равна сумме протонов (Z) и нейтронов (N).
3. Вид атомов одного химического элемента с определенным числом протонов и нейтронов называют нуклидом.
4. Вокруг ядра атома движутся электроны, количество которых соответствует величине заряда ядра. Совокупность всех электронов образует электронную оболочку атома.
5. Электроны в электронной оболочке находятся на определенных расстояниях от ядра, так называемых энергетических уровнях. 

Изотопы

Если вы обратили внимание на значение относительных атомных масс элементов в периодической системе, то увидели, что они выражены дробными, а не целыми числами. «Как это объяснить? - спросите вы. - Ведь мы выяснили, что нуклонных число соответствует сумме протонов и нейтронов, масса каждого из которых равна 1 ».

Учеными доказано, что большинство элементов состоят не из одного, а из нескольких нуклидов. Например, в природе встречаются по три разновидности атомов Водорода, Кислорода, Углерода, две разновидности атомов Хлора и др. Они характеризуются одинаковыми зарядами ядра атома, но разными нуклонными числами. Суть этого явления заключается в том, что в состав атомных ядер может входить разное количество нейтронов. Например, Водород образует разновидности атомов с нуклонных числами 1, 2, 3, которые получили, соответственно, названия Протий  Дейтерий (D), Тритий (Т). Из приведенных обозначений видно, что у Протия в ядре атома является лишь
1 протон, у Дейтерия - 1 протон и 1 нейтрон, а у Трития - 1 протон и 2 нейтрона.

Разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра (протонное число), но различные нуклонные числа, называют изотопами.

Существованием изотопов и объясняются дробные значения относительных атомных масс, поскольку их вычисляют с учетом массовой доли каждого нуклида в природе. Например, в Хлоре массовая доля легкого изотопа ³⁵Cl составляет примерно 75,53%, а тяжелого - ³⁷Cl - 24,47%. Отсюда округленно относительная атомная масса хлора равна 35,5. А  учитывая то, что элементы с одинаковым зарядом ядра проявляют одинаковые свойства, изотопный состав во время их изучения не принимают во внимание.
Учитывая факт существования изотопов, было уточнено определение понятия «химический элемент».

Существуют два вида изотопов, классифицированные по способности к
излучению, а именно: стабильные и радиоактивные. 

Определение строения атома по периодической системе

Строение атомов химических элементов очень удобно определять, пользуясь периодической системой. Количество протонов определяется протонным числом (у Д. И. Менделеева - порядковый номер элемента). Если от числового значения относительной атомной массы элемента, которая тоже внесена в периодическую систему, вычесть число протонов, то полученная разница соответствует количеству нейтронов в ядре атома. Число электронов в электронной оболочке соответствует числу протонов.

Вывод:

• Исследование радиоактивного излучения изменили устоявшееся мнение ученых о неделимости атома. Э. Резерфорд установил, что атом состоит из положительно заряженного ядра и электронной оболочки, которая компенсирует заряд ядра, а потому атом является электронейтральной частицей.
• В состав ядра атома входят протоны - положительно заряженные частицы с зарядом 1 и массой 1 и нейтроны - электронейтральные частицы с массой 1. Общее название протонов и нейтронов в ядре - нуклон. От количества нуклонов в ядре зависит образования различных видов атомных ядер - нуклидов.
• Заряд ядра атома определяется числом протонов в ядре, протонным числом, соответствует порядковому номеру элемента. В этом заключается физическая сущность порядкового номера элемента. 
• Разновидности атомов одного и того же химического элемента, которые имеют одинаковый заряд ядра (протонное число), но различные нуклонные числа, называют изотопами.
• Химический элемент - это вид атомов с одинаковым зарядом ядра (Протонным числом)

Состояние электронов в атоме

Дальнейшее изучение строения атома подтвердило то, что электроны в атоме находятся в постоянном движении. Однако ядерная (планетарная) модель строения атома оказалась несовершенной, поскольку не дала четких представлений о распределении электронов в пространстве, которое образуется вокруг ядра атома, и их движении. Кроме этого, при вращении вокруг ядра электроны должны терять энергию и упасть на ядро, чего на самом деле не происходит. Это побудило исследователей строения атома к новым размышлениям и натолкнуло на мысль о том, что электрон проявляет двойственную природу, в частности, как установил французский физик Л. де Бройль (1892-1987), кроме свойств микрочастицы, он обладает свойствами волны. Итак, был сделан вывод: физические законы о движение больших тел не соответствуют представлениям о движении электронов.

Научными исследованиями установлено, что электрон, двигаясь в атоме, не описывает четко выраженную траекторию, а образует определенный объем пространства вокруг ядра - электронную орбиталь. Поэтому можно описать большую или меньшую вероятность (до 90%) пребывания его в этом пространстве.

Электронная орбиталь - это объем пространства вокруг ядра атома, в котором наиболее вероятно пребывание электрона.

Итак, электрон находится в определенный промежуток времени на электронной орбитали. Вследствие того, что электрон, кроме свойств частицы, наделен и свойствами волны, одновременно определить скорость и направление его движения невозможно. Доказано, что быстрое движение электрона вокруг ядра приводит к образованию «электронного облака» (представьте себе движение привязанной к нити шарика, который быстро вращают). Это облако характеризуется определенной плотностью отрицательного заряда, которое будто растягивается в объеме движения электрона. Там, где вероятность нахождения электрона наибольшая, плотность облака большая, но с удалением его от ядра атома плотность этого облака быстро уменьшается (рис. 12).

Объясните, почему облако, образованное движением электрона, имеет отрицательный заряд.

Электронные облака, возникающие вследствие движения отдельных электронов в атоме, в сумме образуют электронную оболочку атома.
Установлено, что во время химических реакций ядра атомов не претерпевают никаких изменений. Меняются электронные оболочки и, соответственно, свойства элементов. Поэтому, чтобы понять и познать суть химического
преобразования, нужно знать о состоянии электронов в атоме.

Характеристика орбиталей

Образовавшееся движением электрона электронное облако называют орбиталью (соответственно современную модель строения атома называют орбитальной или квантово-механической). Орбитали отличаются по форме, поэтому электроны по-разному движутся вокруг ядра.

По современным сведениям о состоянии электронов в атоме, выделяют такие формы орбиталей: s- (читается - «эс»), p- (читается - «пэ»), d- (читается - «дэ»), f- (читается -«эф»). s-орбитали (от англ. сфера) имеют сферическую форму, то есть форму шара. В ее центре располагается ядро ​​атома. Электроны орбитали сферической формы называют s-электронами. р-орбитали (от англ. перпендикуляр) описывают во время движения вокруг ядра форму правильной восьмерки (гантели). Электроны гантелеподобной орбитали называют р-электронами. 

• d- и f-электроны движутся вокруг ядра, описывая еще более сложные конфигурации электронных облаков.

Поскольку вы изучаете строение электронных оболочек атомов
химических элементов №1-20, то для них свойственны только s- и р-орбитали.

Другой, весьма важной характеристикой орбитали, является запас энергии электрона. Запас энергии зависит от того, на каком расстоянии от ядра движется электрон. Наименьший запас энергии имеет тот электрон, который располагается ближе к ядру атома. По мере удаления от него энергия электрона возрастает. Расстояние от ядра, на котором наиболее вероятно пребывание электрона, называют энергетическим уровнем. Энергетический уровень образуют электроны, характеризующихся примерно одинаковой энергией. Синонимом понятия «энергетический уровень» является понятие «электронный слой». Энергетический уровень, наиболее удаленный от ядра атома, называют внешним.

Энергетические уровни нумеруют так: ближайший к ядру - первый, ему же отвечает ближайшая орбиталь. Второй уровень расположен на большем расстоянии от ядра, по сравнению с первым, третий - еще дальше от
второго и т. д. Поэтому для орбиталей с различным запасом энергии свойственны разные размеры.
Схематично s- и р-орбитали можно изобразить так, как показано на рисунках 13 и 14.

Необходимо обратить внимание на то, что каждая орбиталь имеет определенную пространственную ориентацию. Для р-орбиталей (рис. 14) характерно расположение в трех взаимно перпендикулярных плоскостях.

Подытоживая сказанное, можно утверждать, что электроны во время движения характеризуются определенной формой орбитали, запасом энергии и соответствующей ориентацией в пространстве. Однако учеными исследовано, что ни один из известных атомов не имеет двух одинаковых электронов.

Вспомните из курса географии, что наблюдается при вращении Земли вокруг собственной оси. Можно ли такие изменения назвать периодическими?

Кроме того, что электроны движутся вокруг ядра, им свойственно двигаться вокруг собственной оси. Движение электрона вокруг собственной оси можно сравнить с движением Земли вокруг ее оси. Это еще одна характеристика электрона.

Движение электрона вокруг собственной оси называют спином (от англ. вращения).

Если же два электрона вращаются вокруг своей оси в одном направлении (например, по часовой стрелке), то их называют электронами с параллельными спинами. Однако их движение может происходить во взаимно противоположном направлении (один движется по часовой стрелке, другой - против). Тогда говорят о том, что эти
электроны характеризуются антипараллельными спинами.

Количество энергетических уровней в электронной оболочке атома определяют по номеру периода, в котором расположен элемент. Например, Кремний - элемент 3 периода, поэтому его электроны располагаются на трех энергетических уровнях.

Итак, можем сделать вывод о том, что номер периода - это физическая величина, которая указывает на количество энергетических уровней в атоме.

Электроны характеризуются разным запасом энергии в зависимости от того, насколько энергетический уровень удален от атомного ядра. Чем ближе они находятся к ядру атома, тем запас их энергии меньше, и наоборот: в более отдаленных - больше. Поэтому для орбиталей с разным запасом энергии присущи и разные размеры.

Во время химических превращений при определенных условиях электроны способны занимать высшие энергетические уровни, чем те, на которых они находились. Об этом вы узнаете далее.

Вывод:

• Научными исследованиями установлено, что электрон характеризуется двойственной природой - микрочастицы и волны - во время движения вокруг ядра образует электронную орбиталь.
• Электронная орбиталь - это объем пространства вокруг ядра атома, в котором наиболее вероятно пребывание электрона. По современным данными о состоянии электронов в атоме, существуют четыре формы орбиталей: s-, p-, d-, f-. На одной орбитали могут находиться только два электрона с антипараллельными спинами.
• Электроны движутся не только вокруг ядра, но и вокруг собственной оси. Движение электрона вокруг собственной оси называют спином.
• Электроны, имеющие одинаковый запас энергии, образуют энергетический уровень. Количество энергетических уровней в атоме определяют по номеру периода, в котором расположен элемент. В зависимости от запаса энергии электронов они различаются размерами.
• Состояние электрона в атоме характеризуется формой орбиталей и их пространственным расположением, спином, размерами в зависимости от запаса энергии.

Строение электронных оболочек атомов химических элементов. Радиус атомов

Расположение электронов по энергетическим уровням в элементах 1-3 периодов: Рассмотрим, как построены электронные оболочки атомов первых двадцати химических элементов периодической системы.
Из предыдущих лекций вы узнали о том, что электроны в зависимости от запаса их энергии располагаются на разных расстояниях от ядра атома: одни движутся ближе к ядру, другие - дальше от него. В результате образуются энергетические уровни. Известно, что на одном энергетическом уровне могут находиться электроны, имеющие одинаковые (Н, Не) или различные (Li - Ne; Na - Ar) орбитали. Поэтому каждый энергетический уровень состоит из подуровней, количество которых зависит от видов электронных орбиталей. Проследим, как заполняются энергетические уровни у атомов элементов первых трех периодов.

Как вы уже знаете, первый период состоит из двух элементов: Водорода и Гелия. Атом Водорода имеет заряд ядра +1 и вокруг него на расстоянии 0,053 нм (нанометр, что означает 1 × 10^-9 метра) движется один s-электрон. У Гелия заряд ядра увеличивается на единицу и составляет +2. На таком же расстоянии от ядра, как и у Водорода, движутся два s-электрона. Этот энергетический уровень является завершенным и повторяется во всех расположенных за Гелием химических элементах.

Схематично модели атомов можно изобразить так, как показано на рисунке 15.

Рис. 15. Модели атомов Водорода и Гелия
Элементы второго периода характеризуются тем, что электроны, которые прибывают в связи с ростом заряда ядра атома на единицу, располагаются на большем расстоянии от ядра атома. Соответственно они имеют больший запас энергии и образуют второй энергетический уровень. У Лития, как элемента второго периода, формируется второй энергетический уровень (рис. 16 а). От Бериллия к Неону электроны плавно накапливаются до восьми. Например, у атома Фтора - их семь (рис. 16 б), а у Неона - восемь (рис. 16 в).

Второй уровень тоже завершен.

Вы, наверное, догадались, что после завершения энергетического уровня в следующих элементах снова появляется новый энергетический уровень. Соответственно у элементов от Натрия до Аргона электроны постепенно заполняют третий энергетический уровень.

Изобразим все описанное выше схематично (табл. 4), расположив элементы так, как в периодической системе. Кружочек с цифрой в нем - это ядро ​​с соответствующим зарядом, скобки указывают на количество энергетических уровней, а цифры под скобками - на число электронов соответствующего уровня.

Из схем хорошо видно, что с переходом от периода к периоду электроны располагаются на более дальних расстояниях от ядра атома.

Расстояние от ядра атома до внешнего энергетического уровня называют радиусом атома.

Итак, с переходом от периода к периоду появляется новый энергетический уровень, и радиусы соответственно растут.
Чем больше радиус атома, тем больше ослабляются силы притяжения между ядром и электронами внешнего энергетического уровня. Вследствие того, что заряды атомных ядер в периоде растут, от его начала до конца радиус незначительно уменьшается.

Структура электронных оболочек атомов

Заполнение электронных оболочек происходит в определенном порядке в соответствии с ослаблением запаса энергии электрона. На одном энергетическом уровне сначала заполняются s-орбитали, а потом - р-орбитали. Спаривание происходит при условии, что на орбитали уже имеется один электрон.

Заполнение энергетических уровней можно представить с помощью электронных и графических электронных формул. Квадратик, в котором располагают стрелки, называют энергетической ячейкой. Электронную и электронную графическую формулы энергетического уровня Водорода принято записывать так, как показано на рисунках 17 и 18.

Во время научных исследований выяснено, что на каждой орбитали не может быть более двух электронов с одинаковым запасом энергии, формой и ориентацией в пространстве. Такие электроны, которые имеют три одинаковые характеристики, но различаются спином, называют спаренными. Если же на орбитали имеется всего один электрон, то он неспаренный. Итак, у атома Водорода на первом энергетическом уровне один неспаренный электрон. В квадратике проставляется одна стрелка. У инертного элемента Гелия заряд ядра атома - +2, на первом энергетическом уровне находятся два электрона, и он - завершен. Электронной (рис. 19) и графической электронной (Рис. 20) формулами это изображается так:

Последовательность заполнения энергетических уровней электронов

Теперь рассмотрим, как происходит заполнение энергетических уровней в элементов первых трех периодов (табл. 5)

Воспользуемся электронными формулами, представленными в таблице 5 , и проследим последовательность заполнения энергетических уровней у элементов 1-3 периодов.

1 период

Как объяснено выше, у элемента Водорода ₁Н один неспаренный электрон, размещен ближе к ядру атома, поскольку запас его энергии - наименьший. записывается 1s¹ . У Гелия  Не, благодаря росту заряда ядра атома на 1, на этом же уровне есть два s-электрона. Они образуют примерно одинаковые по форме и размеру электронные облака, которые накладываются друг на друга. Однако эти два облака отличаются направлением движения вокруг собственной оси (спином). Если представить, что один из этих электронов движется по часовой стрелке, то второй - против. Такие электроны являются спаренными и обозначаются формулой 1s². Внешний энергетический уровень элементов 1 периода можно изобразить так, как показано на рисунке 21.

2 период

У Лития формируется второй (новый) энергетический уровень, более удаленный от ядра. Новоприбывший электрон занимает 2s-орбиталь, поэтому запас его энергии больше, соответственно и радиус атома возрастает. Это неспаренный s-электрон. У атома Бериллия облако второго s-электрона накладывается на s-электронное облако внешнего энергетического уровня Лития. Электроны спаренные, а 2s-орбиталь - завершена. Внешний энергетический уровень элементов 2 периода Лития и Бериллия можно изобразить так, как показано на рисунке 22.

Далее заполняется р-подуровень. От Бора В до Азота N электроны располагаются по орбиталям х, у, z. Такие электроны - неспаренные (рис. 23), а от Кислорода O до Неона Ne р-электроны (их спины антипараллельны) постепенно заполняют орбитали p-подуровня.

У Неона все электроны - спаренные. Следовательно, если на орбиталях все электроны спарены, то их количество вдвое больше, чем число орбиталей. Поэтому на первом энергетическом уровне наблюдается один подуровень, где максимальное количество электронов - 2. У элементов второго периода появляется второй энергетический уровень, на котором максимальное количество электронов - 8, и они располагаются на одной s- и трех р-орбиталях.

Рассмотрите представленные графические формулы элементов 2 периода.

 

Запишите самостоятельно графические электронные формулы Фтора F и Неона Ne и объясните, как завершается р-подуровень у элементов 2 периода.

Аналогично пойдет заполнения подуровней в электронной оболочке элементов 3 периода.

Итак, у элементов 2 и 3 периодов наблюдается плавное накопления электронов от 1 до 8 на внешнем энергетическом уровне.

Следующий, 4 период, начинается щелочным металлическим элементом (19) Калием K. Подобно Литию и Натрию, его электронная оболочка состоит из s- и р-подуровней. 1-3 энергетические уровне остаются такие же, как и у Аргона. Новый s-электрон, имеет больший запас энергии, чем предыдущие, движется вокруг ядра на большем расстоянии, образуя s-орбиталь. В результате растет радиус атома. У Кальция Сa (элемент 20) с ростом заряда ядра атома новый s-электрон, вращаясь вокруг ядра, образует s-орбиталь, по форме и размеру и ориентацией в пространстве примерно одинаковую с Калием. Начиная с Скандия Sc, заполняются 3d-орбитали.

Нарисуйте модель атомов Калия и Кальция с помощью кружочков. Напишите электронные и графические электронные формулы строения электронных оболочек этих атомов.

Обратите внимание на тот факт, что у элементов одной подгруппы есть одинаковое количество электронов на внешнем энергетическом уровне. Этим объясняется явление периодичности свойств элементов и соединений, образуемых ими.

По периодической системе можно установить и строение электронной оболочки.

В частности, на число энергетических уровней в электронной оболочке указывает номер периода, в котором расположен химический элемент. А если элемент находится в главной подгруппе, то номер группы соответствует числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Например, металлические элементы Литий, Натрий, Калий - элементы главной подгруппы I группы. На внешнем энергетическом уровне этих элементов есть по одному s-электрону.

Сравните самостоятельно количество электронов на внешнем энергетическом уровне у элементов Углерода и Кремния, Кислорода и Серы, Фтора и Хлора и сделайте соответствующие выводы.

Вывод:

• Электроны располагаются на разных расстояниях от ядра атома, образуя энергетические уровни в зависимости от запаса их энергии. Каждый энергетический уровень состоит из подуровней, количество которых зависит от видов атомных орбиталей. Элементы 1-3 периодов содержат s- и р-подуровни.
• Заполнение энергетических уровней происходит постепенно с ростом заряда ядра атома. Уровень, имеет 2 или 8 электронов, является завершенным, а все электроны в нем - спаренные.
• На каждой орбитали не может быть более двух электронов с одинаковыми запасом энергии, формой и ориентацией в пространстве. Такие электроны, которые имеют три одинаковые характеристики, но различаются спином, называют спаренными. Если на орбитали имеется один электрон, то он - неспаренный.
• В каждом новом периоде начинается новый энергетический уровень, который постепенно заполняется благодаря ослаблению притяжения электронов ядром атома: сначала s-, а затем р-подуровни электронных оболочек атомов.
• С появлением нового энергетического уровня растет радиус атома и ослабляется связь с ядром.
• С помощью электронных формул атомов наглядно показывается заполнение электронами энергетических уровней и подуровней. Графические электронные формулы отражают распределение электронов по энергетическим ячейками.
• На количество энергетических уровней в атоме элемента указывает номер периода, в котором он расположен. Если элемент находится в главной подгруппе, то ее номер соответствует числу электронов внешнего энергетического уровня.

Зависимость свойств элементов и их соединений от электронного строения атома

Учение о строении атомов помогло расшифровать физическое содержание периодического закона. Не порядковый номер элемента и относительная атомная масса является его основным характеристикам, а заряд ядра атома. Именно он определяет определенное количество электронов, структуру электронной оболочки и, соответственно, и свойства элементов.

Периодичность изменения свойств элементов, а также их соединений не трудно объяснить, если хорошо понимать и знать устройство атомов и структуру электронных оболочек.

Вы  ознакомились с периодической системой и научились считывать информацию из одной клетки. Теперь, зная строение атомов элементов и структуру электронных оболочек, вы сможете легко выявлять и другие характеристики атома, в частности:

• а) заряд ядра атома и количество электронов в электронной оболочке
• б) количество энергетических уровней (что соответствует номеру периода);
• в) число электронов на внешнем энергетическом уровне (если элемент расположен в главной подгруппе)
• г) высшую валентность по Кислороду (по номеру группы);
• д) валентность по водородом в летучих соединениях неметаллических элементов с Водородом (8 минус номер группы);
• е) составить формулу высшего оксида и летучего соединения неметаллического элемента с Водородом и др.

Рассмотрим взаимосвязь между расположением элементов в периодической системе и их свойствами.

Как уже известно, каждый период начинается щелочным металлическим элементом и заканчивается инертным. С ростом заряда атомных ядер происходит плавное накопление электронов на внешнем энергетическом уровне. В связи с этим наблюдается плавное изменение металлических свойств элементов на неметаллические.

Физический смысл номера периода заключается в том, что он соответствует числу энергетических уровней атомов этого периода. Итак, в периодической системе семь раз повторяется структура внешнего энергетического уровня атома Водорода ns¹. Кроме Водорода, все другие элементы с такой структурой являются щелочными металлическими элементами. Характерным признаком их строения является наименьшее количество электронов на внешнем энергетическом уровне. В конце периодов, перед инертными элементами, расположенные активные неметаллические элементы - галогены. Их электронные оболочки можно представить общей формулой ns²np⁵. До завершения внешнего энергетического уровня не хватает одного электрона. Это приводит к сходству неметаллических свойств.

И наконец, у инертных элементов энергетический уровень завершенный - ns²np⁶. Этим объясняется причина их химической инертности. Периодическое повторение свойств химических элементов и их соединений можно объяснить появлением нового энергетического уровня, имеет одинаковое строение при переходе от периода к периоду.

Тогда происходит резкое изменение свойств на промежутке «Галоген - инертный элемент - щелочной металл».

Разделение элементов на подгруппы тоже объясняется особенностью заполнения электронами энергетических уровней. В элементов главных подгрупп заполняются s- и р-подуровни внешних энергетических уровней, в побочных - d- и f-подуровни предпоследних уровней. То есть в каждой подгруппе объединены элементы с подобной структурой внешнего энергетического уровня. В элементов главных подгрупп число электронов на внешнем уровне, как уже упоминалось, соответствует номеру группы. В побочных подгруппах элементы содержат по одному или по два электрона на внешнем уровне, поэтому они отличаются свойствами. Например, галогены являются типичными неметаллическими элементами, а элементы подгруппы Марганца - металлические. Итак, в побочных подгруппах расположены только металлические элементы.

Общим свойством элементов одной группы является способность отдавать максимальное количество электронов внешнего энергетического уровня на образование химических связей с другими элементами. Итак, номер группы указывает на максимальную валентность элемента по Кислороду. Если от числа 8 отнять числовое значение номера группы, то можно вычислить валентность атомов элементов с Водородом. В этом заключается физический смысл номера группы.

Учитывая вышесказанное, можем сделать вывод о том, что в периодической системе существуют закономерности периодов и групп. Эти закономерности вытекают из строения атомов элементов.

В периодах слева направо ослабляются металлические свойства элементов и их простых веществ и усиливаются неметаллические. В подгруппах сверху вниз с ростом зарядов атомных ядер усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Зависимость свойств простых веществ и соединений  с Кислородом и Водородом от расположения элементов в периодической системе. Обратимся снова к периодической системе и проследим, как ведут себя простые вещества, образованные элементами третьего периода, и оксиды, гидроксиды и летучие соединения неметаллических элементов с Водородом (табл. 6).

Сделаем выводы по данным таблицы 6. С ростом зарядов атомных ядер и накоплением электронов на внешнем энергетическом уровне в периоде для простых веществ характерно:

1. изменение металлических свойств на неметаллические;
2. для оксидов и гидроксидов - ослабление основных и усиление кислотных свойств;
3. в водных растворах летучих соединений неметаллических элементов с Водородом усиливаются кислотные свойства.

В вертикальных столбцах периодической системы (подгруппы) попадаются элементы, имеющие одинаковое количество электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому образованные ими простые вещества проявляют подобные свойства. В частности, для простых веществ - металлов с ростом зарядов атомных ядер и, соответственно, радиусов атомов усиливается их химическая активность. 

У оксидов и гидратов оксидов (щелочей), образованных этими элементами, усиливается щелочной характер. Для простых веществ - неметаллов с ростом зарядов атомных ядер и радиусов атомов химическая активность ослабевает. У оксидов и гидратов оксидов (кислот), образованных этими элементами, кислотный характер усиливается.

Вывод:

• В пределах одного периода с ростом зарядов атомных ядер наблюдается плавное изменение металлических свойств элементов на неметаллические. Металлические свойства ослабляются, а неметаллические - усиливаются. Резкое изменение свойств наблюдается на промежутке галоген - инертный элемент - щелочной металл.
• В оксидах и гидратах оксидов щелочные свойства ослабляются, а кислотные - усиливаются.
• В водных растворах летучих соединений неметаллических элементов с Водородом ослабляются щелочные и усиливаются кислотные свойства.
• Валентность элементов по Кислороду в периодах возрастает от 1 до 7, для элементов главных подгрупп - соответствует номеру группы (кроме Водорода, Кислорода, Фтора).
• Валентность неметаллических элементов в летучих соединениях с Водородом уменьшается от 4 до 1.

Характеристика химических элементов по их месту в периодической системе и строению атома

Вы уже убедились, что периодическая система химических элементов является универсальной естественной классификацией всех ныне известных науке элементов. Она содержит очень много информации о химических элементах и ​​образованных ими простых и сложных веществах. Поэтому по расположению элемента в периодической системе можно представить достаточно широкую его характеристику.

Расположение химических элементов в периоде и группе

Для примера возьмем элемент 12 - Магний Mg. Магний - это элемент 3 (малого) периода, 3 ряда. В периоде он граничит с Натрием и Алюминием. Учитывая такое положение, Магний является металлическим элементом. У него слабее выражены металлические свойства, чем у Натрия, но сильнее, чем у Алюминия.

Объясните самостоятельно, почему это так.

Магний - элемент главной подгруппы II группы. В подгруппе находится между Бериллием и Кальцием. Учитывая такое окружение, можно сделать вывод о том, что у Магния по сравнению с Бериллием, металлические свойства проявляются сильнее, но слабее, чем у Кальция.

Объясните самостоятельно эту особенность.

Итак, можем сделать вывод: Магний - металлический элемент. Простое вещество этого элемента - металл магний.

Вспомните, с какими веществами Магний может вступать в химическую взаимодействие. Напишите уравнения реакций.
Определение строения атома. В периодической системе находится и ключ к определению строения атомов химических элементов.

Рассмотрим в качестве примера строение атома Магния. Порядковый номер элемента - 12. Это означает, что протонное число Магния - тоже 12, а оно показывает заряд ядра атома - +12. Электронная оболочка имеет 12 электронов, которые располагаются на трех энергетических уровнях (элемент находится в третьем периоде). На внешнем энергетическом уровне у элементов главных подгрупп количество электронов соответствует номеру группы. Соответственно у атома Магния - 2. Зная порядок заполнения электронами энергетических уровней, легко обнаружить, что на первом их 2, на втором - 8 и на третьем - 2. Первый и третий уровни энергии содержат по два s-электрона, то есть образуют при движении вокруг ядра s-орбитали. Электроны на этих орбиталях спаренные. Второй энергетический уровень содержит 8 электронов, из них два - s-электроны и шесть - р-электронов. Все они спаренные. Третий энергетический уровень - незавершенный. До завершения не хватает 6 электронов.

В периодическую систему часто вносят данные о строении электронных оболочек. Взглянув на число электронов внешнего уровня, сразу можно выявить характер элемента - металлический или неметаллический. В металлических элементов на внешнем энергетическом уровне находится от 1 до 3 электронов.

Относительная атомная масса магния А_r - 24. Следовательно, в ядре, кроме 12 протонов, содержится 12 нейтронов.

Напишите электронную и графическую электронную формулы строения электронной оболочки атома магния.

Образование сложных соединений и их химический характер

Для Магния, как и для других металлических элементов, собственно образуются сложные вещества - оксид и гидрат оксида. Поскольку Магний расположен в главной подгруппе II группы, то его высшая валентность по Кислороду соответствует номеру группы - II. Итак, формула оксида магния - MgO, а его гидрата - Mg(OH)₂. Характер оксида - основный, соответственно гидрат оксида - это основание.

Установите по таблице растворимости, растворимый или нерастворимый в воде гидроксид магния.

Как типичный металл, Магний летучих соединений с Водородом не образует.

Итак, характеристику элемента и его соединений по их месту в периодической системе можно представить по следующему алгоритму.

1. Расположение в периодической системе, сравнение химического характера с соседними элементами в периоде и группе, характер простого вещества:

• а) примеры уравнений реакций, подтверждающие характер простого вещества.

2. Характеристика строения атома:

• а) протонное число, заряд ядра атома, количество нейтронов в ядре, число электронов в электронной оболочке;
• б) число энергетических уровней, подуровней в электронной оболочке;             
• в) число электронов на внешнем энергетическом уровне, завершен он или нет;
• г) число электронов, недостающих до завершения внешнего энергетического уровня.

3. Характер сложных веществ:

• а) формула оксида и гидрата оксида; валентность элемента в соединениях по кислорода;
• б) химический характер оксида и гидроксида: основный или кислотный; примеры уравнений реакций, подтверждающих характер соединений;
• в) формула летучего соединения неметаллического элемента с Водородом; валентность элемента в ней.

Охарактеризуем неметаллический элемент Серу по данному выше алгоритму.

Сера - это элемент главной подгруппы VI группы. В подгруппе граничит с Кислородом и Селеном. Эти два элемента проявляют неметаллические свойства, поэтому и Сера является неметаллическим элементом. Однако, учитывая то, что в периодах металлические свойства элементов ослабляются, а неметаллические - усиливаются, у нее сильнее обнаружены неметаллические свойства, чем у Фосфора, но слабее, чем у Хлора.

Сера как элемент 3 (малого) периода, 3 ряда в подгруппе граничит с Кислородом и Селеном. Это означает, что по сравнению с Кислородом у нее слабее проявляются неметаллические свойства, но сильнее, чем у Селена. Простое вещество - неметалл. В периодической системе порядковый номер Серы - 16, что соответствует протонному числу в ядре атома и одновременно указывает на его заряд - +16. Электронная оболочка имеет 16 электронов. Они располагаются на трех энергетических уровнях: на первом уровне - 2, на втором - 8 и на третьем (внешнем) - 6. Из этих электронов 2s- - спаренные, 2р- - спаренные и 2р- - неспаренные. Энергетический уровень незавершенный. До завершения не хватает двух электронов. Поскольку у неметаллических элементов количество электронов на внешнем энергетическом уровне составляет от 4 до 8, то Сера - типичный неметаллический элемент, а его простое вещество сера - неметалл.

Относительная атомная масса серы А_r - 32. В ядре его атома содержится 16 нейтронов. 

Формула высшего оксида - SО₃; гидрата оксида - Н₂SО₄. Максимальная валентность по Кислороду - VI . Это кислотный оксид, а его гидрат - серная кислота. Из курса химии вам известно, что, накапливаясь в атмосфере, сера (VI) оксид соединяется с водой, образуя кислоту и вызывая тем самым кислотные дожди.

Вспомните, какой вред наносят кислотные дожди окружающей среде.

Формула летучего соединения серы с водородом - Н₂S, валентность элемента по Водороду - 2. Сульфид водорода горит с образованием двух оксидов.

Напишите самостоятельно уравнение реакции горения сульфида водорода.

Нужно отметить, что внешний энергетический уровень неметаллических элементов близок к завершению.

Охарактеризуйте самостоятельно элемент 15 по месту в периодической системе и строению атома.

Хорошо зная характеристику элементов малых периодов, вы сможете по данному алгоритму характеризовать строение и свойства элементов больших периодов, входящих в главных подгрупп периодической системы.

Вывод:

• По месту элемента в периодической системе можно охарактеризовать этот элемент и образованные им простые и сложные вещества.
• Для полной характеристики строения атома необходимо обладать знаниями об физическом смысле периодического закона, в частности: а) порядковый номер элемента; б) номер группы; в) в какой подгруппе элемент находится.
• Характеристику простого и сложных веществ, образованных элементом, осуществляют, учитывая то, с какими элементами он граничит в периоде, подгруппе, закономерности периодов и групп, строение атома, химический характер веществ. 

Значение периодического закона

Открытие Д. И. Менделеевым периодического закона (1869) стало настоящим научным взрывом, сыграло огромную роль в становлении химии как науки. Это самый общий закон природы, на основе которого обнаружено и установлено взаимосвязи между всеми химическими элементами.

Прежде всего открытие периодического закона указало путь к естественной классификации элементов и образованных ими простых и сложных веществ. Обнаружив периодическую сходство элементов и их соединений свойствами, Д. И. Менделеев создал таблицу классификации, которая позволила объяснить взаимосвязь между понятиями «элемент» и «простое вещество». Эта взаимосвязь стал фундаментом для объединения всех элементов в систему. Пропущенные в таблице клетки создали возможность прогнозировать существование еще не известных науке химических элементов. Открытие Галлия, Скандия и Германия подтвердило прогнозы ученого еще при его жизни.

Изучая расположение элементов в периодической системе, их относительные атомные массы, Д. И. Менделеев установил, что среди них есть неточно определенные, и исправил эти данные. Примером может быть
расположение Бериллия, что не соответствовало его относительной атомной массе 13,5. Через некоторое время ученым удалось уточнить относительную атомную массу Бериллия и тем самым подтвердить правильность расположения этого элемента в периодической системе. Как видим, кроме научного значения первой естественной классификации элементов, периодический закон выполняет еще и прогностическую функцию.

Свое дальнейшее развитие периодический закон получил после открытия строения атома. Это открытие раскрыло физическую суть периодического закона, указав на то, что атомы состоят из одинаковых элементарных частиц. Этот факт еще раз подтверждает внутреннюю взаимосвязь между всеми элементами, объединяя их в единую систему.

Открытие периодического закона дало толчок к развитию теории строения атома, что, в свою очередь, открыло возможность создания моделей атомов. И наоборот, знание о строении атома расширило понимание сути периодического закона и создало условия для новых открытий. Закономерности, заложенные в периодической системе, послужили развитию других естественных наук, в частности геохимии, космической химии. Изучение ядерных реакций позволило добывать искусственные элементы, которые тоже нашли свое место в периодической системе.

На примере периодического закона, который нашел свое отражение в периодической системе химических элементов, раскрываются объективные законы развития природы, а именно: закон единства и борьбы противоположностей, отрицания отрицания, перехода количественных изменений в качественные. Приведем примеры.

Закон единства и борьбы противоположностей объясняется на примере строения самого атома (существование положительных частиц в ядре и отрицательных - в электронной оболочке), существование веществ двойной химической природы (явление амфотерности, которое вы будете изучать позже).

Закон отрицания отрицания, или двойного отрицания, отслеживается, во-первых, при переходе от химически активного неметаллического элемента (галогена) к  инертному (инертные газы), а во-вторых, от инертного элемента - к химически активному металлическому. Иными словами, двойное отрицание происходит на промежутках «галоген - инертный элемент - щелочной металл» в каждом случае. Чем объясняется такая резкая смена свойств? Первый раз - незавершенностью внешнего энергетического уровня. У галогенов до его завершения не хватает одного электрона, то есть меньшего количества. Резкое изменение на промежутке «инертный элемент - щелочной металлический », то есть второй раз, - появлением в металлического элемента нового энергетического уровня.

Подтверждение закона перехода количественных изменений в качественные легко наблюдать, исследуя изменение зарядов атомных ядер. С появлением нового протона в ядре атома, а соответственно и нового электрона на внешнем энергетическом уровне, образуется новый химический элемент. В этом заключается мировоззренческое значение периодического закона, подтверждение существования объективных законов природы.

Периодический закон имеет большое практическое значение. Периодической системой, созданной на основе закона, пользуются ученые во время научных исследований не только в области химии, но и в физике, геологии, поскольку он аккумулирует знания всех естественных наук. В школе вы пользуетесь периодической системой химических элементов как справочником и как наглядным пособием не только на уроках химии, но и физики, чтобы объяснить строение атома. Информация, заложенная в периодической системе, раскрывает закономерности, с участием которых можно предвидеть и прогнозировать появление новых химических элементов и их соединений.

Вывод:

• Периодический закон - универсальный закон природы, открыл путь к научному пониманию классификации элементов и образуемых ими соединений. Используется во многих отраслях наук и различных технологиях.
• Уникальность периодического закона заключается в том, что он имеет не только научное, но и прогностическое и мировоззренческое значение. Подтверждает существование и закономерности действия объективных законов природы и их практического применения в различных областях естественных наук.
• Периодическая система химических элементов, закономерности периодического изменения свойств элементов используются не только в современной химии, но и в физике, ядерной химии и физике, геологии, геохимии и др.
• Научная деятельность Д. И. Менделеева являются настоящим научным подвигом, признанным в мире. Она является примером целеустремленности в достижении научных целей, может служить образцом высокого гражданского, служение науке и своей стране. 

Справочный материал по  теме: Периодический закон и периодическая система химических элементов

Химическая связь и строение веществ

Из предыдущей темы вы узнали, что свойства элементов зависят от:

• а) зарядов их атомных ядер;
• б) числа энергетических уровней в электронной оболочке или радиуса атома;
• в) количества электронов на внешнем энергетическом уровне.

Устойчивыми являются завершенные энергетические уровни. Это характерно для инертных элементов. Атомы этих элементов не сочетаются между собой и с другими атомами. Это объясняется тем, что электронная оболочка, содержащая 2 или 8 электронов на внешнем энергетическом уровне, является устойчивой и энергетически выгодной атому. Во всех остальных элементах внешний энергетический уровень незавершенный. Во время химических реакций атомы стремятся его завершить. Поэтому процесс образования химических соединений (простых и сложных веществ) заключается в завершении атомами внешних энергетических уровней.

Как это происходит, какие вещества по строению образуются: атомные, молекулярные или ионные?
Ответ на этот вопрос можно дать, выяснив суть химической связи, образование которого происходит двумя способами, которые описаны ниже.

1. Два или более атомов образуют общие электронные пары (вещества молекулярного строения).
2. Атомы, имеющие малое количество электронов на внешнем энергетическом уровне (металлические элементы), отдают их. Атомы, имеющие большое количество электронов (неметаллические элементы) - присоединяют. Результатом такого перемещения электронов является образование заряженных частиц - ионов.

В обоих случаях внешний энергетический уровень приобретает конфигурации электронов, характерные для инертных элементов. Как уже упоминалось, завершенный внешний электронный уровень является устойчивым и энергетически выгодным атому.

Химическая связь - это связь, образованная на основе взаимодействия между частицами вещества (атомами, молекулами, ионами), в результате чего образуются химически стойкие молекулы или кристаллы.

Вспомните из курса физики, что такое электростатические силы притяжения.

Анализируя состав простых и сложных веществ, понимаем, что количество атомов элемента, который сочетается с другими, четко определена. Например, в состав молекулы кислорода входят два атома Кислорода - О₂. Аналогично и молекулы водорода, хлора, азота являются двухатомными. Однако в состав молекулы озона входят три атома Кислорода - О_3. В молекуле воды содержатся два атома Водорода и один атом Кислорода - Н₂О. Это молекулярные соединения.
А если рассмотреть состав поваренной соли, то ее кристаллы содержат разноименно заряженные частицы, которые называют ионами. Соединение между частицами происходит с выделением энергии и уменьшением собственной энергии и зависит от количества неспаренных электронов, способных к образованию совместных электронных пар. Поскольку ядра атомов имеют разные заряды, а радиусы могут быть большими или меньшими, то и силы притяжения между ними разные.

Электроотрицательность элемента

Обратим внимание на образование молекулы водорода. На внешнем энергетическом уровне один неспаренный s-электрон. С другим атомом Водорода он образует общую электронную пару. Поскольку заряд ядра в обоих атомах одинаковый, то они с одинаковой силой притягивают электроны внешнего энергетического уровня.

Другая ситуация наблюдается с образованием химической связи в молекуле хлорида водорода НСl. Несмотря на то, что в образовании связи участвуют атомы различных элементов, то, соответственно, заряды ядер их атомов также различны: у атома Водорода заряд ядра - +1, у Хлора - 17. Это указывает на то, что ядро ​​атома Хлора значительно сильнее притягивает к себе неспаренный электрон атома Водорода, чем это свойственно ядру атома Водорода. Поэтому в случаях, когда электронные пары образуются двумя различными элементами, силы притяжения между ними не однозначны. Чтобы определить, какой из элементов сильнее притягивает электронную пару связи, учеными введено понятие электроотрицательности элемента.

Электроотрицательность - это свойство атома элемента притягивать к себе электроны.

Электроотрицательность элементов меняется в периодах и группах (табл. 7).

Подумайте и объясните, с чем связаны такие изменения 

Рассмотрим изменение электроотрицательности в малых периодах.
Если расположить элементы по убыванию электроотрицательности, то образуется ряд электроотрицательности, которым можно пользоваться для определения, к какому из атомов, которые образуют электронную пару, смещаются электроны. Элемент, от которого оттягиваются электроны, приобретает условный положительный заряд. Элемент, к которому притягиваются электроны, - условный отрицательный. Величина этих зарядов зависит от числа электронов, указывающие на количество оттянутых или привлеченных электронов. В химической формуле более электроотрицательным элемент ставят на втором месте.

Вывод:

• Химическая связь - это связь, образованная на основании взаимодействия между частицами вещества (атомами, молекулами, ионами), в результате чего образуются химически стойкие молекулы или кристаллы.
• Образование химических соединений (простых и сложных веществ) заключается в завершении атомами внешних энергетических уровней.
• Соединении между частицами происходит с выделением энергии и уменьшением их собственной энергии.
• Электроотрицательность - это свойство атома элемента притягивать к себе электроны. Электроотрицательность элементов меняется в периодах и группах: в частности, в периодах с увеличением заряда ядер атомов элементов - возрастает; в главных подгруппах - падает. 

Ковалентная связь. Полярная и неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь возникает между атомами неметаллических элементов. чтобы энергетический уровень у атомов неметаллических элементов завершился, они образуют совместные электронные пары.

Ковалентная связь - это связь, которая образуется за счет общих электронных пар.

Раскроем механизм образования ковалентной связи на примере молекулы водорода Н₂. Вам уже известно, что в атоме Водорода содержится один s-электрон, который во время движения вокруг ядра образует s-орбиталь. Электронная формула атома Водорода - 1s¹. Для образования устойчивой конфигурации ему не хватает одного электрона.

Во время сближения двух атомов ядро ​​первого притягивает электронную орбиталь второго, а ядро ​​второго - электронную орбиталь первого. При таком взаимодействии электронные s-орбитали частично перекрываются. Место перекрывания электронных облаков характеризуется повышенной электронной плотностью (рис. 24). 

Повышение электронной плотности в месте перекрытия электронных облаков не дает ядрам оттолкнуться и обеспечивает прочность связи. Оба электрона находятся в общем пользовании двух атомов. Электронная оболочка находится в устойчивой конфигурации - 1s².

Поскольку ядра атомов имеют одинаковый заряд, то перекрытие электронных облаков происходит симметрично от обоих ядер.

Схему образования ковалентной связи можно представить, обозначив неспаренный электрон внешнего энергетического уровня одной точкой, а общую электронную пару - двумя. К примеру:

В молекулярных соединениях используют также графические формулы. В них общую электронную пару заменяют чертой:

Н - Н.

Рассмотрим случай образования общей электронной пары, когда на внешнем энергетическом уровне один неспаренный р-электрон. Такой энергетический уровень имеется у галогенов. Например, электронная оболочка атома Хлора имеет 17 электронов. Электронная формула - 1s² 2s² 2р⁶ 3s² 3р⁵. Как и у атома Водорода, до завершения энергетического уровня атома Хлора не хватает 1 электрона. Поэтому, при условии сближения двух атомов Хлора, перекрываются электронные облака двух неспаренных р-электронов. Энергетический уровень становится завершенным, потому что вокруг ядер атомов уже движутся три пары электронов, принадлежащих каждому атому, и пара обобществленных (совместных). Таким образом, энергетический уровень становится завершенным. Образуется молекула хлора, состоящий из двух атомов - Cl₂.

Электронная формула этой молекулы имеет следующий вид:

 .
Графическая формула: Cl - Cl.

В этих случаях образуется одна общая электронная пара. Такую связь называют одинарной, а электроны, которые его образуют, - валентными.

Однако необходимо отметить наличие атомов, образующих не одну, а несколько электронных пар.  Рассмотрим образование ковалентной связи в молекуле кислорода. В ее образовании участвуют два атома Кислорода, для которых свойственна такое электронное строение: 1s² 2s² 2р⁴ , то есть на внешнем энергетическом уровне есть два спаренных s-электрона и два неспаренных р-электрона. До завершения уровня не хватает двух электронов.

Вы, наверное, уже догадались, что во время сближения атомов соединяются два электрона, образуя при этом две пары спаренных. Неспаренных р-электроны атомов Кислорода располагаются условно в двух взаимно перпендикулярных плоскостях, описывая р-орбитали, которые образуют связи (рис. 25).

 

Электронную формулу молекулы кислорода изображают так:

Напишите самостоятельно графическую формулу молекулы кислорода.

Как видим, в случае образования молекулы кислорода формируются две электронные пары. Такой тип связи называют двойной.

Выясните, сколько неспаренных электронов в электронной оболочке атома Азота, и определите, сколько общих электронных пар образуется. Назовите эту связь.

Итак, при образовании ковалентной связи в молекуле водорода каждый атом Водорода за счет совместной электронной пары приобретает двухэлектронную конфигурацию. В двух других случаях при образовании молекул хлора и кислорода каждая стойкая конфигурация атома достигается за счет восьми электронов.

Во всех случаях ковалентная связь образовывалась между атомами с одинаковой электроотрицательностью, поэтому образованные совместные электронные пары располагаются симметрично между ядрами атомов. Такую связь называют ковалентной неполярной.

Ковалентная неполярная связь - это связь, которая образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью за счет общих электронных пар, расположенных симметрично обоим ядрам атомов.

Такой тип химической связи возникает в молекулах простых
веществ, образованных неметаллическими элементами: Н₂, F₂, O₂, N₂,Cl₂, Br₂, I₂.

Ковалентная полярная связь

Если взаимодействуют атомы с различной электроотрицательностью (атомы различных химических элементов), то образованная общая электронная пара будет смещаться к атому, что проявляет большую электроотрицательность. Поясним это на примере образования молекулы хлорида водорода НСl (Рис. 26).

Вам уже известно, что атом Водорода имеет один неспаренный s-электрон, а атом Хлора - неспаренный р-электрон. В этом случае общая электронная пара будет образовываться именно этими электронами (рис. 27).

Поскольку атом Хлора проявляет большую электроотрицательность, чем атом Водорода, то общая электронная пара смещается ближе к Хлору. Благодаря этому молекула хлорида водорода становится полярной. На полюсах этой молекулы концентрируются два частичных заряда, одинаковые по величине, но разные по знаку.

Атом, к которому смещена электронная пара, характеризуется большей электроотрицательностью и приобретает частично отрицательный заряда δ^- (читается - «дельта»). Соответственно, атом, от которого сместилась электронная пара, то есть тот, у которого меньше электронов, имеет частично положительный заряд δ ⁺. Частичные заряды по абсолютному значению меньше единицы. Такой тип химической связи называют ковалентной полярной. Образуется в молекулах сложных веществ между атомами неметаллических элементов. Например: НF, CH₄ , CO₂ тому подобное.

Ковалентная полярная связь - это связь, которая образуется между атомами с разной электроотрицательностью на основании общих электронных пар.

Предложите формулы сложных соединений в которых, на ваш взгляд, имеется ковалентная полярная связь.

Как в случае образования ковалентной неполярной связи, электроны, образующие эту связь, называют валентными.

Вывод:

• Ковалентная связь - это связь, которая образуется за счет совместных электронных пар.
• Ковалентная неполярная связь - это связь, которая образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью за счет совместных электронных пар, расположенных симметрично обоим ядрам атомов. Этот тип связи имеется в молекулах простых веществ, образованных неметаллическими элементами.
• Ковалентной полярной связью называют связь, образующаяся между атомами с разной электроотрицательностью на основании совместных электронных пар. Присутствует в молекулах сложных веществ, образованных неметаллическими элементами.
• Атом, к которому смещена электронная пара и характеризующийся большей электроотрицательностью, приобретает частично отрицательный заряд δ^-. Атом, от которого сместилась электронная пара и, соответственно, с меньшей электроотрицательностью, имеет частично положительный заряд δ⁺. 

Ионная связь, ее образование

Вы рассмотрели образования химической связи, возникающей между атомами неметаллических элементов. Но существуют соединения, в состав которых входят атомы металлических и неметаллических элементов. Такие
соединения относятся к ионным.

Следовательно, и связь между частицами - ионный.

Ионы

При взаимодействии металлов с неметаллами атомы элементов превращаются в ионы.

Рассмотрим механизм образования ионов Натрия и Хлора. Обратимся к строению атома Натрия. Из его электронной формулы 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ видно, что на внешнем энергетическом уровне движется один s-электрон. До завершения энергетического уровня не хватает семь электронов. Поэтому для атома Натрия энергетически легче отдать один s-электрон, чем присоединить семь. Отдавая электрон, атом полностью теряет этот уровень, а остается предыдущий законченный.
Схематично этот процесс изображен на рисунке 29, но его можно представить и так:

У атома Хлора на внешнем энергетическом уровне располагаются семь электронов. Его электронная формула - 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. И в завершение энергетического уровня не хватает одного электрона. Поэтому атому Хлора энергетически выгоднее присоединить один электрон, чем отдать семь (рис. 30).

Это преобразование можем записать и так:
Cl⁰ + 1e → Cl^-.
Теряя один электрон с внешнего энергетического уровня, атом Натрия превращается в положительно заряженный ион Натрия Na⁺ (катион Натрия). Атом Хлора, присоединяя один электрон, образует отрицательно заряженный ион Хлора Сl^- (анион Хлора). Итак, при взаимодействии Натрия с Хлором валентный электрон атома Натрия переходит на внешний энергетический уровень атома Хлора с образованием разноименно заряженных частиц.

Ионы - заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов, когда они теряют или присоединяют
электроны. Положительно заряженные ионы называют катионами, а отрицательно заряженные - анионами.

Величина заряда иона зависит от количества отданных или принятых электронов. Например, отдавая два электрона, атом Кальция Са⁰  превратится в катион Кальция с зарядом 2+ - Ca²⁺. Если атом Азота присоединит три электрона, то превратится в ион Азота с зарядом 3- - N^3-. Обратите внимание: заряд иона проставляют у символа элемента вверху справа, записывая сначала численное значение, а затем знаки «+» (для катиона) или «-» (для аниона).

Образование ионных связей

Из курса физики вам известно, что противоположно заряженные частицы обладают способностью притягиваться. Поэтому разноименно заряженные ионы Натрия и Хлора привлекаются за счет электростатических сил притяжения, образуя ионное соединение - кристалл (рис. 31).

С помощью химических символов эту схему можно записать так:
Na⁺ + Cl^- → NaCl.

Атомы и образованные ими ионы отличаются между собой:

• а) числом энергетических уровней (ионы металлических элементов);
• б) размерами частиц (радиусами)
• в) наличием зарядов у ионов;
• г) свойствами.

Свойства атомов и ионов разные, потому что они отличаются по строению.

Объясните на конкретном примере, чем отличаются ионы: а) положительно заряженный; б) отрицательно заряженный от соответствующих им атомов.

Понятие «молекула» для таких соединений - условное. В основном употребляется понятие «формульная единица». Она указывает на соотношение ионов в соединении.

В уравнениях реакций переход электронов обозначают стрелкой, которая отходит от атома, который отдает электроны, к атому, что их присоединяет. Например, образование кристалла поваренной соли можно представить следующим уравнением:

Химическая связь между ионами называется ионной. 

Из него следует, что у ионных соединений в составе есть одинаковое число положительных и отрицательных зарядов. Это означает, что соединения, образованные ионами, - электронейтральны. Сравнив ионную связь с ковалентной полярной, можно сделать вывод о том, что ионная связь является крайним случаем полярной ковалентной.

Вывод:

• Ионы - заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов, когда они теряют или присоединяют электроны. Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные - анионами.
• Химическая связь между ионами называют ионной.
• Атомы и образованные ими ионы отличаются между собой: а) числом энергетических уровней (ионы металлических элементов); б) размерами частиц (радиусами) в) наличием зарядов в ионов; г) свойствами.
• У ионных соединений в составе есть одинаковое число положительных и отрицательных зарядов. Соединения, образованные ионами, - электронейтральны.

Кристаллические решетки. Атомные, молекулярные и ионные кристаллы

Кристаллическое строения вещества: Из курса естествознания и физики вы знаете, что в обычных условиях вещества находятся в трех агрегатных состояниях.

Назовите эти три состояния, объясните переход из одного в другой на примере воды.

Но жидкость или газ при определенных условиях (снижение температуры, давления) можно перевести в твердое состояние. Процесс затвердевания веществ - это процесс упорядочения структурных частиц вещества в пространстве. Вследствие твердения образуются кристаллические структуры, напоминающие решетки. Места расположения структурных
частиц в решетке называют узлами. В узлах кристалличесих решеток располагаются молекулы, ионы или атомы. В соответствии, различают три типа кристаллических решеток: молекулярные, ионные, атомные. Рассмотрим структуру каждой из них.

Молекулярные кристаллические решетки

Они характерны для веществ молекулярного строения. В узлах молекулярных решеток располагаются молекулы веществ с ковалентной связью. В зависимости от вида этой связи различают и виды молекулярных решеток: неполярные и полярные.

В узлах неполярных молекулярных решеток размещаются неполярные молекулы, которые привлекаются очень слабыми межмолекулярными силами взаимодействия (вандерваальсовыми). Таковы кристаллические решетки йода и углекислого газа (рис. 32 а, б).

Рис. 32. Модели кристаллических решеток:

В узлах кристаллической решетки веществ с полярной ковалентной связью тоже располагаются молекулы, которые в определенном порядке ориентируются друг к другу полюсами молекул (рис. 33).

 

Ионные кристаллические решетки характерны для веществ с ионной связью. В узлах решетки расположены ионы двух видов: положительно заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы).

Ионы располагаются поочередно в узлах кристаллической решетки и держатся силами взаимного притяжения.

Примером служат кристаллические решетки хлорида натрия. Вокруг каждого положительно заряженного иона Натрия (Na⁺) размещаются шесть отрицательно заряженных ионов Хлора (Cl^-) и наоборот. Упрощенно кристалл NaCl можно изобразить, как показано на рисунке

В природе есть много веществ с ионными кристаллическими решетками. Это оксиды, основания и соли. 

Силы притяжения между разноименно заряженными частицами большие, соответственно ионные связи - крепкие.  Типичными представителями таких соединений являются соли хлорид натрия, нитрат калия, нитрат натрия и др. 

Атомные кристаллические решетки наблюдаются в соединениях с ковалентными связями. В узлах таких решеток располагаются атомы. Все эти связи являются равноценными и крепкими. Примером являются кристаллические решетки алмаза, оксида кремния (IV).
Кристаллические решетки алмаза состоят из атомов Углерода, каждый из которых соединен с четырьмя другими под углом 109°28. Такой угол характерен для геометрической фигуры тетраэдра. В центре тетраэдра расположен атом Углерода, а на вершинах - четыре другие (рис. 36).

Связи между атомами в атомных кристаллических решетках являются очень прочными, поэтому на их разрыв расходуется большое количество энергии.

Зависимость физических свойств веществ от типов кристаллических решеток

Рассмотрим физические свойства веществ с различным типом кристаллической решетки. Молекулы веществ, образующих молекулярные кристаллические решетки, слабо удерживают друг друга в решетках.

Вспомните, какой тип химической связи имеется в соединениях с молекулярными кристаллическими решетками.

Если же между молекулами действуют слабые силы притяжения, то связь между ними можно легко разорвать. Это приводит к следующим свойствам: высокую летучесть, легкоплавкость, низкие температуры кипения, малую твердость. Например, у йода настолько слабы силы взаимодействия между молекулами, что даже при незначительном нагреве его кристаллы превращаются в пар, минуя жидкое состояние. Вам известно, что и аммиак, который входит в состав нашатырного спирта, при обычных условиях легко испаряется и тому подобное.

Приведите примеры других веществ с молекулярными кристаллическими решетками.

Вещества с ионными кристаллическими решетками отмечаются высокой твердостью, поскольку силы взаимодействия между разноименно заряженными ионами большие и одинаково действуют во всех направлениях. На разрыв ионных связей тратится много энергии. Например, чтобы расплавить поваренную соль, необходимо нагреть ее до температуры свыше 800 ° С, а чтобы соль кипела - выше 1400 ° С. С этим связана и тугоплавкость, и отсутствие летучести. Подавляющее большинство веществ с ионными кристаллическими решетками хорошо растворимые в воде. Если ионные соединения в твердом состоянии не проводят электрический ток, то в растворах являются электропроводящими. Ионные кристаллические решетки крепче молекулярных, но слабее, чем атомные.

Вещества с атомными кристаллическими решетками сходны по свойствам с ионными. Они характеризуются: а) прочностью кристаллов; б) высокими температурами плавления и кипения; в) твердостью; г) хрупкостью; г) почти нерастворимые в воде и других жидкостях. Очевиден тот факт, что ковалентные связи между атомами еще крепче, чем между ионами в ионных соединениях. Твердость алмаза по сравнению с другими твердыми веществами, является
высокой. К веществам с атомными кристаллическими решетками принадлежит кварц (оксид кремния (IV)) и его разновидности (рис. 37).

Итак, учитывая знания о кристаллическом строении вещества, можно сделать вывод о том, что строение вещества и его свойства взаимосвязаны. Зная строение кристаллической решетки, можно охарактеризовать или спрогнозировать свойства вещества, и наоборот, по ее свойствами можно определить кристаллическую структуру.  

Вывод:

• Процесс затвердевания веществ связан с упорядочением структурных частиц вещества в пространстве, образованием структур, напоминающие решетки.
• Места расположения структурных частиц в кристаллических решетках называют узлами.
• Различают три типа кристаллических решеток: а) молекулярные; б) ионные; в) атомные.
• В узлах молекулярных решеток располагаются молекулы веществ с ковалентной связью, которые привлекаются очень слабыми межмолекулярными силами взаимодействий.
• Ионные кристаллические решетки характерны для веществ с ионной связью. Катионы и анионы располагаются поочередно в узлах решеток и содержатся силами взаимного притяжения.
• Атомные кристаллические решетки характерны для соединений с ковалентными связями. В узлах таких решеток располагаются атомы.
• Строение вещества и его свойства взаимосвязаны.  

Степень окисления 

Изучив типы химической связи в неорганических веществах, вы убедились, что атомы могут терять или присоединять электроны в одних случаях и образовывать общие электронные пары - в других.

Вспомните, на что указывает электроотрицательность атомов элементов, как она меняется в периодах и группах.

Как вам известно, электроотрицательность указывает на то, к каким атомам в химическом соединении смещаются или перемещаются электроны. С понятием «электроотрицательность» связана еще одна характеристика атома - степень окисления.

Степень окисления - это условный заряд атома, если предположить, что соединение состоит только из ионов.

Количественно степень окисления определяют числом электронов, которые отдал или присоединил атом, если это ионное соединение. К примеру, в соединении состава ZnS атом Цинка отдал два электрона, степень окисления цинка - +2 (плюс два). Сера присоединила два электрона и вследствие этого получила значение степени окисления -2 (минус два). Итак, в ионных бинарных соединениях степень окисления численно совпадает с величиной заряда ионов. Учитывая тот факт, что большинство неорганических веществ имеют немолекулярное строение, составлять формулы соединений целесообразно по степени окисления элементов.

В ковалентных полярных соединениях общая электронная пара смещена к более электроотрицательному элементу. Этот элемент имеет частичный отрицательный заряд. Соответственно, элемент, от которого сместилась электронная пара, - частично положительный. К примеру, в молекуле воды H₂O к Кислороду смещаются два s-электрона от двух атомов Водорода. В результате Водород получает заряд «+» (плюс). Кислород приобретает условный заряд -2 (минус два).

Степени окисления в соединениях проставляют над символами элемента, например:

Надо запомнить, что, проставляя степень окисления, сначала ставят знак «+» или «-», а затем - его числовое значение.

Вспомните, как обозначаются заряды ионов в ионных соединениях.

Действительно, в ионных соединениях заряды ионов проставляют после символа элемента вверху справа, причем сначала пишут числовое значение, затем - соответствующий знак, например Са²⁺.

Этим отличаются обозначения заряда иона и степени окисления.

Валентность и степень окисления

Учение о строении атомов и химической связи помогло раскрыть и понять физический содержание одного из основных понятий химии - валентности. Валентность рассматривают как способность атомов образовывать химические связи.

Валентность - это число ковалентных химических связей, которыми атом соединен с другими атомами.

Из этого определения можно сделать вывод о том, что число связей, которые может образовать атом, равно числу неспаренных электронов, используемых для создания совместных электронных пар. Следовательно, и валентность можно выражать числом неспаренных электронов, которые могут образовать совместные электронные пары.

Если же принять во внимание то, что валентность измеряется числом ковалентных связей, то для веществ немолекулярного строения понятие валентности теряет определенность. Для них характерно только понятие степени окисления.

Что можно сказать о степени окисления в соединениях с ковалентной неполярной связью? Ведь в них не происходит смещение электронов, а электрон атомов, образующих молекулы простых веществ, является одинаковой. Вам уже известно, что в таких соединениях ядра атомов равноудалены от общих электронных пар, образующих связь. Поэтому степень окисления в простых веществах равна нулю, например, для простых веществ, образованных неметаллическими элементами Водородом, Хлором, Кислородом и т. д .:

Однако валентность атомов элементов не совпадает с числовым значением степени окисления, поскольку, как уже упоминалось, валентность определяется числом электронов, образующих химическую связь. Поэтому в вышеуказанных соединениях водорода, хлора, брома валентность элементов равна 1, у Кислорода - 2, а у Азота - 3.

Отсюда следует вывод: в простых веществах, в состав молекул которых входят два атома, степень окисления и валентность элементов неодинаковы.

Нужно отметить, что многие элементы в соединениях проявляют переменную степень окисления. Например, Сера в соединениях H₂S, Na₂S проявляет степень окисления -2, имея большую электроотрицательность, чем Водород и Натрий. А в соединениях SO₂, SO₃ сера проявляет положительную степень окисления, соответственно +4 и +6, потому что Кислород более электроотрицательный. Самая высокая положительная степень окисления элемента проявляется тогда, когда все электроны внешнего энергетического уровня образуют химические связи.

Учитывая то, что молекулы - электронейтральны, сумма положительных зарядов равна сумме отрицательных зарядов внутри одной молекулы.

Определение степени окисления элементов по химической формуле соединения

По химической формуле бинарного соединения определяют степень окисления элемента. Чтобы это сделать, необходимо помнить:

1. в формулах бинарных соединений элемент с большей электроотрицательностью стоит на втором месте. Это означает, что электронная пара смещена к этому элементу. В случае ионных соединений электроны переместились к этому элементу. Следовательно, его степень окисления всегда имеет отрицательный заряд, числовое значение которого зависит от количества смещенных или перемещенных электронов;
2. сумма степеней окисления элементов в соединении равна нулю;
3. степень окисления щелочных металлических элементов всегда равна +1, а Водорода - в основном тоже +1 (исключение составляют соединения металлических элементов с Водородом - гидриды, в которых степень окисления - -1)
4. степень окисления Кислорода - 2 (исключение: соединения ОF₂, H₂O₂)
5. степень окисления элемента в простом веществе равна нулю.

Учитывая сказанное выше, попробуйте определить степень окисления элемента в бинарных соединениях по представленным формулам: HBr, CaO, Mn₂O₇, CH₄, NH₃, H₂S.   

Составление формулы соединения по известным степеням окисления элемента

Вспомните, как составляют формулы бинарных соединений по валентности атомов элементов. Формулы бинарных соединений по степени окисления составляют подобно тому, как и по валентности элементов.

Рассмотрим пример.

Задача №57

Составьте формулу соединения Хлора, проявляющего степень окисления +7, с Кислородом.
Решение .
1. Запишем символы химических элементов и проставим числовые значения их степеней окисления:

2. Найдем наименьшее общее кратное для чисел 7 и 2, оно составляет 14.
3. Делим наименьшее общее кратное на степень окисления каждого элемента и найдем число атомов в составе соединения, которые проставляются индексами.
4. Ответ: формула соединения - Сl₂O₇.

Вывод:

• Степень окисления - это условный заряд атома в соединении, если предположить, что оно состоит только из ионов.
• Степень окисления определяют числом электронов, которые отдал или присоединил атом, если это ионное соединение, или числом смещенных электронов, если соединение ковалентное полярное.
• Валентность - это число ковалентных химических связей, которыми атом соединен с другими атомами.
• В простых веществах, в состав молекул которых входят два атома, степень окисления и валентность элементов разные.
• По химической формуле бинарного соединения определяют степень окисления элемента, а по степени окисления составляют формулы бинарных соединений.    

Справочный материал по теме: Химическая связь и строение вещества

Решение задач на тему: Химическая связь, строение и свойства молекул

Задача №58

Чем определяется различие в энергиях разрыва связей в молекуле и в молекулярном ионе , которые составляют соответственно 436 и 258 кДж/моль?

Решение. Ковалентная связь в молекуле образуется двумя электронами с антипараллельными спинами (т. е. двухцентровая связь — см. выше), расположенными на связывающей молекулярной орбитали Для разрыва связи в ионе , образуемом одним 1s-электроном на такой же связывающей МО (одноцентровая связь), естественно, требуется меньшее количество энергии. Следовательно, кратность связи (К) в молекуле должна быть выше, чем в ионе что и подтверждается простым расчетом:

Задача №59

Дайте определение валентности и степени окисления. Приведите структурные формулы 3-аминобензой-ной кислоты, гидроксохлорида меди и оксида фтора. Укажите валентности и степени окисления всех элементов.

Решение. Валентность и степень окисления — разные понятия, характеризующие способность элементов образовывать химические соединения.

Валентность — это число связей атома данного элемента с атомами других элементов в данном химическом соединении. Валентность всегда имеет положительное целочисленное значение.

Степень окисления — это формальный заряд, которым обладает атом в данном химическом соединении при условии, что все связи имеют ионный характер. Именно последнее требование обусловливает формальность этого понятия. Степень окисления может быть как положительной, так и отрицательной величиной, как дробной, так и целочисленной.

Структурные формулы показывают последовательность соединения атомов в молекуле с соблюдением валентности элементов.

1) 3-Аминобензойная кислота.

Все связи в молекуле 3-аминобензойной кислоты - ковалентные полярные, кроме связей С-С в бензольном кольце, которые являются ковалентными неполярными:

Валентности элементов равны: С — IV, О — II, Н — I, N — III.

Используем следующие правила определения степеней окисления: 1) сумма степеней окисления атомов в молекуле равна 0; 2) степень окисления Н равна +1 в соединениях с неметаллами; 3) степень окисления О равна -2 , кроме соединений со фтором и перекисных соединений; 4) степень окисления F равна -1; 5) степень окисления металла равна заряду иона металла. Руководствуясь этими правилами, находим степени окисления: Степени окисления атомов углерода различны. Атомы С в бензольном кольце при связях С—Н имеют степень окисления -1 (так как Углерод — более электроотрицательный элемент, чем Водород), атом С при связи С—N имеет степень окисления +1 (Азот более электроотрицателен, чем Углерод), атом С при связи С—С — степень окисления 0 (связь между одинаковыми атомами). Наконец, атом С в группе — СООН связан тремя связями с более электроотрицательными атомами О и имеет степень окисления +3.

2) Гидроксохлорид меди Сl — Си—О—Н.

3) Оксид фтора F—О—F.

Задача №60

Опишите пространственное строение молекулы четыреххлористого углерода. Как распределены валентные электроны в молекуле ? Какова величина валентного угла Сl—С—Сl в этой молекуле? Какой тип гибридизации атомных орбиталей реализуется у атома Углерода?

Решение. Распределение электронов в молекуле можно представить с помощью электронной формулы (рис. 3.1). Вокруг центрального атома Углерода расположены четыре группы электронов — четыре электронные пары, образующие ковалентные связи. Поскольку одноименные заряды отталкиваются, эти группы электронов располагаются так, чтобы быть на максимально возможном удалении друг от друга.

Такое расположение электронных пар достигается в том случае, если угол между связями С1 — С — С1 равен понятно, что при этом молекула не может быть плоской и иметь форму знака « + »: при таком расположении атомов угол между связями был бы равен лишь 90°.

Угол, равный 109°28', получается только при условии, что молекула имеет тетраэдрическую форму с атомами С1, расположенными в вершинах фигуры, и атомом Углерода — в ее центре (рис. 3.2).

Химиками разработан метод изображения трехмерных структур в плоскости, на листе бумаги — этот метод использован на рис. 3.2. Связи, лежащие в плоскости листа, изображают обычным образом, сплошными линиями. Связи, направленные от нас, за плоскость листа бумаги, изображаются пунктирными линиями. Связи, направленные от листа бумаги к вам, изображаются клинообразными линиями.

Любой атом Углерода, имеющий четыре одинарные связи, имеет тетраэдрическое расположение связей, и, следовательно, валентный угол в соответствующих молекулах всегда равен 109°28'. Так, например, на рис. 3.3 изображена молекула этана, в которой оба атома С имеют тетраэдрическое расположение связей. Теоретическое обоснование структуры подобных молекул впервые было предложено Л. Полингом на базе гибридизации атомных орбиталей — в данном случае в атоме Углерода реализуется гибридизация (см. также следующую задачу).

Задача №61

Обоснуйте пространственную структуру следующих молекул:

Решение. Хлорид алюминия Пространственная структура этой молекулы определяется тем, что при образовании связей А1 — С1 происходит гибридизация одной s- и двух р-орбиталей атома Аl (-гибридизация), при этом образуются три одинаковые -гибридные орбитали, расположенные под углом 120° друг к другу. Таким образом, — плоская молекула с углом 120° между связями.

Фторид бериллия При образовании молекул типа (X — галоген или водород) происходит sp-гибридизадия орбиталей центрального атома и возникают химические связи, направленные под углом 180° друг к другу. Молекулы данного типа линейны.

Фосфин При образовании связей Р—Н происходит гибридизация одной s- и трех р-орбиталей атома Фосфора; три -гибридные орбитали участвуют в образовании трех связей Р—Н, а четвертая орбиталь занята неподеленной электронной парой. Молекула имеет форму треугольной пирамиды с атомом Фосфора в вершине. Величина угла между связями Р—Н существенно отличается от характерного для -гибридизации значения 109°28' — она равна 94°.

Разобранные примеры показывают, что гибридизация электронных орбиталей характерна не только для соединений Углерода, но и для соединений любых элементов, когда химическая связь образуется электронами, принадлежащими к разным, но близким по энергии орбиталям.. Заметим, однако, что структуры молекул типа и т. д. могут быть объяснены, и без привлечения модели гибридизации орбиталей.

Задача №62

Для определения структуры молекул в газовой фазе широко используют спектроскопический метод, который позволяет найти межъядерные расстояния по спектрам молекул. По спектроскопическим данным были рассчитаны межъядерные расстояния в молекуле = 0,210 нм, г(l—I) = 0,364 нм. Определите, какую геометрическую фигуру образуют ядра атомов в этой молекуле. Какой тип гибридизации центрального атома позволяет описать строение данной молекулы?

Решение. Все три связи В—I в молекуле одинаковы. Молекула может иметь форму правильного треугольника, если атом Бора находится в плоскости, образованной тремя атомами Йода:

Если атом бора лежит вне этой плоскости, то молекула имеет форму треугольной пирамиды:

В первом случае угол между связями равен = 120°, во втором случае

Для нахождения этого угла рассмотрим равнобедренный треугольник I — В—I.

По теореме косинусов,

откуда  Это означает, что молекула представляет собой равносторонний треугольник с атомом Бора в центре. Центральный атом Бора находится в состоянии -гибридизации.

Комментарий: Решение этой задачи показывает, что если вы по настоящему увлечены химией, то для успешного ее изучения совершенно обязательна хорошая подготовка по математике (а также по физике). В этом можно убедиться при анализе и многих других решенных в этой книге задач.

Задача №63

Длина диполя молекулы фосфина равна нм. Рассчитайте дипольный момент молекулы в Кл • м и в Д (дебаях).

Решение. Дипольный момент р является произведением длины диполя I — расстояния между двумя равными по величине и противоположными по знаку зарядами +q и -q — на абсолютную величину заряда: Дипольные моменты молекул обычно выражают либо в Кл • м, либо в Д.

Абсолютное значение заряда электрона Кл, поэтому дипольный момент молекулы составляет

Поскольку 

Задача №64

Вычислите разницу электроотрицательностей (ЭО) следующих пар «связанных» атомов: Н—S, Н—N, Н—Ge, Н — К (см. таблицу ЭО в любой из рекомендованных книг). Какая из этих связей наиболее полярна («ионна») и в сторону какого из атомов смещено электронное облако связи?

Решение. Разность ЭО составляет = Следовательно, наиболее полярной оказывается связь Н—К (в гидриде калия). Электронное облако в первых двух связях смещено в сторону атомов S и N, в последних — в сторону Н.

Количество вещества. Расчеты по химическим формулам

Известно, что вещества вступают в химические реакции в определенных количественных соотношениях. Возникает вопрос: «Как практически взять нужную порцию вещества, содержащую необходимое для химической реакции количество атомов, молекул, ионов?». Просто отсчитать нужное количество этих частиц практически невозможно из-за их очень малых размеров. Поэтому для проведения химических реакций отмеряют определенные массы или объемы веществ. Массовые соотношение веществ, взаимодействующих между собой, можно установить, если обратиться к количественной стороне химической реакции.

Например, запишем реакцию взаимодействия серы с кислородом:

S + O₂ = SO₂.

На основе известных вам вычислений относительных атомной и молекулярной масс выясним, в каких соотношениях эти вещества прореагируют. Из уравнения реакции становится очевидно, что 32 массовые части серы (А_r = 32) вступают во взаимодействие с 32 массовыми частями кислорода (М_r = 32). Итак, можно сделать вывод о том, что в порции серы массой 32 г содержится такое же количество частиц, что и в порции кислорода массой 32 г. Иначе говоря, обе порции - это одинаковые количества вещества.

Количество вещества

Для того чтобы взять для протекания реакций соответствующие соотношения порций веществ, в химии используют физическую величину количество вещества.

Количество вещества ν (читается - «ню») - это физическая величина, которая указывает на число структурных частиц (атомов, молекул, ионов), которые содержатся в данной порции этой вещества.

Как и любая физическая величина, количество вещества имеет единицу измерения. Такой единицей является моль, что в переводе с латинского означает «множество». Моль - это порция вещества, масса которой численно равна ее относительной атомной, молекулярной или формульной массам. Поэтому 1 моль серы имеет массу 32 г, водорода - 2 г, углерода - 12 г, хлорида натрия - 58,5 г, воды - 18 г.

Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных частиц (атомов, молекул, ионов), сколько атомов содержится в Углероде массой 0,012 кг (12 г).

Вспомните, что называют нуклидом и такое нуклид Углерода-12 - ¹²С.

Число Авогадро

Итальянский ученый А. Авогадро вычислил и экспериментально исследовал число атомов в Углероде с нуклонным числом 12 массой 0,012 кг (12 г), что соответствует количеству вещества Углерода 1 моль. С этой целью он разделил эту массу на массу одного атома Углерода и получил число 6,02 · 10²³.

В честь ученого его назвали числом Авогадро и обозначают N_А. Для каждого вещества, взятой порцией 1 моль, оно является неизменным. Поэтому число Авогадро (6,02 · 10²³) является универсальной постоянной, что указывает на количество структурных частиц в порции вещества 1 моль, для всех веществ, несмотря на их агрегатные состояния. Итак, в воде массой 18 г, в железе массой 56 г, сере массой 32 г содержатся 6,02 · 10²³ структурных частиц. Отсюда физико-химические константы, которые численно соответствует числу Авогадро, называют постоянной Авогадро и тоже обозначают N_А. Математически постоянную Авогадро обозначают таким отношением: 

Размерность постоянной Авогадро - 1/моль, или моль^1-1 . Отсюда следует, что физическая величина 1 моль - это число Авогадро структурных частиц вещества.

Число Авогадро 6,02 · 10²³ - это число, указывающее на количество структурных частиц, содержащихся в 1 моль любого вещества независимо от его агрегатного состояния.

Если количество структурных частиц вещества N  поделить на постоянную Авогадро N_A (то есть физико-химическую константу этого числа), то можно вычислить количество вещества ν: .

Несмотря на то, что число 6,02 · 10²³ является постоянным для любого
вещества количеством вещества 1 моль, то:

• 1 моль (O₂ ) = 6,02 · 10²³ молекул;
• 1 моль (CO₂) = 6,02 · 10²³ молекул;
• 1 моль (H₂O) = 6,02 · 10²³ молекул.

Вычисление на основе понятий «количество вещества» и «постоянная Авогадро »

Вспомните, какие структурные частицы вещества вы знаете. 

На основе понятия «количество вещества» осуществляют вычисления, в частности:
а) находят число структурных частиц в определенной порции вещества;
б) по числу молекул (или других структурных частиц) вычисляют соответствующее количество вещества.

Рассмотрим примеры.

Задача №65

Вычислите число молекул в воде количеством вещества 0,2 моль.

известно:
ν (H₂O) = 0,2 моль

N -?
Решение
1. Применим формулу  и ее производную формулу 
N_A = 6,02 · 10²³ моль^-1 .
2. Найдем число молекул в порции воды количеством вещества 0,2 моль:
N = 6,02 · 10₂₃ моль^-1 · 0,2 моль = = 1,204 · 10²³ молекул.
Ответ: в воде количеством вещества 0,2 моль содержится 1,204 · 10²³ молекул.

Задача №66

Какой количества вещества кислорода (O₂ ) соответствуют 12,04 · 10²³ его молекул?
известно:
N (O₂) = 12,04 · 10²³ молекул

ν(O₂) — ?

решение
1. Применим формулу: 
2. Найдем количество вещества - ν:

Ответ: 12,04 · 10²³ молекул кислорода соответствуют количеству вещества 2 моль.

Вывод:

• Количество вещества ν ( «ню») - это физическая величина, которое указывает на число структурных частиц (атомов, молекул, ионов), которые содержатся в данной порции этого вещества.
• Единицей измерения количества вещества является моль. Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных частиц (атомов, молекул, ионов), сколько атомов содержится в Углероде массой 0,012 кг (12 г).
• Число Авогадро 6,02 · 10²³ - это число, указывающее на количество структурных частиц, содержащихся в 1 моль любого вещества независимо от его агрегатного состояния.
• На основе понятий «количество вещества» и «постоянная Авогадро» осуществляют химические вычисления.    

Решение задач на тему: Химическое равновесие

Задача №67

Какова размерность константы равновесия для реакции

Решение. Константа равновесия указанной реакции определяется выражением

следовательно, она имеет размерность

Ответ. 

Задача №68

Какую размерность имеет константа равновесия для реакции

Решение. Константа равновесия указанной реакции определяется выражением следовательно, она имеет размерность

Ответ. атм или Па.

Задача №69

Рассчитайте равновесные концентрации водорода и йода при условии, что их начальные концентрации составляли 0,02 моль/л, а равновесная концентрация HI — 0,03 моль/л. Рассчитайте константу равновесия.

Решение. Из уравнения реакции

следует, что на образование 0,03 моль HI потребовалось по 0,015 моль водорода и йода; следовательно, их равновесные концентрации равны и составляют 0,02 - 0,015 = 0,005 моль/л. Константа равновесия

Ответ.

Задача №70

Обратимая реакция описывается уравнением Смешали по 1 моль всех веществ. После установления равновесия в смеси обнаружено 1,5 моль вещества С. Найдите константу равновесия.

Решение. В ходе реакции

образовалось 1,5-1 = 0,5 моль вещества С; следовательно, в реакцию вступило по 0,5 моль А и В и образовалось 0,5 моль D. Количества веществ в смеси после установления равновесия равны: = 1 - 0,5 = 0,5, = 1 - 0,5 = 0,5, = 1,5, = 1 + 0,5 = 1,5 моль.

Константа равновесия равна

Ответ. К = 9.

Задача №71

Один моль смеси пропена с водородом, имеющей плотность по водороду 15, нагрели в замкнутом сосуде с платиновым катализатором при 320 °С, при этом давление в сосуде уменьшилось на 25%. Рассчитайте выход реакции в процентах от теоретического. На сколько процентов уменьшится давление в сосуде, если для проведения эксперимента в тех же условиях использовать 1 моль смеси тех же газов, имеющей плотность по водороду 16?

Решение.

1)Пусть = 1 - х, тогда масса смеси равна

откуда х = 0,7, т. е.

Давление уменьшилось на 25% при неизменных температуре и объеме за счет уменьшения на 25% числа молей в результате реакции. Пусть у моль вступило в реакцию, тогда после реакции осталось: = 0,7 - у, = 0,3 - у, = у, = 0.75 = (0,7 - у) + (0,3 - у) + у, откуда у = 0,25. Теоретически могло образоваться 0,3 моль ( — в недостатке), поэтому выход равен 0,25/0,3 = 0,833 = 83,3%.

Константа равновесия при данных условиях равна

2)Пусть во втором случае = 1 - а, тогда масса смеси равна 42а + 2(1 - а) = 2 • 16 = 32, откуда а = 0,75, т. е. = 0,75, = 0,25. Пусть в реакцию вступило b моль . Это число можно найти из условия неизменности константы равновесия

Из двух корней данного квадратного уравнения выбираем корень, удовлетворяющий условию 0 < b < 0,25, т. е. b = 0,214.

Общее число молей после реакции равно  = (0,75 - 0,214) + (0,25 - 0,214) + 0,214 = 0,786, т. е. оно уменьшилось на 21,4% по сравнению с исходным количеством (1 моль). Давление пропорционально числу молей, поэтому оно также уменьшилось на 21,4%.

Ответ. Выход — 83,3%; давление уменьшится на 21,4%.

Задача №72

Пары ацетальдегида смешали с водородом в молярном отношении 1 : 2 при давлении 300 кПа и температуре 400 °С в замкнутом реакторе, предназначенном для синтеза этанола. После окончания процесса давление газов в реакторе при неизменной температуре уменьшилось на 20%. Определите объемную долю паров этанола в реакционной смеси и процент превращения уксусного альдегида в этанол.

Решение. При гидрировании ацетальдегида образуется этанол:

Пусть в исходной смеси содержалось х моль ацетальдегида, = х, тогда, по условию, = 2х. Общее число молей газов равно = Зх.

Реакция ацетальдегида с водородом обратима. Пусть в эту реакцию вступает у моль , тогда водорода расходуется также у моль и образуется у моль В конечной смеси содержатся:

Общее число молей газов равно = (х - у) + (2х - у) + у = = 3х- у.

По условию, давление в конечной смеси уменьшилось на 20% по сравнению с исходным. Так как температура в процессе реакции не изменяется и объем реактора постоянен, то уменьшение давления вызвано только уменьшением числа молей газов. Таким образом, , или , т. е. у = 0,6x.

По закону Авогадро, объемная доля газа равна его мольной доле, поэтому объемная доля паров этанола равна = у/(3х - у) = 0,25, или 25%.

Процент превращения уксусного альдегида в этанол (т. е. практический выход этанола) равен у/х = 0,6, или 60%.

Ответ. 25% , процент превращения — 60%.

Задача №73

Как будет влиять увеличение температуры и давления на состояние равновесия в следующих реакциях:

Решение. а) Прямая реакция идет с поглощением тепла, поэтому нагревание способствует прямой реакции и равновесие сместится в сторону продуктов. В ходе прямой реакции увеличивается число молекул в газовой фазе, поэтому давление способствует обратной реакции и равновесие смещается в сторону исходных веществ.

б) При нагревании равновесие сместится в сторону продуктов. Давление не влияет на положение равновесия, так как в ходе реакции число молекул в газовой фазе не изменяется.

Молярная масса

Так, в 1 моль вещества содержится 6,02 · 10²³ структурных частиц. Каждая из этих частиц характеризуется определенной массой.

Если же число Авогадро структурных частиц вещества умножить на массу одной частицы, то найдем величину, которую называют молярной массой (M).

Например, масса молекулы воды - 2,99 · 10^-26 кг. Молярная масса воды составляет произведение массы молекулы и числа Авогадро: 2,99 · 10^-26 кг · 6,02 · 10²³ молекул = 0,018 кг/моль, или 18 г/моль.

Молярную массу (M) выражают формулой (1):
 
где m - масса вещества; ν - соответствующее количество вещества.

Молярная масса - физическая величина, равная отношению массы вещества к его количеству.

Итак, молярная масса отражает зависимость между массой и количеством вещества. Числовое значение молярной массы совпадает с числовым значением относительной атомной, молекулярной (формульной) массы и обозначается M.

Единицы молярной массы выражают в г/моль, кг/моль.
К примеру, определим молярную массу оксида меди (II). С этой целью вычислим относительную формульную массу оксида и выразим ее в г/моль: Mr (CuO) = 64 + 16 = 80. Следовательно, M (CuO) = 80 г/моль.
Из формулы 1 можно вывести две производные:
а) для определения массы (2):

б) для вычисления количества вещества (3):

Все три формулы применяют в химических вычислениях.
Вычисления на основе понятия «молярная масса». По приведенным выше формулам решают химические задачи.

Задача №74

Вычислить массу оксида кальция (CaO) количеством вещества 0,3 моль.
Известно:
ν (CaO) = 0,3 моль

m (CaO) -?

Решение
1. Применим формулу: m = M · ν.
2. Вычислим молярную массу (M) оксида кальция:
M (CaO) = 40 + 16 = 56 г/моль.
3. Вычислим массу оксида кальция количеством вещества 0,3 моль:
m (CaO) = 56 г/моль · 0,3 моль = 16,8 г.
Ответ: масса оксида кальция количеством вещества 0,3 моль равна 16,8 г.

Задача №75

Рассчитайте, какое количество вещества соответствует оксиду углерода (IV) массой 220 г.
Известно:
m (CO₂) = 220 г

ν(CO₂) — ?
решение
1. Применим формулу: ν = m*M.
2. Вычислим молярную массу (M) оксида углерода (IV) :
M (CO₂) = 12 + 16 * 2 = 44 г/моль.
3. Вычислим количество вещества:
ν (CO₂) = 220 г
44 г/моль = 5 моль.
Ответ: оксид углерода (IV) массой 220 г соответствует количеству вещества 5 моль.

Вывод:

• Молярная масса - физическая величина, равная отношению массы вещества к его количеству.
• Молярная масса отражает зависимость между массой и количеством вещества.
• Числовое значение молярной массы совпадает с числовым значением относительной атомной, молекулярной (формульной) массы и обозначается M.
• Единицу молярной массы выражают в г/моль или кг/моль.
• Пользуясь понятием «молярная масса», осуществляют химические вычисления.  

Закон Авогадро. Молярный объем газов

Твердые вещества и жидкости количеством вещества 1 моль занимают разные объемы (рис. 38). Это зависит от радиусов структурных частиц и расстояний между ними. В основном молекулы или другие частицы сближены до соприкосновения.

  

Во время преобразования твердых веществ или жидкостей в газообразное состояние объем 1 моль этих веществ резко увеличивается за счет увеличения расстояния между структурными частицами. При одинаковых условиях (температура, давление) расстояния в газах почти одинаковы. Поэтому молярный объем газов остается одинаковым при одинаковых условиях, в частности при температуре 0 ° С и давлении 101,3 кПа. Их принято называть нормальными условиями и обозначать сокращенно - н. у. Поэтому 6,02 · 10²³ структурных частиц любого газа при нормальных условий занимают одинаковый объем. Этот объем составляет 22,4 л. Такие соображения послужили открытию закона Авогадро.

В одинаковых объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Отсюда:

Одинаковым числам молекул газов соответствуют одинаковые объемы при одинаковых условиях.

Поскольку числу 6,02 · 10²³ молекул соответствует 1 моль вещества, то объем, который займет такая порция вещества, находясь в газообразном состоянии, называют молярным.
Молярный объем V_m - это отношение объема (V) к соответствующему количеству вещества (ν).

Математическое выражение (1):

где V_m (читается - «вэ-эм») - молярный объем в л/моль, м³/моль; V - объем в литрах, кубических метрах; ν - количество вещества в моль. Из формулы 1 можно получить производные:

Молярный объем - это физическая постоянная, которая при нормальных условиях одинакова для всех газов и численно равна 22,4 л/моль.
Чтобы представить такой объем, изготовьте куб, имеющий длину ребра 28,2 см. Объем его составит 22,4 л (рис. 39).

 

Вычисления на основе понятия «молярный объем»

Понятие «молярный объем» применяют при химических вычислениях, в частности:

• а) объема определенного числа молекул газа;
• б) объема заданной массы газа при нормальных условиях (н. у.)
• в) массы газа по заданному объему;
• г) объема по количеству вещества газа.

Рассмотрим примеры решения задач с применением
этого понятия.
1. Вычисление объема определенного числа молекул газа.

Задача №76

Вычислите, какой объем займут 12,04 · 10²³ молекул азота (н. у.).

Известно:
N (N₂) = 12,04 · 10²³ молекул

V (N₂) -?

Решение
1. Вычислим количество вещества по формуле:
 

Отсюда:  
2. Вычислим объем азота количеством вещества 2 моль по формуле:
V = V_m · ν.

Отсюда:
V = 22,4 л/моль · 2 моль = 44,8 л.
Ответ: 12,04 · 10²³ молекул азота (н. у.) занимают объем 44,8 л.

2. Расчет объема заданной массы газа при нормальных условиях.

Задача №77

Рассчитайте объем кислорода (н. у.) массой 6,4 г.
известно:
m (O₂) = 6,4 г

V (O₂) -?
Решение
1. Применим формулы:

2. Найдем молярную массу кислорода:
M (O₂) = 16 * 2 = 32 г/моль.
3. Вычислим количество вещества кислорода:
ν (O₂) = 6,4 г: 32 г/моль = 0,2 моль.
4. Вычислим объем кислорода:
V (O₂) = 22,4 л/моль · 0,2 моль = 4,48 л (н.у.)
Ответ: кислород массой 6,4 г займет объем 4,48 л (н. у.).

3. Расчет массы газа по заданному объему.

Задача №78

Вычислите, какой массе водорода соответствует его объем 6,72 л (н. у.).
Известно:
V (H₂) = 6,72 л

m (H₂) -?
решение
1. Применим формулы:

2. Найдем молярную массу водорода:
M (H₂) = 1 · 2 = 2 г/моль.
3. Найдем количество вещества водорода:
 
4. Вычислим массу водорода объемом 6,72 л:
m (H₂) = 2 г/моль · 0,3 моль = 0,6 г.
Ответ: водород объемом 6,72 л (н. у.) соответствует массе 0,6 г.

4. Вычисление объема по количеству вещества.

Задача №79

Вычислите объем хлора (Cl₂) (н.у.) количеством вещества 0,6 моль.
Известно:
ν (Cl₂) = 0,6 моль
Решение
1. Применим формулу: V = V_m · ν.
2. Найдем объем хлора Cl₂ количеством вещества 0,6 моль:
V (Cl₂) = 22,4 л/моль · 0,6 моль = 13,44 л.
Ответ: хлор количеством вещества 0,6 моль занимает объем 13,44 л (н. у.).

Вывод:

• В одинаковых объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.
• Молярный объем V_m - это отношение объема (V) к соответствующему количества вещества (ν).
• Нормальные условия - это температура 0 ° С и давление 101,3 кПа.
• Объем 1 моль любого газа при нормальных условиях (н. у.) составляет 22,4 л.
• Физическую величину «молярный объем» применяют при химических вычислений: а) объема определенного числа молекул газа; б) объема заданной массы газа при нормальных условиях (н. у.); в) массы газа по заданному объему; г) объема по количеству вещества газа.

Относительная плотность газов

Закон Авогадро подтвердил, что газы одинаковых объемов содержат одинаковое число молекул. Но массы этих объемов - разные.

Таблица 8

Из таблицы видно, что один газ тяжелее другого во столько раз, во сколько больше его молярная масса.

где m₁ - масса первого газа; m₂ - масса второго газа; M₁ - молярная масса первого газа; M₂ - молярная масса второго газа.

Относительной плотностью газов называют отношение, которое показывает, во сколько раз масса определенного объема одного газа больше или меньше массы такого же объема другого газа при одинаковых условиях.

Относительную плотность газа обозначают буквой латинского алфавита D (читается - «дэ»):
(1)
По формуле определения относительной плотности можно получить производную:
 (2)

Поскольку молярная масса численно равна относительной молекулярной массе, то из равенства 2 следует, что относительную молекулярную массу M_r1 первого газа вычисляют, зная относительную плотность (D) и относительную молекулярную массу второго газа (M_r2).

Для обозначения, в отношении которого газа ведут вычисления, у буквы D записывают его формулу. Чаще всего относительную плотность газов вычисляют по легким газам - водороду или воздуху и обозначают соответственно D_Н2 и Dвозд.

Кроме этого, относительную плотность газов определяют, пользуясь физической величиной плотность, что указывает на отношение массы газа к его объему - ρ (читается - «ро»).  Математическое выражение:

где ρ - плотность; m - масса газа; V - объем. Единица измерения плотности - г/см³  или кг/м³.

Несмотря на то, что плотность выражает массу одного объема вещества, а объем одного моля газа при нормальных условиях - одинаковый, относительную плотность можно рассматривать как отношение плотности одного газа в плотности другого:

Обобщить все представленные выше формулы вычисления относительной плотности одного газа по другому можно такими отношениями:

 

Вычисления на основе понятия «относительная плотность газов»

Понятие «относительная плотность газов» применяют для химических вычислений, в частности когда определяют: а) относительную плотность газа по другому газу; б) относительную молекулярную массу по плотности; в) молярную массу соединения по плотности. Рассмотрим примеры решения задач.

1. Вычисление относительной плотности газа.

Задача №80

Вычислите относительную плотность оксида углерода (IV) (CO₂) по водороду.
Известно:
CO₂, H₂

D_Н2 (CO₂) -?

решение
1. Применим формулу: 
2. Найдем молярные массы оксида углерода (IV) и водорода:
M (CO₂) = 12 + 16 * 2 = 44 г/моль;
M (H₂) = 1 · 2 = 2 г/моль.
3. Вычислим относительную плотность оксида углерода (IV)  по водороду:
D_H2 (СО₂) = 44 г/моль 2 г/моль = 22.
Ответ: относительная плотность оксида углерода (IV) по водороду - 22.

2. Нахождение относительной молекулярной массы по относительной плотности.

Задача №81

Относительная плотность этана (C₂H₆) по водороду - 15.
Вычислите его относительную молекулярную массу.
Известно:
DH₂(С₂Н₆) -15
H₂

Mr (C₂H₆) -?

решение
1. Применим формулу:

2. Найдем относительную молекулярную массу
водорода:
M_r (H₂) = 1 · 2 = 2.
3. Вычислим относительную молекулярную массу этана:
M_r (C₂H₆) = 15 * 2 = 30.
Ответ: относительная молекулярная масса этана - 30.

3. Нахождение молярной массы по плотности.

Молярную массу легко вычислить по массе 1 л газа, воспользовавшись формулой:
M = V_m · ρ,
где М - молярная масса; V_m - 22,4 л/моль; ρ - плотность, то есть масса одного литра (г/л) при нормальных условиях.

Задача №82

Вычислить молярную массу водорода, если масса 1 литра (н. у.) составляет 0,09 г.
Известно:
m - 0,09 г/л;

M (Н₂) -?
решение
1. M (Н₂) = 22,4 л/моль · 0,09 г/л = = 2,016 г/моль.
Ответ: молярная масса водорода - 2,016 г/моль.
 

Использование физической величины плотности при химических вычислениях доказывает единство законов природы и распространение их на все естественные дисциплины.

Вывод:

• Относительной плотностью газов называют отношение, которое показывает, во сколько раз масса определенного объема одного газа больше или меньше массы такого же объема другого газа при одинаковых условиях.
• Относительная плотность газа обозначают буквой латинского алфавита D (читается - «дэ»).
• обобщить все формулы вычисления относительной плотности одного газа по другому можно такими отношениями: 
• В химии применяют вычисления на основе понятия «относительная плотность газов ». 

Справочный материал по теме: Количество вещества. Расчеты по химическим формулам

Классификация неорганических соединений, их состав и номенклатура.  Оксиды. Кислоты

Классификация веществ, образующих основные классы неорганических соединений. Вам известно, что химические элементы обладают способностью сочетаться между собой. В результате химических связей, возникающих
между атомами элементов, образуются простые и сложные вещества.
Тема, которую вы будете изучать, касается классификации сложных веществ, образующих четкую систему соединений. Каждый класс этих соединений характеризуется определенным составом, строением и свойствами. Но, несмотря на разный состав, строение и свойства, между ними существуют внутренние взаимосвязи. Вступая в химические реакции, они обладают способностью к взаимопревращению. Именно разница в составе и строении этих соединений приводит различные свойства. Поэтому сложные вещества классифицируются в соответствующие группы - классы: оксиды, кислоты, основания и соли. Классификация основных классов неорганических соединений представлена схематично на рисунке 40.


Установите по данному выше определению состав оксидов.

Вы частично ознакомились с веществами, которые образуют целый класс неорганических соединений. Об их составе говорится в определениях.

При изучении курса химии ставится задача овладеть основами самообучения, что поможет вам осуществлять самообразование в течение жизни. В этом вам помогут умение самостоятельно конструировать понятия, выбирать в тексте главное, а также способность оперировать этими умениями. Такой подход будет способствовать концентрации вашего внимания и выделению существенных признаков в учебном материале. Поэтому сначала сделаем попытку
выполнить эту задачу с помощью схем для конструирования названия понятия «оксиды».

Перед тем как рассмотреть схему конструирования названия, отметим, что каждое понятие состоит из родового понятия и видовых признаков (рис. 41).

Рис. 41. Схема конструирования определения понятия «оксиды»

Рис. 42. Схема образования названий оксидов, в состав которых входят элементы с постоянной валентностью 

Рис. 43. Схема образования названий оксидов, в состав которых входят элементы с переменной валентностью

Например: оксид калия К₂О, оксид бария BaO, оксид алюминия Al₂O₃.
Если же в состав оксида входит элемент, который проявляет переменную валентность, то ее указывают в названии римской цифрой, взятой в скобки (рис. 43).
Например: FeO - оксид железа (II) ; Fe₂O₃ - оксид железа (III); MnO - оксид марганца (II); Mn₂O₃  - оксид марганца (III); MnO₂ - оксид марганца (IV) ; Mn₂O₇ - оксид марганца (VII).

На какие группы классифицируются оксиды?

Чтобы ответить на этот вопрос, вам снова придется вспомнить первую классификацию химических элементов на металлические и неметаллические.

Вспомните, как называют оксиды, образованные неметаллическими и металлическими элементами.

Металлические элементы с Кислородом образуют соединения, которые являются оксидами (щелочными, кислотными, амфотерными), а неметаллические - кислотные оксиды.

В периодах периодической системы есть элементы, расположенные на границе между металлическими и неметаллическими элементами. Для них свойственно образовывать оксиды, проявляющие двойственную химическую природу, то есть имеют свойства основных и кислотных оксидов. Их называют амфотерными. Классификация оксидов представлены в таблице 9.

Кислоты, их состав, названия и классификация

В своей практической жизни человек часто пользуется кислотами. По большей части они органического происхождения: уксусная (раствор, известный под названием «уксус»), лимонная, яблочная, щавелевая, молочная и др.

Оцените значение названных органических кислот в жизни человека.

Среди большого разнообразия неорганических соединений выделяют кислоты, которые, как и оксиды, образуют отдельный класс веществ.

От чего, на ваш взгляд, происходит общее название этого класса веществ?

Наиболее распространенными из них являются соляная (HCl), серная (H₂SO₄), ортофосфорная (H₃PO₄) кислоты. Из представленных примеров формул неорганических кислот видим, что в их состав входят атомы Водорода, которые связаны с другими атомами (соляная) или группой атомов (серная, ортофосфорная). Следовательно, определение кислот можно сформулировать благодаря этим данным.
Пользуясь схемой (рис. 44), сформулируйте самостоятельно определение понятия «кислота» и сверьте с представленным выше.

Удалось ли вам его сформулировать правильно?

Установите по определению состав кислот. Рассмотрим, из каких компонентов состоят названия кислот.

Как видно из схемы (рис. 44), видовыми признаками кислот является атомы Водорода и кислотный остаток. Кислотный остаток - это атом или группа атомов. Например, в составе соляной кислоты - атом Cl, в сульфатной - SO₄, а карбонатной - CO₃.

Характерным признаком кислотных остатков является то, что во время химических реакций они не разрушаются.
Ознакомимся с составом и названиями кислот, обработав данные таблицы 10.

* По названиям кислотных остатков называют соли.
Общая формула кислоты такова:

где n - количество атомов Водорода, КО - кислотный остаток.

Подумайте и объясните, как определить валентность кислотного остатка, зная валентность атомов Водорода.

Поскольку атомы Водорода одновалентные, то валентность кислотного остатка определяют по числу атомов Водорода в составе кислоты. Из таблицы 10 нетрудно понять происхождение названий неорганических кислот. Объясните это самостоятельно.

Из анализа химического состава кислот видно, что общим для них является наличие атомов Водорода. Их может быть разное количество: один или несколько. Это стало одним из признаков классификации кислот. Согласно ему, кислоты классифицируют на: одноосновные, если в составе имеется один атом Водорода; двухосновные, если атомов Водорода два; трехосновные, если этих атомов три. Кроме этого, наблюдается разный состав кислотных остатков, в частности, в некоторых из них имеется Кислород, а в других - отсутствует. Это второй признак, лежащий в основе классификации кислот. Поэтому по содержанию Кислорода или его отсутствию в составе кислотного остатка их разделяют на бескислородные и кислородсодержащие. Учитывая оба признака, классификацию кислот можно подать схеме (рис. 45).

Определите самостоятельно, к каким группам принадлежат кислоты, указанные в таблицы 10. 

Вывод:

• Сложные неорганические вещества классифицируют на четыре группы: оксиды, кислоты, соли, основания.
• Оксиды - это сложные вещества, в состав которых входят два элемента, один из которых - Кислород в степени окисления -2. Существуют солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Солеобразующие - это щелочные , кислотные, амфотерные оксиды.
• Названия оксидов происходят от названия элемента и слова «оксид». Если валентность элемента является переменной, ее указывают после названия элемента римскими цифрами, взяв в скобки.
• Кислоты - это сложные вещества, в состав которых входят один или несколько атомов Водорода, способных замещаться на атомы металлов и кислотные остатки.
• Кислоты классифицируют по: содержанию атомов Водорода (одноосновные, двухосновные, трехосновные) и по содержанию Кислорода (бескислородные и кислородсодержащие).

Решение задач на тему: Газы, жидкости и твердые вещества

Задача №83

Сероводород при обычной температуре — газ, а вода — жидкость. Чем можно объяснить различие в агрегатных состояниях этих веществ?

Решение. Кислород — более электроотрицательный элемент, чем сера. Поэтому между молекулами воды возникают более прочные водородные связи, чем между молекулами сероводорода. Разрыв этих связей, необходимый для перехода воды в газообразное состояние, требует значительной затраты энергии, что и приводит к аномальному повышению температуры кипения воды.

Задача №84

Ниже приведены температуры плавления (К) благородных газов:

Чем объясняется повышение температуры плавления с возрастанием порядкового номера благородного газа?

Решение. С ростом порядкового номера благородных газов увеличиваются размеры их атомов при сохранении аналогичной структуры внешнего электронного слоя атома. Поэтому поляризуемость атомов возрастает, вследствие чего возрастают и силы вандерваальсового взаимодействия между ними; удаление атомов друг от друга, происходящее при переходе вещества из твердого в жидкое состояние, требует все большей затраты энергии. Это и приводит к повышению температуры плавления.

Задача №85

Образец газа массой 1,236 г при температуре 20 °С и давлении 1 атм занимает объем Вычислите относительную молекулярную массу газа.

Решение. Подстановка в уравнение Менделеева-Клапейрона числа молей v = m/М (где m — масса вещества в граммах, М — его молярная масса) дает

Уравнение (4.2) позволяет, при известных массе и объеме газа при определенных температуре и давлении, вычислить его молярную массу М. А поскольку полученный результат непосредственно даст относительную молекулярную массу

Подставляя в (4.2) все данные в условии задачи величины в СИ, находим

Ответ.

Задача №86

Определите плотность пентана при выбранных вами условиях.

Решение. Необходимо выбрать условия, при которых пентан является газом и не подвергается термическому разложению. Возьмем Т = 200 °С и р = 100 кПа. 1 моль газообразного пентана при этих условиях занимает объем V = RT/p = - 8,31 473/100 = 39,31 л, а плотность равна р = m/V =  72/39,31 = 1,83 г/л.

Задача №87

Газ, полученный при прокаливании 4,9 г бертолетовой соли, смешали в сосуде емкостью 4 л с газом, полученным при взаимодействии 6 г кальция с водой. Определите давление газовой смеси в сосуде при температуре 27 °С.

Решение. Запишем уравнения реакций разложения бертолетовой соли и взаимодействия кальция с водой:

При разложении 4,9/122,5 = 0,04 моль в результате реакции (1) образуется 0,06 моль ; по реакции (2) — 6/40 = 0,15 моль Сa позволяют получить 0,15 моль . Следовательно, в сосуд емкостью 4 л было помещено 0,21 моль смеси газов. Подставляя все значения в уравнение Клапейрона—Менделеева (1), находим

Ответ, р - 131 кПа.

Задача №88

Рассчитайте объем и радиус атома Хрома, исходя из предположения, что атомы имеют форму шара, а объем шаров составляет 68% от общего объема. Плотность хрома равна

Решение. Исходя из определения плотности вещества ( = m/V, где m — масса вещества, V — объем, занимаемый веществом), можно рассчитать объем 1 моль Хрома («молярный объем»)

По условию, атомов Хрома занимают объем, равный следовательно, объем одного атома Хрома составит

Радиус атома Хрома (R) рассчитывается по формуле

Отсюда
Ответ.

Задача №89

На рис. 4.2 представлена диаграмма состояния воды. Каков физический смысл каждой кривой на диаграмме? Как называется точка Т и каким условиям она соответствует? Охарактеризуйте каждую область, ограниченную двумя кривыми.

Характерен ли наклон кривой ВТ для большинства индивидуальных веществ?

Решение. Области фазовой диаграммы, ограниченные кривыми, соответствуют тем температурам и давлениям, при которых устойчива только одна фаза вещества. Так, при любых значениях температуры и давления, которые соответствуют точкам диаграммы, ограниченным кривыми ВТ и ТС, вода существует в жидком состоянии. При любых температуре и давлении, соответствующих точкам диаграммы, которые расположены ниже кривых AT и ТС, вода существует в парообразном состоянии.

Кривые фазовой диаграммы соответствуют условиям, при которых какие-либо две фазы находятся в равновесии друг с другом. Так, при температурах и давлениях, соответствующих точкам кривой ТС, вода и ее пар находятся в равновесии. Это и есть кривая давления пара воды. В точке X на этой кривой жидкая вода и пар находятся в равновесии при температуре 373 К (100 °С) и давлении 1 атм (101,325 кПа); точка X представляет собой точку кипения воды при давлении 1 атм.

Кривая AT является кривой давления пара льда; такую кривую обычно называют кривой сублимации.

Кривая ВТ представляет собой кривую плавления. Она показывает, как давление влияет на температуру плавления льда: если давление возрастает, то температура плавления уменьшается. Такая зависимость температуры плавления от давления встречается редко. Обычно возрастание давления благоприятствует образованию твердого вещества. В случае воды повышение давления приводит к разрушению водородных связей, которые в кристалле льда связывают между собой молекулы воды, заставляя их образовывать громоздкую структуру. В результате разрушения водородных связей происходит образование более плотной жидкой фазы.

В точке Y на кривой ВТ лед находится в равновесии с водой при температуре 273 К (0 °С) и давлении 1 атм. Она представляет собой точку замерзания воды при давлении 1 атм.

На фазовой диаграмме имеются две точки, представляющие особый интерес. Так, кривая давления пара воды заканчивается точкой С. Ее называют критической точкой воды. При температурах и давлениях выше этой точки пары воды не могут быть превращены в жидкую воду никаким повышением давления. Другими словами, выше этой точки паровая и жидкая формы воды перестают быть различимыми. Критическая температура воды равна 647 К, а критическое давление составляет 220 атм.

Точку Т фазовой диаграммы называют тройной точкой. В этой точке лед, жидкая вода и пары воды находятся в равновесии друг с другом. Этой точке соответствуют температура 273,16 К и давление Лишь при указанных значениях температуры и давления все три фазы воды могут существовать вместе, находясь в равновесии друг с другом.

Классификация неорганических соединений, их состав и номенклатура. Соли, основания

Соли, их состав, названия: Соли рассматривают как производные кислот.
Во время химических реакций в кислотах атомы Водорода частично или полностью замещаются ионами (катионами) металлических элементов. Поэтому в состав солей входят катионы металлических элементов и анионы кислотных остатков.

Рассмотрите приведенную ниже схему (рис. 47).

Пользуясь ею, добавьте пропущенную видовое название и самостоятельно сформулируйте определение понятия «соли».

Рис. 48. Схема образования названий средних солей

Соли, образованные в результате замещения всех атомов Водорода в кислоте на ионы металлических элементов (катионы), называют средними. Например, Хлорид калия KCl, карбонат натрия Na₂CO₃, силикат калия K₂SiO₃.

Проанализируйте состав и названия представленных выше двух солей и объясните, от чего происходят названия средних солей.

Очевидно, что названия средних солей происходят от названия катиона металлического элемента и названия кислотного остатка (рис. 48). Названия кислотных остатков легко запомнить, если вы хорошо знаете названия кислот (табл. 10,). Соль, в состав которой входит катион Натрия и анион Хлора, называют хлоридом натрия. Если в состав соли входят два катиона Калия и сульфат-анион - кислотный остаток серной кислоты - это сульфат калия.

В зависимости от того, катион какого металлического элемента замещает атомы Водорода, одна и та же кислота может образовывать много солей. Например, соляная кислота образует, кроме упомянутого хлорида натрия, еще хлорид калия, хлорид кальция, хлорид магния тому подобное. То есть все соли этой кислоты имеют общее название хлориды.

Аналогично это касается любой другой кислоты.
Общие названия солей неорганических кислот и примеры их формул представлены в таблице 11.

 Общая формула солей:

где n - количество кислотных остатков; ^{n +} - заряд иона металлического элемента; КО - кислотный остаток; ^m - количество ионов металлического элемента; m- - заряд аниона КО.

Если металл проявляет переменную валентность, то он может сочетаться с различным количеством кислотных остатков одной и той же кислоты. Например: Cr (NO₃) ₂ - нитрат хрома (II); Cr (NO₃) ₃ - нитрат хрома (III). В названиях таких солей обязательно указывают валентность элемента римской цифрой, взяв ее в скобки.

Составление формул солей по валентности. В предыдущей лекции упоминалось о том, что валентность кислотного остатка легко определить по числу атомов Водорода в молекуле кислоты. Это важно при составлении формул солей.

Вспомните, как составляют формулы бинарных соединений.

При составлении формул бинарных соединений следует помнить, что сумма валентностей атомов металлических элементов должна равняться сумме единиц валентности кислотных остатков. Например, надо составить формулу сульфата железа.

Чтобы выполнить эту задачу, предлагаем воспользоваться алгоритмом составления формулы и его схемой (рис. 49).

1. Запишите формулы металлического элемента и кислотного остатка.
2. Проставьте римскими цифрами валентность металлического элемента и кислотного остатка.
3. Найдите наименьшее общее кратное для чисел, соответствующие валентности металлического элемента и кислотного остатка.
4. Разделите наименьшее общее кратное поочередно на валентность металлического элемента и кислотного остатка, определите индексы и проставьте их внизу у соответствующих атомов или групп атомов. Если в состав соли входит несколько кислотных остатков, их заключают в круглые скобки и внизу проставляют индекс.
   Рис. 49. Схема алгоритма составления формул солей

Основания, их состав и названия, классификация. Основания рассматривают как соединения оксидов с водой. Поэтому их общее название - гидраты оксидов, или гидроксиды.

Вспомните из курса химии, вы знаете про взаимодействие оксидов металлических и неметаллических элементов с водой.

Оксиды активных металлических элементов легко соединяются с водой. Результатом таких реакций являются гидроксиды. Если в состав гидроксида входят 1-3 гидроксильные группы, то они образуют новый класс неорганических соединений - основания.

Приведем примеры реакций образования оснований:
К₂О + H₂O = 2КOH; CaO + H₂O = Ca (OH) ₂.
Из формул КОН и Ca (OH) ₂ видно, что в состав оснований входят катионы металлических элементов и гидроксильные группы OH. Итак, можем составить схему образования названий оснований (рис. 50).

Рис. 50. Схема образования названий оснований для элементов, проявляющих постоянную и переменную валентности

Основания классифицируют по двум признакам:
1) растворимости в воде;
2) числом гидроксильных групп (рис. 51).

Приведите примеры основ по поданному классификации (см. Рис. 51 ).
Общая формула щелочей:

где n - число гидроксид-ионов; ^{n +} - заряд катиона металлического элемента; Мe^{n +} - катион металлического элемента; ОН - гидроксид-ион.
Число гидроксильных групп зависит от валентности металла. Растворимые в воде основания называют щелочами. По таблице растворимости можно определить растворимые и нерастворимые в воде основания.

Вывод:

• Соли - сложные вещества, образованные катионами металлических элементов и анионами кислотных остатков.
• Соли, образованные в результате замещения всех атомов Водорода в кислоте на ионы металлических элементов (катионы), называют средними.
• Названия солей происходят от названия катиона с добавлением названия аниона. Если металл проявляет переменную валентность, ее проставляют после названия катиона римскими цифрами в круглых скобках.
• Основания - сложные вещества, в состав которых входят катионы металлических элементов и один или несколько анионов гидроксильных групп.
• Названия щелочей происходят от названия катиона с добавлением слова «гидроксид». Если металлический элемент проявляет переменную валентность, как и в солях, ее проставляют римскими цифрами в круглых скобках.
• Основания классифицируют по: а) растворимости в воде (растворимые - щелочи и нерастворимые) б) числом гидроксильных групп (одно-, двух-, багатокислотные). 

Физические и химические свойства оксидов

Оксиды как соединения элементов с Кислородом достаточно распространены в природе. При нормальных условиях они находятся в разных агрегатных состояниях: газообразном, жидком, твердом. Приведем примеры. Распространены в природе и образованные в результате хозяйственной деятельности человека оксид углерода (IV) , оксид серы (IV), оксид азота (IV) являются газами. Как вам известно, большие концентрации этих газов в атмосфере вызывают образование кислотных дождей. Оксид кремния (IV), оксид фосфора (V) , оксид магний и другие твердые вещества - бесцветные или имеют характерную окраску. Например: оксид хрома (III) - зеленый, оксид магния - белый, оксид железа (III) и оксид азота (IV) - бурого цвета, а оксид кремния (IV) - бесцветный. Рассмотрев образцы оксидов, вы наглядно убедитесь в этом. Для многих оксидов присущ характерный запах.

Например, оксид серы (IV), оксид азота (IV) - удушающие газы; оксид углерода (II) , оксид углерода (IV) - без запаха, ядовиты.

В твердом состоянии оксиды образуют атомные, ионные или молекулярные структуры (кристаллические решетки). К оксидам с молекулярными кристаллическими решетками принадлежат оксид углерода (IV) , вода (см. рис. 32 б, 33, с. 88). Атомную кристаллическую решетку имеет оксид кремния (IV), ионную - оксид алюминия.

Оксиды с атомными структурами характеризуются высокой твердостью, с молекулярными - летучестью. Температуры плавления и кипения меняются в широком диапазоне.

Напишите самостоятельно формулы всех упомянутых в тексте оксидов.

Химические свойства щелочных оксидов

Поскольку оксиды являются соединениями элементов с Кислородом, то им присущи как общие, так и отличные свойства. Исходя из названий этих групп оксидов, им можно дать определение.

Основные оксиды - это оксиды, которым соответствуют основания.

Например, оксиду натрия Na₂O соответствует основание гидроксид натрия NaOH, оксиду кальция СаО - гидроксид кальция Са(ОН) ₂.
Щелочные оксиды вступают в химическое взаимодействие с водой, кислотами и кислотными оксидами.

Вспомните реакцию соединения оксида кальция с водой, напишите уравнение реакции.

Исследуем химические свойства основных оксидов с помощью эксперимента.

1. Взаимодействие с водой.

Опыт 1. Кроме оксида кальция (рис. 52), с водой реагируют оксиды щелочных и щелочно-земельных металлических элементов (SrO, BaO).

К примеру:
K₂О + Н₂О = 2KOH;
BaO + H₂O = Ba(OH) ₂.

Продуктами этих реакций, соответственно, являются основания - гидроксиды калия и бария. Оба гидроксида хорошо растворимы в воде.

2. Взаимодействие с кислотами.

Опыт 2. Внесите в колбу оксид меди (II) (черный порошок) и добавьте соляной кислоты. При нагревании образуется прозрачная жидкость голубого цвета. Во время протекания реакции уменьшается содержание оксида меди (II) (рис. 53).

Вспомните, какие признаки протекания химических реакций вам известны.
В растворе - соль хлорида меди (II), которая окрашивает его в голубой цвет.

3. Взаимодействие с кислотными оксидами.

Интересным примером взаимодействия оксидов между собой являются реакции, лежащие в основе производства стекла. В результате взаимодействия оксидов кальция и кремния (IV) при нагревании образуется соль - силикат кальция:
CaO + SiO₂ → CaSiO₃.
В промышленности производят различные виды стекла сплавлением оксидов. Оконное стекло имеет химический состав Na₂O · CaO · 6Si₂O.

Химические свойства кислотных оксидов

Одно из свойств кислотных оксидов вы уже знаете. Это взаимодействие с основными оксидами. Кроме этого, они реагируют с водой и щелочами.
Докажем это экспериментально.

1. Взаимодействие с водой.

Углекислый газ, который пропускают под давлением через воду, частично взаимодействует с ней. Во время такого взаимодействия образуется гидрат оксида, который проявляет кислотные свойства, - угольная кислота. Это очень слабая кислота, поэтому она обладает свойством распадаться до исходных веществ.
СО₂ + Н₂О = Н₂СО₃;    Н₂СО₃ = СО₂↑ + Н₂О.

Расщепление угольной кислоты до исходных веществ можно наблюдать, если открыть бутылку с газированной водой.

Однако не все кислотные оксиды с водой образуют неустойчивые кислоты. При взаимодействии оксида серы (VI) с водой образуется стойкая серная кислота: SO₃ + Н₂О = Н₂ SO₄.

Напишите самостоятельно уравнение реакции взаимодействия оксида фосфора (V) с водой. Назовите тип реакции и сформулируйте ее определение.

Взаимодействие с водой кислотных оксидов, которые выбрасываются в атмосферу во время химических производств, приводит к образованию кислотных дождей. Вам уже известно, что кислотные дожди негативно влияют на растительный и животный мир. Кроме этого, повышается кислотность почв, что ведет к снижению урожайности и качества сельскохозяйственных культур. Повышение концентрации кислот в воде рек и озер вызывает вымирание водных животных. Необходимо добавить, что кислотные дожди разъедают металлические покрытия домов, краски, разрушают памятники архитектуры и культуры.

Нужно обратить внимание на то, что не все кислотные оксиды реагируют с водой. Вам известно, что берега многих рек, озер, морей покрыты оксидом кремния (IV) (песком), который непосредственно соприкасается с водой, и реакция не происходит. Но гидрат этого оксида существует - это силикатная кислота Н₂SiO₃.

2. Взаимодействие со щелочами.

Обратимся снова к опыту.

Опыт 3. Нальём в химический стакан раствор гидроксида натрия, капните несколько капель раствора фенолфталеина (рис. 54 а). Раствор приобретает малиновую окраску (рис. 54 б). Продуйте через окрашенный раствор углекислый газ. Раствор обесцвечивается (рис. 54 в).

Обесцвечивание раствора свидетельствует о том, что произошла химическая реакция:
СО₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O.
Образовалась соль - карбонат натрия и вода.

Кислотные оксиды - это оксиды, которым соответствуют кислоты.

Например: SО₂ - Н₂SО₃; SО₃ - Н₂SО₄; Р₂О₅ - Н₃РО₄.

Химические свойства амфотерных оксидов

Понятие «амфотерность» относится к соединениям, которые проявляют двойственные химические свойства. Если речь идет об амфотерных оксидах, то, очевидно, они должны проявлять свойства как основных, так и кислотных. К таким оксидам относятся оксиды цинка и алюминия, оксиды трехвалентного железа и хрома, оксид бериллия и др.

Напишите самостоятельно формулы указанных выше оксидов по их названиями.

Рассмотрим химические свойства амфотерных оксидов на примере оксидов цинка и алюминия.

3. Взаимодействие с кислотами.

Если к окиси цинка долить раствор серной кислоты, происходит реакция с образованием соли - сульфата цинка:
ZnO + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + H₂O.
Аналогично с кислотами реагирует оксид алюминия:
Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O.

4. Взаимодействие со щелочами.

Реакции амфотерных оксидов с щелочами происходят при нагревании:

5. Взаимодействие с щелочными оксидами.

Амфотерные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием солей:

6. Взаимодействие с кислотными оксидами.

При высоких температурах амфотерные оксиды взаимодействуют с наиболее активными кислотными оксидами:

Проанализировав продукты реакций амфотерных оксидов с кислотами, щелочами, щелочными и кислотными оксидами, видим, что в результате всех этих реакций образуются соли.

Амфотерные оксиды - это оксиды, которые проявляют как кислотные так и щелочные свойства.

Вывод:

• Оксиды в природе находятся в трех агрегатных состояниях. Образуют молекулярные, атомные и ионные кристаллические решетки. Некоторые имеют окраску или могут быть прозрачны. Температуры плавления и кипения оксидов изменяются в широком диапазоне. Реагируют с водой оксиды щелочных и щелочно-земельных элементов.
• Основным оксидам соответствуют основания. Реагируют с водой, кислотами, кислотными оксидами. Во время реакций с кислотами, кислотными оксидами образуются соли.
• Кислотными оксидам соответствуют кислоты. Они вступают в химическое взаимодействие с водой (исключение - SiO₂), основными оксидами, щелочами. Продуктами взаимодействия кислотных оксидов с основными оксидами и щелочами являются соли.
• Основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой с образованием солей.
• Амфотерные оксиды проявляют свойства основных и кислотных оксидов. Продуктами их реакций являются соли.

Распространение оксидов в природе. Использование оксидов. Влияние на окружающую среду

Оксиды - это химические соединения, которые очень часто встречаются в природе. В основном к ним относятся соединения активных металлических и неметаллических элементов.
Вода - самый распространенный оксид на Земле (рис. 56).

Она заполняет все впадины земной поверхности, образуя реки, озера, моря, океаны. Просачиваясь в почву, она образует грунтовые и подземные воды. Это удивительное и до конца не разгаданое вещество входит в состав горных пород и минералов. Растворяя в себе некоторые нужные для здоровья человека соли, образует целебные минеральные источники, у которых расположены курорты и лечебные учреждения. Как вам известно, без воды не могут существовать живые организмы - человек, растения, животные. В организме человека вода участвует во всех биохимических процессах, поддерживает объем и упругость клеток.

Для жизни и поддержания здоровья человеку нужна чистая вода, без примесей вредных веществ, попадающих в водоемы в результате хозяйственной деятельности. Поэтому все люди, которые обитают на нашей планете, должны беречь воду - это настоящее чудо природы, чьи тайны еще не до конца раскрыты.

Оксид кремния (IV) тоже относится к наиболее распространенным природным оксидам. Больше всего распространен песок. В природе он встречается в виде отдельных пластов, а также устилает дно водоемов: рек, морей, океанов и др. Кроме песка, природа подарила человеку и прозрачный минерал кварц (см. Рис. 46 ).

Отдельные кристаллы достигают гигантских размеров. Кварц образует много кристаллических разновидностей: горный хрусталь, дымчатый кварц, аметист, кошачий глаз и др., за счет примесей они имеют различную окраску. Кварц используется в различных приборах - оптических, электронных, теле- и радиоаппаратуре, для изготовления кварцевого стекла, как драгоценные камни в ювелирном деле и тому подобное.

Оксид алюминия является составной природных минералов алюмосиликатов. К ним относятся полевой шпат (К2В · Al₂О₃ · 6SiO₂), каолинит (Al₂О₃ · 2SiO₂ · 2Н₂О). Оксид алюминия входит в состав боксита - минерала, из которого добывают алюминий. Минерал корунд, имеет высокую твердость, используют для изготовления шлифовальных кругов. Этот минерал образует две цветные разновидности: рубин (рис. 57),

который имеет интенсивную красную окраску, и сапфир - синего цвета, которые используют для изготовления драгоценных украшений.

Оксиды железа входят в состав известных в металлургии железных руд, которых достаточно много. В металлургической промышленности чаще всего используют красный железняк, в состав которого входит оксид железа (III) (рис. 58 а), известный как руда гематит.

Оксид железа (II, III) Fe₃О₄ (рис. 58 б) входит в состав магнитного железняка. Руда магнетит содержит до 72,4% железа.
В природе встречаются и другие железняки, в частности шпаты, однако их руды имеют другой химический состав. Все минералы, содержащих элемент Железо, является основным сырьем для производства железа и его сплавов.

Оксид магния в природе - это минерал периклаз. Оксид магния MgO еще называют жженой магнезией (рис. 59),

что связано с способом ее добычи в промышленности. Соединения, в которые входит оксид магния - тальк, формулу которого можно представить как 3MgO · 4SiO₂ · H₂O, и асбест - CaO · MgO · 4SiO₂- проявляют высокую огнестойкость.
Оксид углерода (IV) распространен в атмосфере. Примерно 0,03% этого газа входит в состав воздуха. Играет активную роль в процессе фотосинтеза. Накопление углекислого газа в воздухе предопределяет парниковый эффект.

Использование оксидов

Частично об использовании оксидов уже упоминалось. Очевидно, что широкий спектр использования этих соединений прежде всего зависит от разнообразия их физических и химических свойств. Более подробная информация об использовании оксидов содержится в таблице 13.

Таблица 13


В таблице 13 представлен далеко не полный перечень использования оксидов. Изучая химические свойства оксидов, вы ознакомились с реакциями взаимодействия их с водой, в результате чего добывают основания и кислоты. При взаимодействии основных и кислотных оксидов между собой образуются соли. Соли же добывают и в результате реакций основных оксидов с кислотами и кислотных оксидов - с щелочами.

Вывод:

• Оксиды - это химические соединения, которые часто встречаются в природе. Это оксиды активных металлических и неметаллических элементов.
• Вода - самый распространенный на Земле оксид.
• К распространенным оксидам относятся: оксиды железа, алюминия, кальция, кремния и др.
• Оксиды широко используются во всех отраслях промышленности, что обусловлено их различными физическими и химическими свойствами.

Способы добывания оксидов

Вам известно, что оксиды - достаточно распространенные в природе вещества, которые имеют широкое практическое применение. Поэтому важно знать способы их добывания.

Вспомните, какие вещества называют оксидами, как их классифицируют.
Рассмотрим более подробно способы добывания оксидов.

Взаимодействие простых веществ с кислородом

Вы ознакомились с оксидами на примере взаимодействия кислорода с простыми веществами: металлами и неметаллами.

Вспомните химические свойства кислорода. С какими веществами он вступает в химическое взаимодействие?

Химически активные металлы обладают способностью вступать в реакции даже с кислородом, входящим в состав воздуха при обычных условиях. Например, щелочные металлы хранят под слоем смазки, чтобы изолировать их поверхность от воздействия атмосферного воздуха, попадая в который, они окисляются:

• 4Li + O₂ = 2Li₂O; 2Ca + O2 = 2CaO.

На воздухе при обычных условиях окисляется алюминий, поэтому поверхность всех изделий из него покрыта прочной оксидной пленкой:

• 4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

Магний, сгорая, тоже образует оксид магния (рис. 60).

Напишите самостоятельно уравнение реакции образования оксида магния.

Оксиды образуются и при взаимодействии неметаллов с кислородом.

Напишите самостоятельно уравнение реакции горения углерода и фосфора.

Если в пламени горелки нагреть кристаллы серы, то она сначала плавится, а затем загорается. А когда расплавленную серу опускают в банку с кислородом, то она сгорает ярким пламенем (рис. 61).

Образуется оксид серы (IV) (сернистый газ), который имеет свойство поражать дыхательные пути.

Напишите самостоятельно уравнение реакции горения серы.

Взаимодействие сложных веществ с кислородом

Сложные вещества также взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды. Например, реакция, которую вы наблюдаете на рисунке 62, хорошо вам известна из бытовых условий. Во время горения природного газа, в составе которого преобладает газ метан СН₄, образуются два оксида: оксид углерода (IV) и вода.

Напишите самостоятельно уравнение реакции горения метана.

Оксиды добывают также при горении сульфида водорода Н₂S, ацетилена С₂Н₂, который используют для резки и сварки металлов, фосфина РН₃, обжиге сульфида цинка ZnS и пирита FeS₂:
2С₂Н₂ + 5О₂ = 4СО₂ + 2Н₂О;    2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂;   4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂.
Добывают оксиды также разложением нерастворимых оснований, некоторых кислот и солей при нагревании.

1. Добывание оксидов разложением нерастворимых оснований.

Нерастворимые в воде основания разлагаются при нагревании с образованием оксидов и воды, например:

Реакцию разложения гидроксида меди (II) легко наблюдать по изменению окраски реагента и образованнию оксида меди (II). В пробирку нальем раствор хлорида меди (II) и осторожно дольем раствор гидроксида натрия. Наблюдается выпадение синего осадка гидроксида меди (II). Закрепим пробирку со свежеосажденным гидроксидом меди (II) в лапке штатива или в держателе. Сначала прогреем всю пробирку по длине, а затем в месте, где находится гидроксид меди (II). При нагревании происходит обесцвечивание синего осадка и образование черного порошка. Черную окраску имеет оксид меди (II). Итак, нерастворимое в воде основание разлагается на оксид и воду.

2. Разложение некоторых кислот.

Учитывая то, что кислоты также гидраты оксидов, они разлагаются с образованием оксидов и воды при нормальных условиях или нагревании. Например, угольная, сернистая кислота разлагаются при нормальных условиях. Кремниевая кислота при этих условиях разлагается очень медленно, поэтому, как правило, реакцию проводят при нагревании:

 

3. Разложение солей при нагревании.

Соли неустойчивых кислот разлагаются при нагревании с образованием оксидов, например

Напишите самостоятельно уравнения реакции разложения карбоната магния и назовите продукты реакции.

Итак, существует много способов добывания оксидов. В их основе лежат химические реакции, которые заключаются в преобразованиях одних веществ в другие.

Вывод:

Итоги этого урока представим в форме схемы (рис. 63)

Расчеты по химическим уравнениям массы, объема, количества вещества, реагентов и продуктов реакции

Умение выполнять химические вычисления имеет большое практическое значение, ведь знания по химии являются действенными и крайне необходимыми для производственных процессов. Вам уже известно об изготовлении растворов с определенной массовой долей растворенного вещества. И для того, чтобы изготовить такой раствор правильно, необходимо уметь вычислить массу вещества и воды для определенной массы раствора.

В процессе становления химии как науки, открытия закона сохранения массы вещества ученые доказали, что во время химических реакций вещества используются в определенных количественных соотношениях. Соответственно образуются продукты реакций.

Обладая умениями составлять уравнения химических реакций, можно осуществить расчеты так, чтобы реагенты или продукты реакций использовались полностью. В промышленных масштабах это создает условия для безотходных технологий, избегание потерь веществ, вступающих в реакцию или образующихся в ее результате.

По уравнениям химических реакций в химии осуществляют вычисления массы, объема, количества вещества реагентов или ее продуктов. Рассмотрим это на примерах.

Вычисление массы реагента по массе другого реагента

Задача №90

Вычислить массу оксида кальция, вступившего в реакцию с водой массой 72 г.
Известно:
m (H₂O) = 72 г

m (СаO) — ?
Решение
1 способ
1. Напишем уравнение реакции оксида кальция с водой:
СаО + H₂O = Са (ОН)₂.
2. Вычислим значение молярных масс веществ, вступающих в реакцию:
М (СаО) = 40 + 16 = 56 г/моль;
М (Н₂О) = 1 · 2 + 16 = 18 г/моль.
3. Запишем массы и известные данные, используя уравнение реакции:

 4. Подписав значения масс под формулами веществ, по которым будем выполнять вычисления, а неизвестные - над формулами, получим пропорцию. Согласно пропорции
х : 56 = 72 : 18.
5. Вычислим неизвестное, обозначенное х:

Ответ: В реакцию вступит СаО массой 224 г.
 

Второй  способ:

1. Вычислим, что количеству вещества соответствует масса воды 72 г:

2. Записываем уравнение реакции:

3. Массу определяем по формуле:
m = М · ν.
4. Вычисляем массу оксида кальция:
m (СаО) = 56 г/моль · 4 моль = 224 г.
Ответ: в реакцию вступит СаО массой 224 г.

Вычисление масс реагентов по массе продукта реакции

Задача №91

Рассчитайте, какие массы оксида фосфора (V) и воды нужно взять, чтобы получить ортофосфорную кислоту массой 68,6 г.
Известно:
m (H₃PO₄) = 68,6г

m (P₂O₅) -?
m (H₂O) -?
Решение
1 способ
1. Вычисляем молярные массы реагентов и продукта реакции:

2. Записываем уравнение реакции так, как в предыдущей задаче, то есть подписываем известные данные в формулами веществ, а неизвестные - над формулами:

3. Вычисляем массы реагентов по известной массе ортофосфорной кислоты:


Ответ: для получения 68,6 г ортофосфорной кислоты надо взять 49,7 г Р₂О₅ и 18,9 г Н₂О.

Второй способ:

1. Вычисляем количество вещества ортофосфорной кислоты в массе 68,6 г:
68,6 г: 98 г/моль = 0,7 моль.
2. Вычисляем массы исходных веществ:
m (Р₂О₅) = 49,7 г

m (H₂О) = 18,9 г.
Ответ: для получения 68,6 г ортофосфорной кислоты нужно взять 49,7 г Р₂О₅ и 18,9 г Н₂О.

Расчет объема реагента по массе другого реагента

Задача №92

Железо массой 3,92 г полностью прореагировало с хлором с образованием хлорида железа (III) . Вычислите объем хлора (н.у.), вступившего в реакцию.
Известно:
m (Fe) = 3,92 г

V (Cl₂) -?
Решение
1. Записываем уравнение реакции:
2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃.
2. Вычисляем молярную массу железа:
М (Fe) = 56 г/моль.
3. Вычисляем количество вещества железа в порции массой 3,92 г:
ν = 3,92 г: 56 г/моль = 0,07 моль.
4. На основе уравнения составляем пропорцию:

 

Итак 
5. Вычисляем объем 0,105 моль хлора, зная, что молярный объем составляет 22,4 л/моль:
V (Cl₂) = 22,4 л/моль · 0,105 моль = 2,352 л.
Ответ: с железом массой 3,92 г прореагирует хлор объемом 2,352 л (н. у.).

Вычисление количества вещества реагента и продукта реакции с известным количеством вещества другого реагента

Задача №93

Вычислите количество вещества азота, который вступил в реакцию, и количество вещества аммиака, образовавшегося впоследствии реакции, если прореагировал водород количеством вещества 9 моль. Какой объем аммиака (н. у.) соответствует такому количеству вещества?
Известно:
ν (Н₂) = 9 моль

ν (N₂) -?
V (NН₃) -?
Решение
1. Записываем уравнение реакции и подписываем и надписываем данные:

2. Вычисляем количества вещества азота и аммиака:

3. Вычисляем объем аммиака:
V (NH₃) = 22,4 л/моль · 6 моль = 134,4 л.
Ответ: в реакцию с водородом количеством вещества 9 моль вступит азот количеством вещества 3 моль и образуется аммиак - 6 моль. Объем такого количества вещества аммиака - 134,4 л (н. у.).

Вывод:

• При участии уравнений реакций осуществляют химические вычисления: массы, объема, количества вещества реагентов и продуктов реакции.
• Чтобы правильно осуществить решение задачи, необходимо помнить алгоритм (порядок решения), знать понятие «молярная масса», «молярный объем» и формулы для их расчета с производными, уметь вычислять молярную массу по формуле вещества.
• Необходимо помнить и использовать физические величины, в которых измеряются молярная масса, молярный объем, количество вещества, масса и объем, плотность.

Физические и химические свойства кислот 

Кислоты - это неорганические вещества, которые при нормальных условиях почти все являются жидкостями (Н₂SO₄, HNO₃) или твердыми веществами (H₃PO₄, H₂SiO₃). Некоторые из них - летучие (HCl, HNO₃). Кислоты преимущественно тяжелее воды, бесцветные. Летучие имеют запах. Характерным их свойством является способность растворяться в воде (исключение - H₂SiO₃). Поскольку общими в составе кислот являются атомы Водорода, то они обусловливают кислую среду их растворов. Некоторые из них, как: соляная, серная, азотная, являются токсичными и опасными для жизни и функционирования живых организмов. Они разъедают органические вещества, вызывают ожоги. При работе с кислотами необходимо соблюдать правила безопасности.

Рассмотрим более подробно физические свойства распространенных в производстве кислот.

Соляная кислота - это водный раствор хлорида водорода. Прозрачная жидкость, на воздухе «дымит». В концентрированном растворе этой кислоты массовая доля хлорида водорода составляет 36-40%. Тяжелее воды. Имеет характерный резкий запах. Вдыхание паров концентрированной соляной кислоты вызывает раздражение и ожоги дыхательных путей. При работе с соляной кислотой нужно соблюдать правила техники безопасности.

В лаборатории соляную кислоту добывают растворением хлорида водорода в воде. Хлорид водорода (хлороводород - традиционное название) добывают путем взаимодействия хлорида натрия (NaCl) с концентрированной серной кислотой при нагревании:

 

Серная кислота - бесцветная жидкость, нелетучая, вязкая. Плотность - 1,84 г/см³. Во время растворения в воде сильно разогревается, до закипания раствора, что в свою очередь, приводит к его разбрызгиванию. Чтобы избежать этого, нужно
кислоту вливать в воду, а не наоборот. Характерным свойством концентрированной серной кислоты является способность легко впитывать влагу (гигроскопичность). Это свойство часто используют в промышленности для осушки газов. Модель молекулы серной кислоты изображено на рисунке 64.

Азотная кислота - бесцветная жидкость с резким, удушливым запахом, летучая. Концентрированная - имеет желтую окраску, которую приобретает за счет растворения в ней оксида азота (IV) . Массовая доля кислоты в концентрированном растворе достигает 98%. Разрушает белок. В случае попадания на кожу вызывает пожелтение, ожоги. Модель молекулы азотной кислоты показано на рисунке 65.

Ортофосфорная кислота - бесцветное, твердое кристаллическое вещество. Хорошо растворимое в воде, тяжелее воды. При температуре выше 40 ° С превращается в вязкую бесцветную жидкость. В отличие от других кислот - не ядовита. Модель молекулы показано на рисунке 66.

Химические свойства кислот

Вам известно, что в состав неорганических кислот входят атомы Водорода, что является общим для этого класса соединений, и кислотные остатки.
Наличие в молекулах кислот атомов Водорода приводит подобные химические свойства. Исследуем их, используя химический эксперимент.

1. Изменение окраски индикаторов.

В химии для определения кислой или щелочной среды растворов применяют растворы индикаторов (рис. 67), с которыми вы уже ознакомлены. В школьных лабораториях преимущественно используют такие: лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин, универсальный индикатор.

Действие растворов кислот на индикаторы будем наблюдать, выполняя лабораторные опыты.

Видно, что фенолфталеин не меняет окраски в кислой среде. Все остальные индикаторы (лакмус, метиловый оранжевый, универсальная индикаторная бумага), как вы наблюдали во время выполнения лабораторных опытов, приобретают красный цвет различных оттенков. Применив индикаторы, можно распознать кислоты среди других веществ.

2. Взаимодействие кислот с металлами.

Общим свойством кислот является их взаимодействие с металлами. Если к порошку магния долить соляной кислоты, происходит характерное «закипание» смеси из-за интенсивного выделения газа водорода, который выбивается
магнием из кислоты. Уравнение реакции:
Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑.

Аналогичное выделение водорода наблюдается, если к гранулам цинка долить раствор серной кислоты (рис. 69):
Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑. 

Напишите самостоятельно уравнения реакций взаимодействия серной кислоты с магнием и железом. Сверьте написанные вами уравнения реакций с нижеприведенными. 
Уравнения реакций:

Это исследование натолкнуло ученых на мысль о том, что химическая активность металлов неодинакова. Одни металлы проявляют большую, другие - меньшую активность во время химических превращений.
На основе экспериментальных исследований российский ученый Бекетов разместил металлы в вытеснительный ряд металлов.
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H₂, Cu, Ag, Hg, Pt, Au
химическая активность ослабляется

Обнаружено, что металлы, расположенные в ряду до водорода, имеют способность вытеснять его из кислот, образуя простое вещество водород (исключение - азотная кислота). Пять металлов, которые размещены после водорода, с растворами кислот не реагируют. Каждый следующий металл в ряде менее химически активен, чем предыдущий. Сами же металлы замещают атомы Водорода в кислоте. Такой тип реакций называют реакциями замещения.

Реакции замещения - это реакции, происходящие между простым и сложным веществами, вследствие чего атомы простого вещества замещают атомы в сложном.

Кроме водорода, при реакции образуется соль соответствующего металла.

Приведите самостоятельно примеры реакций замещения и напишите их уравнения.

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами.

В качестве примеров таких химических превращений можно привести уравнения реакций:

В отличие от предыдущего типа реакций, в процессе взаимодействия кислот с основными оксидами участвуют два сложных вещества.
Если внимательно рассмотреть уравнения, то можно увидеть, что под время этих преобразований происходит обмен между составляющими частицами веществ. Такой тип реакций называют реакциями обмена.

Реакции обмена - это реакции между двумя сложными веществами, во время которых они обмениваются составными частями.

Вспомните еще два типа химических реакций.
Сформулируйте их определения.

Вывод:

• Кислоты при нормальных условиях являются жидкостями или твердыми веществами. Тяжелее воды, бесцветные. Хорошо растворяются в воде. Водные растворы - кислые на вкус, разъедают органические вещества.
• Кислоты изменяют окраску индикаторов: лакмус - красный, метиловый оранжевый - розовый, универсальная индикаторная бумага приобретает красный цвет.
• Кислоты (за исключением азотной) взаимодействуют с металлами, в вытеснительном ряде расположены до водорода. Продуктами реакций являются соль соответствующего металла и водород.
• Реакции замещения - это реакции, происходящие между простым и сложным веществами, вследствие чего атомы простого вещества замещают атомы в сложном.
• Кислоты взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды.
• Реакции обмена - это реакции между двумя сложными веществами, во время которых они обмениваются составными частями.

Химические свойства кислот, их взаимодействие с щелочами и солями 

Исследуем эти свойства кислот с помощью приведенных ниже экспериментов.

1. Взаимодействие кислот с щелочами. 

Вспомните классификацию оснований. Из предыдущего пункта вы узнали, что кислоты можно выявить с помощью индикаторов. Если растворы реагентов и продуктов реакций являются прозрачными, то их ход практически не наблюдается. Поэтому реакции взаимодействия кислот с щелочами (растворимыми в воде основаниями) проводят с использованием индикаторов. По изменению окраски индикатора судят о том, что реакция состоялась. 

В соляной кислоте раствор изменил окраску на красный цвет. К этой же пробирки добавьте такой же объем раствора гидроксида натрия. Наблюдается обесцвечивание лакмуса. Итак, между кислотой и щелочью состоялось химическое взаимодействие. Запишем уравнение реакции:
HCl + NaOH = NaCl + H₂O.

Из уравнения видно, что среди продуктов реакции нет ни кислоты, ни основания.

Аналогично происходят реакции взаимодействия любых кислот со щелочами, например:
HNO₃ + KOH = KNO₃ + H₂O.

Продуктами рассмотренных реакций соли - хлорид натрия и нитрат калия - и вода.

Определите, к какому типу относятся реакции взаимодействия кислот с щелочами. Сформулируйте определение.

2. Взаимодействие кислот с солями.

Кислотам свойственно взаимодействовать с растворами солей. Реакции между ними происходят при условии, если наблюдается:
а) выделение газа;
б) выпадение осадка;
в) одним из продуктов реакции является вода.
Рассмотрим примеры этих реакций с помощью демонстрационных опытов.
Рассмотрите рис. 71.

Происходит бурное выделение пузырьков газа (рис. 71).
Уравнение реакции:

В результате реакции обмена между азотной кислотой и карбонатом натрия образуется новая соль и новая кислота - угольная H₂CO₃. Последняя относится к неустойчивыхм кислотам, поэтому сразу же разлагается на оксид углерода (IV) (углекислый газ), выделение которого наблюдается, и воду. Иначе эту реакцию можно записать так:

 

3. Распознавание соляной и серной кислот.

Некоторые кислоты реагируют с растворами солей с образованием характерных осадков, при наличии которых обнаруживают кислотный остаток. С реакциями, происходящими с выпадением осадка, ознакомимся, проведя опыты по распознаванию соляной и серной кислот. Знание таких реакций позволяет провести качественное определение веществ.
В обоих колбах наблюдается выпадение белого осадка.

Определите, пользуясь таблицей растворимости , какие вещества выпали в осадок.

Внимательно рассмотрев оба осадка, видим, что они разные.
Осадок хлорида серебра - творожистый (подобный створаживающемуся молоку), а сульфат бария - интенсивно белый.
Если к обеим пробиркам с образованными осадками осторожно долить раствор азотной кислоты и перемешать их содержимое, то изменений не наблюдается. Это означает, что осадки - нерастворимые в нитратной кислоте.

Напишите самостоятельно уравнения обеих реакций. Укажите, к какому типу они принадлежат.

Итак, с помощью упомянутых выше солей можно распознать соляную и серную кислоты. В частности, реактивом на соляную кислоту является нитрат серебра (I), а на серную - хлорид бария.

Вывод:

• Кислоты взаимодействуют с растворимыми в воде основаниями (щелочами), вследствие чего образуются соль и вода. Реакция наблюдается при наличии индикатора.
• Кислоты реагируют с растворами солей с образованием новой соли и новой кислоты.
• Реакции между кислотами и солями происходят, если: а) выделяется газ; б) выпадает осадок; в) одним из продуктов реакции является вода.
• Соляную и серную кислоты можно распознать по определенным реакциям: соляную - при взаимодействии с нитратом серебра (I) (выпадает белый творожистый осадок), серную - с раствором хлорида бария (выпадает интенсивный белый осадок). Оба осадка нерастворимы в кислотах.

Распространение кислот в природе. Способы добывания кислот 

Вам известно, что название «кислоты» связано с тем, что эти вещества имеют характерный кислый вкус. В природе они распространены в организмах растений, животных и человека, входящих в состав почв, образуют термальные кислотные озера, выпадают на землю в виде кислотных дождей,
являются компонентами нашей пищи.
Вспомните и назовите продукты, которым присущ кислый вкус.

Все неспелые фрукты, в частности яблоки, сливы, вишни, черешни, алыча и др., как правило, очень кислые. Кислого вкуса им придают органические кислоты, содержащиеся в соках этих фруктов. Так, кислый вкус лимонам придает лимонная кислота, щавелю - щавелевая, яблокам - яблочная.

Некоторые продукты, скисая, тоже становятся кислыми благодаря образованию в них кислот. В частности, в кислом молоке под действием молочнокислых бактерий образуется молочная кислота. Она присутствует во всех молочнокислых продуктах. В крапиве, ягодах смородины, листьях и коре ивы много салициловой кислоты.

Кислоты имеются и в организмах некоторых представителей животного мира. Кто из вас не чувствовал укус муравья? Это действие муравьиной кислоты, которую насекомое производит для собственной защиты. Все, что говорилось о распространении этих веществ, касается органических кислот. Однако природа наделила живые организмы и неорганическими кислотами, как в растительном, так и в животном мире. Например, в ядрах косточек абрикосов, слив, вишен в небольшом количестве содержится очень ядовитая синильная кислота.

Некоторые жуки для защиты выделяют серную кислоту.

Соляная кислота вырабатывается организмом человека и содержится в желудочном соке. С ее участием происходит процесс пищеварения. Как антисептик, она обезвреживает в желудке бактерии, которые попадают туда с пищей.

Во многих природных источниках Трускавца и  Немирова минеральные воды насыщенные сероводородной кислотой, благодаря чему они имеют характерный запах. В других источниках Трускавца, Свалявы, Миргорода в воде растворена угольная кислота, распадаясь, выделяет пузырьки углекислого газа.

В районах, где развито производство и переработка серы в атмосфере накапливаются оксиды серы (IV) и серы (VI) , которые, соединяясь с дождевой водой, образуют кислоты. Аналогичный процесс наблюдается при производстве азотной кислоты.

Способы добывания кислот

Кислоты являются важными веществами, которые играют большую роль в жизнедеятельности человека. Как уже отмечалось, они способствуют процессу пищеварения, являются действенными антисептиками.

Широкое применение эти вещества получили в химической промышленности. С участием кислот добывают соли, в частности: хлориды, сульфаты, нитраты, сульфиды, ортофосфаты и др. Кислоты используют в фармацевтической, металлургической, аграрной (производство минеральных удобрений) промышленностях, для получения взрывчатых веществ, красителей и других кислот и тому подобное.
Поэтому очень важно знать способы их добывания.

1. Добывание кислородосодержащих кислот.

• Взаимодействие кислотных оксидов с водой. Неоднократно обращалось внимание на природное явление выпадения кислотных дождей. Попадая в атмосферу, кислотные оксиды проявляют способность соединяться с водой с образованием молекул кислоты. Примеры уравнений реакций взаимодействия оксидов серы приведены ниже. Оксид фосфора (V), соединяясь с водой, может образовывать две кислоты: метафосфорную и ортофосфорную, взаимодействуя с холодной и горячей водой соответственно. Уравнения реакций:

Ортофосфорная кислота относится к трехосновным неорганическим кислотам.

• Взаимодействие солей с кислотами. Если кислотный оксид не взаимодействует с водой, то кислоту добывают взаимодействием соответствующей соли с кислотой, например, добывание кремниевой кислоты - взаимодействием силиката натрия с серной кислотой. Уравнение реакции:

2. Добыча бескислородных кислот.

Бескислородные кислоты добывают, используя две стадии: а) синтез летучих соединений неметаллических элементов с водородом;
б) растворения этих соединений в воде:

Для получения соляной кислоты используют хлорид натрия (поваренную соль) и концентрированную серную кислоту. Во время нагрева образуется средняя соль - сульфат натрия:

Полученный хлорид водорода растворяют в воде.

Вывод:

• Кислоты - распространены в природе вещества, входящие в состав соков овощей и фруктов, желудочного сока, минеральных вод и тому подобное.
• Кислородосодержащие кислоты добывают: а) взаимодействием кислотных оксидов с водой; б) взаимодействием солей соответствующей кислоты с другими кислотами.
• Бескислородные кислоты добывают, используя две стадии: а) синтезируют летучие соединения неметаллических элементов с водородом - H₂S, НСl, HBr и т. д; б) растворяют эти соединения в воде.

Использование кислот 

Изучая химические свойства кислот, вы убедились в том, что им свойственно вступать в химическое взаимодействие со многими веществами. Все реакции кислот с металлами, основными оксидами, основаниями (растворимыми в воде и нерастворимыми), солями связанные с образованием целого ряда других веществ, в основном солей, люди используют в хозяйственных целях. Однако широкое применение получили соляная, серная, азотная и ортофосфорная кислота. Лидерами среди них являются соляная и серная кислоты, которые широко применяются в различных отраслях промышленности. Рассмотрим более подробно способы использования каждой из этих кислот в различных отраслях хозяйства (рис. 73-76).

Вывод:

• Кислоты широко используют в химической, металлургической, текстильной, фармацевтической, пищевой, лако-красочной, нефтеперерабатывающей, аграрной промышленностях; производстве синтетических моющих средств, как электролит и тому подобное. Больше всего на производствах используют соляную, серную, нитратную и ортофосфорную кислоту.
• Информация об использовании кислот в различных отраслях хозяйства представлена ​​в схемах (рис. 73-76)

Физические свойства оснований. Химические свойства растворимых и нерастворимых оснований. Реакции нейтрализации

При нормальных условиях растворимые в воде основания - щелочи - твердые кристаллические, белого цвета вещества. Преимущественно все они растворяются в воде в любых отношениях, образуя прозрачные растворы, мыльные на ощупь. Для них свойственно явление гигроскопичности (впитывание водяного пара из воздуха), поэтому их хранят в закрытых емкостях. Гидроксид кальция - растворим. Во время растворения щелочей в воде выделяется тепло. Основания, образованные щелочными и щелочно-земельными металлами, разъедают органические вещества (целлюлозу, белок). Отсюда пошли названия гидроксидов натрия и калия, соответственно: едкий натр и едкое кали. В связи с этим при работе со щелочами необходимо соблюдать представленные ниже правила безопасности (с. 173-174).

Нерастворимые основания - твердые вещества с различной окраской: гидроксид железа (II) Fe (OH) ₂  - зеленовато-белый; гидроксид железа (III) Fe (OH) ₃  - бурый; гидроксид цинка Zn (OH) ₂ - белый, гидроксид меди (II) - синий.

Вспомните признаки, по которым классифицируют основы, и назовите известные вам группы этих веществ.

Меры безопасности при работе со щелочами. Известно, что с растворами щелочей необходимо обращаться очень осторожно, поскольку они разъедают кожу, слизистую оболочку глаз, бумагу, ткань. Твердые щелочи еще интенсивнее действуют на органические вещества.

Итак, при работе с твердыми щелочами и их растворами нужно соблюдать правила безопасности, в частности:

• - твердые основания (гранулы) держать в закрытом сосуде, чтобы изолировать их от влаги и углекислого газа, который есть в воздухе;
• - не брать вещества руками, не разбрызгивать;
• - работая с растворами, надо вести себя очень аккуратно, следить, чтобы щелочь не попадала на одежду, тетради и книги, не разливать его на рабочем месте;
• - надеть халат или фартук, резиновые перчатки и защитные очки, если опыты выполняются с концентрированными щелочами.

Если щелочь попала на кожу, необходимо немедленно промыть это место большим количеством проточной воды и нейтрализовать раствором борной или лимонной кислоты. Если ожоги сильные, нужно обязательно обратиться к врачу.

Если щелочь попала в глаза, необходимо их тщательно промыть раствором борной кислоты и также обратиться к врачу.

Химические свойства растворимых в воде оснований

Вам известно, что существуют растворимые в воде основания (щелочи) и нерастворимые. Рассмотрим химические свойства этих двух групп оснований.

Вспомните состав оснований и объясните, что влияет на общие свойства этих соединений.

В состав оснований входят катионы металлических элементов и гидроксид-анионы (гидроксильные группы). Поскольку катионы металлов в составе щелочей разные, то общие свойства этого состава веществ обусловленные наличием гидроксид-анионов.

Охарактеризуем химические свойства оснований.

1. Действие щелочей на индикаторы.

Как и кислоты, щелочи проявляют способность менять окраску индикаторов. Исследуем изменение окраски индикаторов в щелочной среде, выполнив лабораторный опыт. Как вы убедились из лабораторного опыта, в растворах щелочей лакмус меняет свою окраску на синий цвет, метиловый оранжевый - на желтый, а фенолфталеин - на малиновый. Универсальная индикаторная бумага в щелочной среде становится синей.

2. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами.

При изучении кислотных оксидов вы уже ознакомились этим свойством растворимых в воде оснований.
Приведем другие примеры взаимодействия щелочей с кислотными оксидами:

Проанализировав уравнения реакций, вы убедились, что во время реакции щелочей с кислотными оксидами образуется новый класс веществ - соли и вода.

Объясните, к какому типу относятся представленные выше химические реакции. Сформулируйте их определения.

3. Взаимодействие щелочей с солями.

Растворимые в воде основания взаимодействуют с растворами солей. Докажем это экспериментально, выполнив следующий лабораторный опыт. Вспомните условия протекания реакций.

В результате реакции наблюдается выпадение синего осадка гидроксида меди (II):

4. Взаимодействие щелочей с кислотами.

Это свойство щелочей вам уже известно. Для лучшего усвоения материала проведем следующий лабораторный опыт. Чтобы наблюдать протекание химических реакций, воспользуемся индикаторами. Напишите самостоятельно уравнения реакций между щелочами и кислотами, которые вы использовали в опыте. Как вы убедились, продуктами реакций являются соль соответствующей кислоты и вода.

Вспомните, свойства каких еще веществ характеризуют следующие реакции. Почему, на ваш взгляд, именно так называют эту реакцию?
Реакции нейтрализации имеют практическое применение. В быту, когда на кожу попадает кислота, пораженное место промывают проточной водой и нейтрализуют слабым раствором основания.

Химические свойства нерастворимых оснований

1. Взаимодействие нерастворимых оснований с кислотами.

Возникает вопрос: взаимодействуют нерастворимые в воде основания с кислотами, и если да, то что является продуктами реакций?
Обратимся к опыту.

Реакции между основанием и кислотой с образованием соли и воды называются реакциями нейтрализации.

Осадок растворяется, и образуется голубой раствор соли хлорида меди (II):
Продуктами реакции являются, опять же, соль и вода.

Рис. 79. Взаимодействие гидроксида меди (II) с соляной кислотой

Учитывая то, что реакция нейтрализации характерна для кислот и оснований, стоит отметить: все основания (растворимые и нерастворимые в воде) взаимодействуют с растворами кислот, а все кислоты (растворимые и нерастворимые) - только с щелочами.

2. Разложение нерастворимых оснований при нагревании.

Исследованиями доказано, что нерастворимые в воде основания при нагревании легко разлагаются на соответствующий оксид и воду. Это еще раз подтверждает, что эти соединения являются гидроксидами.
Проведем опыт.

Свежеосажденный осадок на дне пробирки нагревают.
Через несколько минут наблюдается изменение синего осадка на черный
(Рис. 80). Образовался оксид меди (II).

 

Рис. 79. Разложение гидроксида меди (II)
Итак, по нагрева нерастворимые в воде основания разлагаются на соответствующий оксид и воду H₂O.

Вывод:

• Общие свойства оснований обусловлены наличием в их составе гидроксид-ионов.
• Все основания - твердые вещества. Щелочи - белого цвета, хорошо растворимые в воде. Нерастворимые основания имеют различную окраску.
• Основания меняют окраску индикаторов, вступают в химическую взаимодействие с кислотными оксидами, кислотами (реакция нейтрализации), растворами солей.
• Реакции нейтрализации - это реакции между основанием и кислотой с образованием соли и воды.
• Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами и разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду.
• При работе с щелочами и кислотами необходимо соблюдать правила безопасности.

Физические и химические свойства амфотерного гидроксида

С явлением амфотерности вы ознакомились при изучении амфотерных оксидов. Для гидроксидов оно также свойственно. Эту группу веществ изображают общей формулой, которая присуща основаниям:

Однако, в отличие от оснований, они проявляют двойственную химическую природу: при взаимодействии с кислотами ведут себя как основания, а при взаимодействии со щелочами - как кислоты.

К амфотерным принадлежат гидроксиды, образованные элементами
Бериллия, Алюминия, Цинка. Среди элементов, проявляющих переменную валентность, - Железо, Хром, Свинец.

Каждому амфотерному гидроксиду соответствует амфотерный оксид. Например: Zn(OH)₂ - ZnO; Al(OH)₃ - Al₂O₃; Be (OH)₂ - BeO; Fe(OH)₃ - Fe₂O₃; Sn(OH)₂ - SnO.

Физические свойства амфотерных гидроксидов. Амфотерные гидроксиды - это твердые вещества немолекулярного строения. Нерастворимые в воде. Имеют различную окраску: гидроксиды цинка и алюминия - белого цвета, гидроксид железа (III) - бурого.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Ознакомимся с химическими свойствами амфотерных гидроксидов, например гидроксидов цинка и алюминия . Реакция взаимодействия амфотерных гидроксидов с кислотами происходит как взаимодействие типичного нерастворимого основания с кислотой. Результатом этой реакции является соль и вода.

Проведем опыты, подтверждающие двойственные химические свойства амфотерных гидроксидов.

Опыт 1. Добывание гидроксида цинка. В пробирку нальем раствор хлорида цинка объемом 1-1,5 мл и каплями, слегка встряхивая пробирку, добавим раствор гидроксида натрия. На дне пробирки образуется белый студенистый осадок. Это и есть гидроксид цинка (рис. 81 а).

Рис. 81. Выпадение осадка:
а - гидроксида цинка;     б - гидроксида железа
ZnCl₂ + 2NaOH = Zn (OH)₂↓ + 2NaCl.

Для того чтобы исследовать амфотерность добытого вещества, разделим свежеприготовленный осадок на две части, перелив половину в другую пробирку. Затем продолжим исследования.
Опыт 2. Взаимодействие гидроксида цинка с кислотой. К одной пробирке с осадком гидроксида цинка долейте раствор серной кислоты. Осадок растворяется. Это свидетельствует о том, что произошла химическая реакция.

Запишите самостоятельно уравнения реакций взаимодействия гидроксидов цинка и алюминия с серной кислотой, назовите образованные продукты.

Опыт 3. Взаимодействие гидроксида цинка со щелочью. Ко второй пробирке с гидроксидом цинка добавьте каплями раствор основания. Осадок тоже растворился. Как и в предыдущем опыте, образуются соль и вода. Итак, гидроксид цинка проявляет свойства кислоты. Чтобы лучше понять суть реакции, формулу гидроксида цинка видоизменим. На первом месте расположим атомы Водорода, а группу атомов ZnO₂ поставим за Водородом. формула будет иметь вид - H₂ZnO_2.
Реакция наблюдается лучше, если к определенной порции раствора основания приливать гидроксид цинка .

Такая же реакция происходит и между твердыми веществами при
высоких температурах. К примеру:

Напишем уравнение реакции взаимодействия гидроксида алюминия с гидроксидом калия в растворе и во время сплавления:

Назовите образованные вещества.
Итак, гидроксид цинка и гидроксид алюминия - амфотерные. Они вступают в химическое взаимодействие с кислотами, проявляя свойства оснований, и со щелочами, проявляя свойства кислот.

Способность веществ проявлять двойственные химические способности (оснований и кислот) называют амфотерностью.

Чем объяснить явление амфотерности? Рассмотрим строение гидроксида цинка.

Из графической формулы видно, что химические связи образуются между атомами Цинка и атомами Кислорода и между атомами Кислорода и Водорода. Учеными доказано, что сила этих связей примерно одинакова. Поэтому при взаимодействии с кислотами разрыв связи происходит по линии а со щелочами - по линии б. Это подтверждение того, что свойства веществ зависят не только от их состава, но и от строения.

Вывод:

• Амфотерность - это способность веществ проявлять двойственные химические свойства (основных и кислотных оксидов, оснований и кислот). 
• Амфотерные гидроксиды - твердые вещества немолекулярного строения. Нерастворимые в воде. Имеют различную окраску.
• Амфотерные гидроксиды проявляют двойственную химическую природу: во время реакций с кислотами реагируют как основания, а с щелочами - как кислоты.
• Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами и щелочами в растворах и при спекании. Продуктами реакций являются соли.

Способы добывания щелочей, нерастворимых оснований и амфотерных гидроксидов

Основания - это вещества, которые имеют широкое использование, хотя в природе не распространены. Поэтому их добывают в промышленности, поскольку они имеют большое практическое применение. Основания необходимы во время строительных работ, производства лекарств, моющих средств. Их используют как добавку к электролитам в аккумуляторах, при производстве красок, как компонент ракетного топлива. Гидроксид калия применяют для производства жидкого стекла. Гидроксиды калия и натрия как гигроскопические вещества используют для очистки газов от влаги и углекислого газа. Они незаменимы в производстве жидкого мыла. Это далеко не полный перечень использования оснований.
Поэтому важно знать способы их добывания.

Способы добывания щелочей

Известно много веществ, из которых добывают щелочи. Это щелочные и щелочноземельные металлы, их оксиды.
Рассмотрим, как происходят эти реакции.

1. Взаимодействие щелочных металлов с водой.

Опыт 1. Если срезать кусок натрия, промокнуть промокательной бумагой и положить в сосуд с водой, то он начинает интенсивно «бегать» по поверхности воды и постепенно растворяется в ней (рис. 82 а). Быстрое перемещение кусочка натрия происходит за счет выделения водорода. При добавлении к образованному раствору нескольких капель фенолфталеина наблюдается изменение окраски. Раствор становится малиновым, что и доказывает наличие в нем основания.
Уравнение реакции:
2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑.
Все щелочные металлы с водой образуют растворимые в воде основания. Напишите самостоятельно уравнение реакции взаимодействия лития с водой.

2. Взаимодействие щелочно-земельных металлов с водой.

Щелочноземельные металлы реагируют с водой подобно щелочным . Реакции происходят менее активно, но их продуктами являются также растворимая в воде щелочь (щелочь) и водород:
СаО + 2H₂O = Сa(OH)₂ + H2↑.

Напишите самостоятельно уравнение реакции взаимодействия бария с водой.

3. Взаимодействие оксидов щелочных элементов с водой.

Изучая химические свойства основных оксидов, вы уже ознакомились с тем, как эти вещества взаимодействуют с водой.
Именно эти реакции и лежат в основе добывания щелочей:
К₂О + H₂O = 2КOH.
Напишите самостоятельно уравнение реакции взаимодействия оксида натрия с
водой.

4. Взаимодействие оксидов щелочноземельных элементов с водой.

Как вам известно, к щелочно-земельным металлам относят кальций, барий, стронций. Их оксиды легко реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов, например
ВаО + H₂O = Ва(OH)₂.

Способы добывания нерастворимых щелочей

При изучении химических свойств щелочей вы ознакомились с реакциями добывания нерастворимых в воде оснований. Они образуются в результате реакций обмена солей со щелочами в водных растворах. К примеру:
Fe(NO₃)₂+ 2NaOH = Fe (OH)₂↓ + 2NaNO₃.

Нерастворимое в воде основание выпадает в осадок. Аналогично можно получить и щелочь:
Ba (OH)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaOH.
Приведите примеры уравнений реакций получения других нерастворимых оснований.

Способы добывания амфотерных гидроксидов

Подобно добыванию нерастворимых оснований, амфотерные гидроксиды добывают путем взаимодействия растворимой соли соответствующего металлического элемента растворами щелочей (рис. 81 а, б ). К примеру:
ZnCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Zn (OH) ₂↓;
FeCl₃ + 3KOH = 3KCl + Fe (OH) ₃↓.
Итак, изучив материал лекции, вы убедились в том, что существует много способов добывания щелочей, нерастворимых оснований и амфотерных гидроксидов.

Вывод:

• Растворимые в воде основания (щелочи) добывают взаимодействием: а) щелочных металлов с водой; б) щелочно-земельных металлов с водой; в) оксидов щелочных элементов с водой; г) оксидов щелочноземельных элементов с водой.
• Нерастворимые основания и амфотерные гидроксиды добывают взаимодействием растворов солей с щелочами.

Физические и химические свойства солей 

Соли - твердые кристаллические вещества, относящиеся к ионным соединеням. По таблице растворимости кислот, оснований, солей и амфотерных гидроксидов в воде нетрудно выяснить, что эти соединения по-разному растворяются в воде. Среди солей есть растворимые, малорастворимые, нерастворимые в воде. Их растворы имеют разные окраски (рис. 83). Так, соли Меди (CuSO₄ · 5H₂O) - синие, Железа (III) (FeCl₃) - желтые, бихроматы (K₂Cr₂O₇) - оранжевые. Температуры плавления и кипения солей очень высоки.

Подумайте и скажите, к каким солям  по растворимости в воде принадлежит поваренная соль.

Химические свойства средних солей

Соли, как и другие классы неорганических соединений, обладают способностью вступать в химическое взаимодействие с простыми и сложными веществами. Рассмотрим свойства средних солей.

1. Взаимодействие растворов солей с металлами.

Трудами Н. Бекетова доказано, что металлы проявляют разную химическую активность. Поэтому в реакциях между металлом и солью только активный металл вытеснит менее активный. Например, если медную монету положить в раствор нитрата ртути (II), она постепенно покрывается слоем ртути, а медь переходит в раствор:

В первом случае на поверхности железного гвоздя появляется красный налет. Это выделилась медь. Во втором случае с медной пластиной не происходят какие изменения. А во время погружения такой же медной пластины в раствор нитрата серебра (I) на ее поверхности оседает серебро. Итак, в первой и третьей стаканах состоялись реакции, а во второй - нет.

Сравнив активность металлов, вступающих в реакцию, и тех, которые входят в состав солей, можно сделать вывод: реакция происходит тогда, когда металл является более активным, чем тот, что входит в состав соли, как и определил Н. Бекетов (с. 159).
Уравнения реакций:

2. Взаимодействие солей с кислотами.

Водные растворы солей реагируют с кислотами, вследствие чего образуется новая соль и новая кислота. Если к раствору карбоната натрия долить соляную кислоту, то происходит бурное выделение газа. Это свидетельствует о том, что реакция произошла.

Образованная угольная кислота является неустойчивой и разлагается на углекислый газ и воду. Однако не только карбонаты взаимодействуют с кислотами с выделением газа. Во время доливания в раствор калий сульфита азотной кислоты тоже наблюдается выделение газа. Это оксид серы (IV). Уравнения реакции:
 
Как вам известно, реакции происходят, когда во время их протекания выпадает осадок. Возьмем раствор хлорида бария и подействуем раствором серной кислоты. Наблюдается выпадение белого осадка.
Напишите самостоятельно уравнение этой реакции.
Вам уже известна реакция между нитратом серебра (I) и соляной кислотой. Во время этой реакции выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра (I).

Итак, сделаем вывод о взаимодействии растворов солей с кислотами. Реакции между солями и кислотами в растворах происходят при условии, если:
1) образуются новая соль и новая кислота. Новая кислота
является неустойчивой и разлагается на соответствующий ей оксид и воду.
В результате реакции выделяется газ;
2) выпадает нерастворимый в кислотах осадок.

3. Взаимодействие солей с щелочами.

Напишите самостоятельно уравнения реакций взаимодействия сульфата цинка, хлорида свинца (II), нитрата железа (III) с гидроксидом натрия.

 

появляется белый осадок сульфата бария.

Опять же выпал осадок, который при добавлении кислоты растворится.

С помощью реакций солей со щелочами можно распознавать наличие в составе соли ионов металла. Например, вы уже наблюдали взаимодействие хлорида меди (II) с гидроксидом натрия, следствием которой является образование синего осадка гидроксида меди (II). Такой осадок выпадает, если к любой растворимой соли меди долить раствор основания:
 
Итак, обнаружить в растворе наличие солей меди (ионов Сu²⁺) можно по реакции взаимодействия с основанием.

4. Взаимодействие растворов солей между собой.

Растворимые в воде соли вступают в реакции обмена.

Как видим, в результате обеих реакций произошло образование солей с выпадением осадка, который не растворяется в избытке азотной кислоты. Такой же осадок образуется при реакции соляной кислоты с нитратом серебра. Итак, нитрат серебра является реактивом на соляную кислоту и ее соли.

Итак, как показали результаты исследований, хлорид бария является реактивом на серную кислоту и ее соли.
Обратите внимание на то, что соли вступают в реакции обмена между собой только в растворах.

Экспериментальный метод в химии

При изучении свойств веществ вам неоднократно приходилось выполнять лабораторные опыты или наблюдать демонстрационные. Лабораторные опыты и практические работы проводят обязательно с участием экспериментальных задач.

Экспериментальные задачи отличаются от расчетных тем, что их решение сопровождается проведением опытов (экспериментов). Такой метод получения знаний называют экспериментальным.

Какие же экспериментальные задачи вы изучили в теме «Основные классы неорганических соединений»?

Среди известных типов экспериментальных задач можно выделить предусматривающие ознакомление и распознавание химических веществ, добывание веществ, осуществление цепочек преобразований, объяснение наблюдаемых явлений.

Использование экспериментального метода изучения веществ способствует применению теоретических знаний на практике, формирует умение и навыки правильного обращения с веществами не только в химической лаборатории, но и в бытовых, производственных и других условиях.

Вывод:

• Растворы солей взаимодействуют с металлами, если металл, входящий в состав соли, менее химически активен.
• Растворы солей реагируют с кислотами. Реакции между солями и кислотами в растворах происходят при следующих условиях:
  1) выделяется газ;
  2) выпадает осадок; 
  3) образуется вода.
• При взаимодействии растворов солей с щелочами образуются новая соль и новая щелочь.
• Растворы солей взаимодействуют между собой. Реакции происходят до конца, если один из продуктов реакции выпадает в осадок. Нитрат серебра (I) является реактивом на соляную кислоту и ее соли, а хлорид бария является реактивом на серную кислоту и ее соли.
• Решение экспериментальных задач базируется на использовании качественных реакций.
• Метод получения знаний с помощью эксперимента называют экспериментальным. Его применяют для решения экспериментальных задач.

Распространение солей с природе и их практическое использование

Соли - вещества, широко распространенные в природе. Их много содержится в почвах, грунтовых и минеральных водах, водах морей и океанов. Кроме этого, они входят в состав горных пород, минералов, руд. Рассмотрим самые распространенные группы солей, имеющих важное значение в жизни человека.

Распространение солей в природе и их практическое использование:

Хлориды - соли соляной кислоты. Встречаются в виде минерала сильвинита, что представляет собой сросшиеся кристаллы хлоридов натрия и калия: NaCl · KCl. Хлорид натрия образует не только соляные залежи, известные под названием минерал галит, но и пещеры. В больших количествах эта соль присутствует в морской воде. Широчайшее использование среди хлоридов имеет хлорид натрия. Это - неизменный пищевой продукт. В быту и пищевой промышленности - консервирующее средство. В медицине при тяжелых заболеваниях используют физиологический раствор. На высокотемпературных производствах питьевую воду подсаливают, чтобы не обезвоживались организмы работников. Хлорид натрия является сырьем химической промышленности. В частности, методом электролиза добывают гидроксид натрия, водород, хлор. В лабораториях и промышленности - соляную кислоту, соду. Хлорид калия применяют как минеральное калийное удобрение. Из хлорида калия путем электролиза добывают гидроксид калия, металлический калий, хлор.

Карбонаты - соли, достаточно часто распространенные в природе в виде мела, мрамора, известняка. Настоящим чудом природы является образование сталактитов (рис. 86) и сталагмитов в пещерах, что сопровождается взаимопревращением карбонатов в гидрокарбонаты и наоборот. Карбонаты используют в строительном деле для производства негашеной СаО и гашеной Са(ОН)₂ извести. Мрамор получил широкое использование в архитектуре и строительстве в качестве облицовочного, а в искусстве - как скульптурный материал. В сельском хозяйстве карбонаты используют для известкования почв.

Карбонат натрия в промышленных масштабах применяют для получения мыла, стекла, синтетических моющих средств, эмалей, а в быту - для умягчения воды. Основной составляющей известняка, мрамора, мела является карбонат кальция СаСО₃ . Сросшиеся кристаллы карбонатов кальция и магния СаСО₃ · MgCO₃ - составляющие доломита; карбонат железа - составляющие сидерита; цинк карбонат - смитсонит.

Силикаты - соли кремниевой кислоты - в природе представлены слюдой, глиной, сланцами. Горючие сланцы является высококалорийным и дешевым топливом. Силикаты натрия, калия и кальция используют для выплавки стекла, производства цемента, керамики.

Сульфаты в природе распространены в виде гипса (кристаллогидрат - вещество, в составе которой содержится вода, сульфат кальция (СаSO₄ · 2H₂O) и глауберовой соли Nа₂SO₄ · 10H₂O, медного купороса - CuSO₄ · 5H₂O. Сульфаты используют в медицине (гипсовые повязки), скульптурном деле (изделия из гипса, барельефы, горельефы, статуэтки, статуи, наглядные экспонаты), производстве стекла (оконного и цветного), на стройке.

Нитраты в природных условиях - редкие соединения. Нитрат натрия известный как натриевая, или чилийская селитра, нитрат калия - индийская селитра, нитрат кальция - норвежская селитра. Нитраты используют как минеральные удобрения, в производстве спичек, взрывчатых веществ и черного пороха, а нитрат натрия - в качестве консерванта. Нитрат серебра (I) наносят тонким слоем на фото и рентгеновские пленки, благодаря чему происходит фотографирование, а в медицине - диагностика заболеваний внутренних органов. Серебрение металлических изделий также происходит с участием
нитрата серебра (I).

Ортофосфаты представлены в природе в виде залежей фосфоритов и апатитов. В их состав входит ортофосфат кальция Са₃(РО₄)₂. В промышленности используют преимущественно для производства фосфорных удобрений и ортофосфорной кислоты.

В земной коре много солей сероводородной кислоты - сульфидов, в частности сульфид цинка ZnS - цинковая обманка; сульфид молибдена (IV) MoS₂ - молибденит; сульфид железа (II) FeS - пирит; сульфид свинца (II) PbS - свинцовый блеск и др. Все это - руды, из которых выплавляют соответствующие металлы.

Воды многих источников имеют специфический вкус благодаря тому, что в них имеются растворенные соли. Вам известно, что при продолжительном кипячении воды образуется накипь. Это соли угольной кислоты: карбонаты кальция и магния, которые при кипячении выпадают в осадок. Поскольку они растворимы в кислотах, то удалить из посуды накипь в бытовых условиях можно с помощью уксуса или лимонного сока.

В морской воде в больших количествах растворены хлорид натрия, хлорид магния, сульфат натрия, бромид натрия и другие соли (Рис. 87).

Благодаря большому содержанию солей морская вода имеет лечебные свойства. Соли нужны не только человеку. Они входят в состав клеточного сока всех растений, тканей организмов людей и животных.

Вывод:

• Соли - очень распространенные вещества в природе. Самые распространенные из них хлориды, карбонаты, силикаты, сульфаты, сульфиды, нитраты, ортофосфаты.
• Многие солей в растворенном виде содержатся в составе пресной, морской и минеральных вод, придает им специфические вкусовые свойства.
• Все упомянутые выше соли имеют большое практическое значение для человека и всех живых организмов.

Способы получения солей

Вы уже убедились в том, что среди неорганических веществ соли являются довольно распространенными в природе. Однако не все известные соли могут иметь естественное происхождение. Много солей добывают в промышленности и лабораториях научно-исследовательских учреждений. Рассмотрим, какими способами добывают соли.

Реакции, лежащие в основе получения солей, вам уже известны, поскольку они заложены в химических свойствах того или иного класса неорганических соединений. Поэтому способы получения солей подадим не традиционно, а в виде блок-схемы «Добывание солей» (рис. 88).

Прорабатывая эту блок-схему, вы получите дополнительные сведения об образовании солей, не распространенных в природе. Этим вы расширите свои знания о солях и их многообразии. В результате обработки блок-схемы вы узнаете, как получить не только соли, образованные кислородосодержащими кислотами, но и хлориды, бромиды, йодиды, фториды, сульфиды, нитриды и др. 

Напишите уравнения реакций между веществами, обобщенно представленными в блок-схеме (рис. 88), самостоятельно выбирая конкретные из них.

Вывод:

• Соли образуются при взаимодействии простых веществ типичных металлов и неметаллов, а также во время химических реакций между основными классами неорганических соединений.

Генетические связи между основными классами неорганических соединений

Изучая химические свойства основных классов неорганических соединений, вы узнали, что во время химических превращений из веществ одного класса образуются вещества других классов. Это еще одно доказательство того, что между простыми и сложными веществами и между основными классами неорганических соединений существуют взаимосвязи. Их называют генетическими (от греч. генезис - происхождение). В химии генетические связи изображают в виде цепочек преобразований. Рассмотрим это на конкретном примере:

В приведенной цепи преобразований подано два ряда генетически связанных веществ. Первый начинается металлом, второй - неметаллом. Начиная с металла бария, через ряд преобразований добывают сульфат бария. Однако эту соль можно получить через ряд преобразований, начиная от неметалла серы. Возможные схемы генетической связи от сложных к простым по составу веществам и снова к более сложным. К примеру:

Генетические связи между простыми и сложным веществами и классами неорганических веществ в общем виде представлены схеме (рис. 89).

Рассмотрите внимательно представленную схему по вертикали и горизонтали. В горизонтальных строках изображено превращение металлов (первый ряд) через основный оксид и гидроксид (щелочь) в соли. Во втором ряду - преобразование неметаллов через кислотный оксид и гидроксид (кислоту) в соли. В вертикальных столбцах изображено взаимопревращения веществ, образующих основные классы неорганических соединений.

Нужно отметить, что знания о генетических связях между классами веществ, умение осуществлять их взаимопревращения имеют практическое значение в химической промышленности. Это создает определенные условия для получения новых, неизвестных соединений, которые люди используют в различных отраслях хозяйственной деятельности.

Вывод:

• Между простыми веществами, простыми и сложными веществами существуют взаимосвязи, которые называют генетическими.
• Чаще всего генетические ряды начинаются простыми веществами (металлами или неметаллами). По ряду преобразований - оксиды (основные, кислотные), гидраты оксидов (основания, кислоты) - образуют соли.
• Генетические ряды отражают не только взаимопревращения от простого к сложному веществу, но и между сложными веществами.
• Знания о генетических связях между классами веществ, умение осуществлять их взаимопревращения имеют практическое значение во время выполнения лабораторных опытов и извлечения веществ в промышленности.

Основные классы неорганических соединений

Мир неорганических веществ является чрезвычайно многообразным. Эти вещества имеют различную форму, которая зависит от их состава, строения и свойств. Запомнить все неорганические вещества практически невозможно. Однако если сгруппировать их по составу, строению и свойствам, то можно предполагать, прогнозировать, определять по аналогии любую из них, зная отдельных представителей. Именно поэтому в естественных дисциплинах, в частности в химии, используют классификацию. Это облегчает усвоение знаний о веществах, обнаруживает внутренние взаимосвязи между ними, способствует лучшему пониманию явлений, связанных с их преобразованиями. Итак, классификация позволяет объединить вещества по общим признакам в определенную систему, которая указывает как на родство, так и на различия
между ними.

С такой системой вы ознакомились в теме «Основные классы неорганических веществ». Эта тема объединяет известные вам классы: оксиды, кислоты, основания, соли и амфотерные гидроксиды. Зная их свойства, легко понять, что во время химических реакций они проявляют способность к преобразованиям. В результате вещества одних классов превращаются в вещества других классов.

Оксиды - это сложные вещества, в состав которых входят два химических элемента, один из которых - Кислород в степени окисления -2.

Рис. 1. Классификация оксидов

Как и каждый из названных классов, оксиды делятся на группы, подобные по составу, строению и свойствам. Классификация оксидов на основные, кислотные, амфотерные изображено на рисунке 1.

Вспомните, какие вещества называют оксидами. Приведите примеры основных, кислотных и амфотерных оксидов и назовите их.

Также различают солеобразующие и несолеобразующие оксиды. К солеобразующим относятся основные, кислотные и амфотерные оксиды. Несолеобразующими оксидами, то есть такими, которые не проявляют ни основных, ни кислотных свойств, являются СО, SiO, N₂O, NO (рис. 1).

Среди большого разнообразия неорганических соединений выделяют класс кислот. Кислоты - это сложные вещества, в состав молекул которых входят один или несколько атомов Водорода, способных замещаться на ионы металлических элементов, и кислотные остатки. Самыми распространенными в природе органические кислоты: уксусная, лимонная, яблочная, щавелевая, молочная. Из неорганических кислот чаще всего используют соляную HCl, серную H₂SO₄, азотную HNO₃, ортофосфорную H₃PO₄. Кислоты классифицируют по двум признакам: по числу атомов Водорода в составе молекулы кислоты и по содержанию Кислорода (рис. 2).

Рис. 2. Классификация кислот

Приведите примеры кислот, указанные в классификации на рисунке 2.

Основания - сложные вещества, в состав которых входят катионы металлических элементов и один или два гидроксид-аниона (гидроксильные группы). Основания считают соединениями оксидов с водой, поэтому они относятся к гидроксидам. Основания классифицируют по растворимости в воде и по количеству гидроксид-анионов в составе формульной единицы (рис. 3).

Приведите примеры оснований по классификации, изображенной на рисунке 3.

Рис. 3. Классификация оснований

К четвертому классу веществ относятся соли - сложные вещества, образованные катионами металлических элементов и анионами кислотных остатков.
Вы изучали только средние соли, то есть продукты полного замещения атомов Водорода в кислоте катионами металлических элементов. Однако есть и другие группы солей. Их классификацию изображено на рисунке 4.

Проанализируйте состав указанных в схеме (рис. 4) солей и объясните происхождения названия каждой из приведенных групп.

Рис. 3. Классификация солей

Амфотерные гидроксиды - твердые вещества немолекулярного строения. Их общая формула идентична общей формуле оснований:

К амфотерным принадлежат гидроксиды, образованные элементами Бериллием, Алюминия, Цинка. К элементам, которые проявляют переменную валентность, принадлежат Железо, Хром, Свинец. Каждому амфотерному гидроксиду соответствует амфотерный оксид. Например: Zn(OH)_{2 -}  ZnO, Al(OH)₃ - Al₂O₃, Be(OH)₂ - BeO, Fe(OH)₃ - Fe₂O₃, Sn(OH)₂ -SnO. В отличие от оснований, амфотерные гидроксиды проявляют двойственную химическую природу. Взаимодействуя с кислотами, они реагируют как основания, а в реакциях со щелочами - как кислоты.

Вывод:

• В классификации неорганических веществ выделяют следующие основные класса: оксиды, кислоты, основания, соли, амфотерные гидроксиды.
• Оксиды - сложные вещества, в состав которых входят два элемента, один из которых - Кислород в степени окисления -2. Кроме основных, кислотных и амфотерных оксидов, которые являются солеобразующими, отдельную группу составляют несолеобразующие оксиды.
• Кислоты - сложные вещества, в состав молекул которых входят один или несколько атомов Водорода, способных замещаться на ионы металлических элементов, и кислотные остатки. Кислоты классифицируют по содержанию: а) атомов Водорода - одноосновные, двухосновные, трехосновных; б) Кислорода - кислородсодержащие и бескислородные.
• Основания - сложные вещества, в состав которых входят катионы металлических элементов и один или два гидроксид-анионы. Основания классифицируют по: а) растворимости в воде (растворимые - щелочи и нерастворимые) б) количеству гидроксид-анионов (одно-, двухкислотные).
• Соли - сложные вещества, образованные катионами металлических элементов и анионами кислотных остатков. Кроме средних, есть кислые, основные, двойные, комплексные соли.
• Амфотерные гидроксиды - сложные вещества немолекулярного строения, проявляют двойственную химическую природу.

Свойства основных классов неорганических соединений

Химические свойства оксидов: Каждая группа солеобразующих оксидов характеризуется определенными физическими и химическими свойствами.

Вспомните физические свойства основных, кислотных и амфотерных оксидов.

Рассмотрим, какие химические свойства проявляют основные, кислотные и амфотерные оксиды (табл. 1).

Проанализируйте данные таблицы 1, выберите другие примеры уравнений реакций, характеризующие химические свойства оксидов.

Химические свойства кислот

Сходство химических свойств неорганических кислот обуславливают атомы Водорода, входящие в состав их молекул.

Прежде всего в водных растворах кислот происходит изменение окраски индикаторов. Благодаря этому свойству кислоты легко распознавать среди других веществ.

Растворы лакмуса и метилового оранжевого, универсальная индикаторная бумага в кислой среде приобретают красную окраску различных оттенков. Фенолфталеин на кислую среду не реагирует.

Как вам уже известно, кислоты вступают в реакции с металлами, которые в вытеснительном ряду металлов размещены до водорода. Эти металлы обладают способностью вытеснять Водород из кислот, образуя простое вещество водород (исключение составляет азотная кислота). Сами же металлы замещают атомы Водорода в кислоте. Во время реакции также образуется соль соответствующего металла.

Кроме того, кислоты вступают в химическое взаимодействие с основными и амфотерными оксидами, щелочами и нерастворимыми в воде основаниями и солями.
Уравнения реакций, характеризующие химические свойства кислот, приведены в таблице 2.

Проработайте самостоятельно таблицу 2 и повторите свойства кислот.

Химические свойства оснований

В состав растворимых в воде оснований (щелочей) и нерастворимых оснований входят одна или две гидроксильные группы. Их наличие приводит к сходству свойств этих соединений. Как и растворы кислот, растворы щелочей можно выявить с помощью индикаторов.

Вспомните, как индикаторы изменяют окраску в щелочной среде.

Химические свойства щелочей и нерастворимых оснований приведены в таблице 3.

Приведите другие примеры реакций, характеризующих химические свойства оснований.

Химические свойства амфотерных гидроксидов. Для амфотерных гидроксидов характерно проявлять двойственную химическую природу.
Их свойства приведены в таблице 4.

Химические свойства солей

Соли взаимодействуют как с простыми, так и со сложными веществами. Химические свойства средних солей приведены в таблице 5.

Приведите другие примеры реакций, характеризующие химические свойства солей.

Вывод:

• Основные оксиды реагируют с водой, кислотами и кислотными оксидами. Кислотные оксиды взаимодействуют с водой, основными оксидами и основаниями. Продуктами взаимодействия кислотных оксидов с основными оксидами и основаниями являются соли. Амфотерные оксиды проявляют свойства основных и кислотных оксидов. Продуктами реакций являются соли.
• Общие химические свойства кислот обусловлены наличием в их молекулах атомов Водорода. Кислоты в водном растворе меняют окраски индикаторов, взаимодействуя с: а) основными оксидами;  б) щелочами и нерастворимыми в воде основаниями; в) растворами солей. Реакции с щелочами наблюдают с помощью индикаторов. Реакции происходят, если: а) выпадает осадок; б) выделяется газ; в) одним из продуктов реакции является вода.
• Общие свойства оснований обусловлены наличием в их составе гидроксид-анионов. Щелочи в водном растворе меняют окраску индикаторов, вступая в химическое взаимодействие с: а) кислотными оксидами; б) кислотами (реакция нейтрализации) в) растворами солей. Нерастворимые основания реагируют с кислотами и разлагаются при нагревании на оксид и воду.
• Амфотерные гидроксиды проявляют двойственную химическую природу: взаимодействуя с кислотами, реагируют как основания, а при взаимодействии с щелочами - как кислоты. Со щелочами реагируют в растворах и при спекании. Продуктами реакций являются соли.
• Соли в водном растворе взаимодействуют с металлами, кислотами, щелочами и между собой.

Химическая связь и строение вещества

Молекулы и кристаллы неорганических веществ образуются в результате взаимодействия между частицами, которые входят в их состав. Итак, сформулируем определение химической связи.

Химическая связь - это связь, образованная на основе взаимодействия между частицами вещества (атомами, молекулами, ионами), в результате чего образуются химически стойкие молекулы или кристаллы.

В зависимости от того, атомы каких элементов участвуют в образовании связей и самого механизма взаимодействия между частицами, различают два вида химической связи: ковалентная и ионная.

Ковалентная связь - это связь, которая образуется за счет общих электронных пар.

Ковалентную связь разделяют на неполярную и полярную.

Вспомните, в чем заключается сходство и различие между неполярным и полярным ковалентными связями.

Ковалентная неполярная связь - это связь, которая образуется между атомами неметаллических элементов с одинаковой электроотрицательностью за счет общих электронных пар, расположенных симметрично от обоих ядер атомов.

Такой вид связи возникает в молекулах простых веществ неметаллов. В зависимости от того, сколько электронов каждого атома принимают участие в образовании связи, она может быть одинарной (Н₂), двойной (О₂), тройной (N₂). Электроны, образующие связи, называют валентными.

Ковалентная полярная связь - это связь, которая образуется между атомами с разной электроотрицательностью на основе совместных электронных пар.

Ковалентная полярная связь возникает в молекулах сложных веществ между атомами неметаллических элементов. Имеющиеся при этом общие электронные пары смещены к атому, который проявляет большую электроотрицательность.

Вспомните, что характеризует электроотрицательность элементов

Химическую связь между ионами называют ионной.

Ионная связь характерна для веществ, в состав которых входят металлические и неметаллические элементы. Во время химических реакций происходит переход электронов от атомов металлических элементов (они содержат малое количество электронов на внешнем энергетическом уровне) к атомам неметаллических (содержат большое количество электронов). В результате атомы превращаются в ионы - заряженные частицы. Атомы металлических элементов, теряя электроны, превращаются в положительно заряженные ионы - катионы. Атомы неметаллических элементов, присоединяя электроны, превращаются в отрицательно заряженные ионы - анионы.

Вам уже известно из курса физики, что разноименно заряженные частицы обладают способностью притягиваться друг к другу, образуя ионное соединение - кристалл:

Na⁺ + Cl- → Na⁺Cl^-.

Объясните, чем отличаются атомы и ионы: а) по строению; б) по свойствам.

Понятие «молекула» для ионных соединений является условным. Чаще всего употребляют понятие «формульная единица». Она указывает на соотношение ионов в соединении.

В ионных соединениях количество положительных и отрицательных зарядов одинаково, а значит, они - электронейтральны.

Сравнив ионную связь с ковалентной полярной, можно сделать вывод о том, что ионная связь является частным случаем полярной ковалентной связи.

Обобщенные понятия о классификации химической связи представлен на рисунке 5

Кристаллические решетки. Зависимость физических свойств веществ от типов кристаллических решеток

Каждое из веществ, жидкость или газ при определенных условиях (снижение температуры, давления) может приобрести твердое состояние. В результате происходит упорядочение структурных частиц вещества в пространстве и образуются структуры, напоминающие решетки.

Места расположения структурных частиц (атомов, молекул, ионов) в решетках называют узлами. В зависимости от вида частиц, размещаемых в узлах, различают три типа кристаллических решеток: молекулярные, ионные и атомные.

Молекулярные кристаллические решетки характерны для веществ молекулярного строения. В их узлах содержатся молекулы веществ с ковалентной связью. В соответствии с видами этой связи различают неполярные и полярные молекулярные решетки.

Ионные кристаллические решетки характерны для веществ с ионной связью. В их узлах содержатся катионы и анионы, которые держатся силами взаимного притяжения. Силы притяжения между разноименно заряженными частицами большие, поэтому ионные связи - крепкие.

Атомные кристаллические решетки характерны для соединений с ковалентными связями. В узлах таких решеток содержатся атомы, связи между которыми являются равноценными и крепкими. Атомные решетки имеют, например, кристаллические решетки алмаза, оксида кремния (IV).

Приведите примеры соединений с молекулярными, ионными и атомными
кристаллическими решетками.

Учитывая сведения о кристаллическом строении вещества, нетрудно понять, что строение вещества и его свойства взаимосвязаны. По строению можно охарактеризовать или спрогнозировать свойства вещества, и наоборот, по свойствам - определить ее кристаллическое строение.

Суммируем  изученное:

• Химическая связь - связь, образованная на основе взаимодействия между частицами вещества (атомами, молекулами, ионами), в результате чего образуются химически стойкие молекулы или кристаллы.
• Ковалентная связь - связь, которая образуется за счет общих электронных пар.
• Ковалентная неполярная связь - связь, которая образуется между атомами неметаллических элементов с одинаковой электроотрицательностью за счет общих электронных пар, которые расположены симметрично обоим ядрам атомов.
• Ковалентная полярная связь - связь, которая образуется между атомами неметаллических элементов с различной электроотрицательностью на основе общих электронных пар.
• Химическая связь между ионами называют ионной.
• Переход веществ в твердое состояние связан с упорядочением структурных частиц вещества в пространстве с образованием структур, напоминающих решетки, в узлах которых расположены молекулы, ионы или атомы.
• Названия кристаллических решеток зависят от того, какие структурные частицы имеются в их узлах: молекулярные, ионные, атомные.
• Строение вещества и его свойства взаимосвязаны.

Решение задач на тему: Общая характеристика неорганических соединений, классификация, номенклатура

Задача №94

Напишите формулы следующих соединений: карбонат кальция, карбид кальция, гидрофосфат магния, гидросульфид натрия, нитрат железа (III), нитрид лития, гидроксикарбонат меди (II), дихромат аммония, бромид бария, гексацианоферрат (II) калия, тетрагидроксиалюминат натрия, декагидрат сульфата натрия.

Решение. Карбонат кальция — ; карбид кальция — гидрофосфат магния —  гидросульфид натрия — NaHS; нитрат железа (III) — нитрид лития — гидроксикарбонат меди (II) — дихромат аммония — бромид бария— гексацианоферрат (II) калия — (желтая кровяная соль); тетрагидроксиалюминат натрия — декагидрат сульфата натрия — (глауберова соль).

Задача №95

Приведите три примера реакций между оксидом элемента 2-го периода и оксидом элемента 4-го периода.

Решение. Один из оксидов должен быть основным (или амфотерным), а другой — кислотным (или амфотерным). Во 2-м периоде — основный оксид, ВеО — амфотерный, и — кислотные. В 4-м периоде — основные оксиды, — амфотерный, — кислотные оксиды. Уравнения реакций:

Задача №96

Приведите примеры образования соли: а) из двух простых веществ; б) из двух сложных веществ; в) из простого и сложного вещества.

Решение. а) Железо при нагревании с серой образует сульфид железа (II):

б) Соли вступают друг с другом в обменные реакции в водном растворе, если один из продуктов реакции выпадает в осадок:

в)Соли образуются при растворении металлов в кислотах:

Задача №97

Приведите уравнение реакции, в которой из трех сложных веществ образуется средняя соль.

Решение. Пример — образование карбоната аммония при пропускании избытка аммиака через водный раствор углекислого газа:

Задача №98

Составьте уравнения в соответствии со схемой

Решение. Ключ к решению — реакция нейтрализации. Вещество С — кислота или основание, тогда В — кислотный или основный оксид или вода. Воду можно получить по реакции замещения между водородом и оксидом металла. Далее, кислоту или основание С надо выбирать так, чтобы образующаяся соль D могла разлагаться при нагревании, например D — это любой нитрат.

Таким образом, возможное решение: А — СuО, В — , С — , D — , Е — . Уравнения реакций:

Задача №99

Приведите пример реакции гидролиза соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой. Какова будет кислотность среды (рН раствора) в результате гидролиза такой соли?

Решение. В качестве примера запишем уравнение гидролиза хлорида аммония.

В результате реакции образовался слабый электролит — гидроксид аммония. В ионном виде процесс записывается следующим образом:

Следовательно, водный раствор проявляет кислую реакцию (рН < 7).

Задача №100

Рассчитайте константу гидролиза и степень гидролиза ацетата калия в 0,15 М растворе, если константа диссоциации уксусной кислоты составляет . Рассчитайте значение рН этого раствора.

Решение. Количественной характеристикой гидролиза солей является константа гидролиза, которая для ацетата калия

запишется в виде

После замены в выражении (2) величины из уравнения ионного произведения воды его можно переписать в виде

Константа гидролиза позволяет приближенно вычислить степень гидролиза соли — отношение числа молекул соли, подвергшихся гидролизу, к общему числу молекул.

Используя выражение (3), легко рассчитать константу гидролиза

Концентрация образовавшейся уксусной кислоты по уравнению (1) равна концентрации ионов , и каждое из этих значений равно той доле количества соли, которая подверглась гидролизу. Концентрацию ацетат-иона принимаем равной исходной концентрации соли (0,15 моль/л).

В таком случае из уравнения (2) следует, что

откуда

Следовательно, столько же молей соли подверглось гидролизу, и степень гидролиза составляет

И, наконец, , отсюда = 10.

Ответ:

Растворы

Понятие о дисперсных системах:

Вам уже известно, что система - это целостность, состоящая из отдельных частей, взаимосвязанных между собой определенными логическими связями.

Поэтому дисперсными считают системы, состоящие из двух или больше веществ, причем одно из них в измельченном состоянии равномерно распределено среди частиц другого. Каждая дисперсная система содержит измельченное вещество и вещество, в котором распределены эти частицы. Измельченное вещество называют дисперсной фазой, а то вещество, в котором содержится дисперсная фаза - дисперсионной средой. Дисперсной фазе, как и дисперсионной среде, в которой она находится, присущи три агрегатные состояния: твердое, жидкое и газообразное.

Чаще всего используют дисперсные системы, в которых дисперсионной средой является вода. Рассмотрим классификацию дисперсных систем по размеру частиц дисперсной фазы (рис. 7).
Разнообразие дисперсных систем зависит от того, в каком состоянии находятся дисперсная фаза и дисперсионная среда. Доказано, что они могут находиться в твердом, жидком и газообразном состояниях. Поэтому дисперсные системы классифицируют по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды.

К грубодисперсным системам по таким критериям относятся: суспензии, эмульсии, пены, аэрозоли. Другое название грубодисперсных систем - взвеси.

Суспензии, эмульсии, пены, аэрозоли

Наиболее распространенными среди грубодисперсных систем являются суспензии и эмульсии. Суспензии (взвеси) - это системы, в которых частицы твердого вещества равномерно распределены между молекулами жидкости (воды). Твердые частицы можно увидеть невооруженным глазом. Например, тщательно перемешанная смесь растертого мела или глины в воде, запаренный кофе; крахмал, смешанный с холодной водой; зубная паста и тому подобное. К суспензиям относятся строительные растворы, краски, значительное количество лекарственных препаратов.

Эмульсии - это системы, в которых дисперсной фазой и дисперсионной средой являются жидкости, которые не смешиваются. К эмульсям относятся хорошо встряхнутые масло или бензин с водой, майонез, маргарин и сливочное масло, косметические средства (шампуни, кремы), нефть, а также определенные лекарственные препараты. Примером известной вам эмульсии является молоко, где мелкие частицы (капельки) жира равномерно размещаются в среде жидкости.

Выясните, воспользовавшись Интернетом, какие суспензии и эмульсии применяют как лекарственные препараты.

Пены - это системы, в которых дисперсной фазой являются газы, а дисперсионной средой служит жидкость. К таким системам относится пена, образованная растворением в воде моющих средств. Кроме того, имеются и твердые пены, являются газами (дисперсная фаза), растворенными в твердой среде. Примеры твердых пен - пемза, пенопласты, активированный уголь, пенобетон, хлебобулочные изделия, различные сорбенты.

Дисперсными системами являются и аэрозоли. Это системы, которые часто встречаются в природных условиях и характеризуются тем, что дисперсионной средой у них являются газы. К аэрозолям относятся: туман, когда в воздухе растворяются мелкие капельки воды; дым, когда в воздухе рассеяны частицы твердого вещества; смог, по своему составу подобный дыму.

Определите самостоятельно, что является дисперсной фазой, а что - дисперсионной средой при образовании облаков.

Грубодисперсные системы расслаиваются, твердые частицы, которые образуют дисперсную фазу, оседают на протяжении нескольких минут. Скорость процесса расслоения зависит от размеров частиц дисперсной фазы. Чем они больше, тем быстрее происходит расслоение.

Суспензии, эмульсии, пены и аэрозоли относятся к двухфазным системам.

Коллоидные растворы

По размерам частиц коллоидные растворы размещены между грубодисперсными системами и истинными растворами.
Коллоидные растворы - это высокодисперсные системы, в которых размер частиц составляет 1-100 нм, а коллоидная среда является жидкостью. Если в грубодисперсных системах частицы можно разделить механически, то в коллоидных растворах - нет. Различают коллоидные растворы двух видов (рис. 7):

• золи - жидкие коллоидные растворы;
• гели - желатиноподобные студенистые массы.

В золях коллоидные частицы перемещаются свободно. Золи характеризуются вязкостью, прозрачностью и устойчивостью. Впоследствии они стареют, что связано с слипанием частиц дисперсной фазы под действием температуры или добавления раствора, способного проводить электрический ток. Увеличенные частицы не удерживаются дисперсионной средой, оседают и выпадают в осадок. К коллоидным растворам принадлежат цитоплазма клеток, плазма крови, белок куриного яйца, силикатный клей, свежеосажденные гидроксиды алюминия и железа (III), кисель и др.

Как приготовить коллоидный раствор?

Опыт:

1. Реакция гидролиза хлорида железа (III) .

Эта реакция заключается в образовании золя гидроксида железа (III) при растворении хлорида железа (III) в кипящей дистиллированной воде. В колбу с кипящей дистиллированной водой объемом 100 мл добавляют каплями (10-12 капель) насыщенный раствор FеСl₃. При этом ионы Fe³⁺, входящих в состав соли, активно присоединяют гидроксидом-анионы от молекул воды с образованием нерастворимого в воде гидроксида железа (III). С понижением температуры постепенно происходит конденсация образованного гидроксида железа (III) в коллоидные частицы. Наблюдается изменение окраски на красно-бурый, что подтверждает наличие частиц золя.

Опыт:

2. Реакции обмена.

Вам уже известно, что многие реакций обмена происходят с выпадением осадка. Если такую ​​реакцию провести с очень разбавленными растворами, где один из компонентов взят в избытке, то образуются НЕ осадки, а коллоидные растворы. Впоследствии частицы золей увеличиваются (коагулируют) с образованием гелей. С понижением температуры происходит гелеобразование гелей, то есть превращение их из вязкого, но текучего состояния, в твердообразный студень, сохраняющий форму. Итак, в гелях коллоидные частицы взаимосвязаны. Такой процесс называют коагуляцией.

В организме человека также происходят процессы, которые касаются коагуляции. В медицине процесс свертывания крови (переход ее из жидкого состояния в твердое) тоже называют коагуляцией.
К гелям принадлежат студенистые массы, которые желатин образует в горячей воде, а также разнообразные желе, мармелад, мясной и рыбный студни и др.

Истинные растворы

Систему, в которой молекулы или ионы растворенного вещества равномерно распределяются между молекулами растворителя, называют истинным раствором. Частицы растворенного вещества настолько мелкие, что их нельзя увидеть даже с помощью микроскопа. Особенностью истинных растворов является то, что разделить растворенное вещество и растворитель механическим способом невозможно. Это значит, что в истинных растворах  нет поверхности раздела фаз (то есть отсутствует разделение между растворителем и растворенным веществом), поэтому они являются гомогенными системами. Таким системам свойственна высокая устойчивость растворов. Истинные растворы являются прозрачными, не осаждаются и не фильтруются. Как различить истинные и коллоидные растворы? Их распознают, пропуская сквозь раствор пучок света в темном помещении. В стакане с истинным раствором свет проходит через него незаметно, а в стакане с коллоидным раствором его путь четко прослеживается (рис. 8).

Такое различие обусловлено различным размером частиц в растворах. Очевидно, что коллоидные частицы являются большими, поэтому и проявляют способность рассеивать свет. Этим способом в домашних условиях можно определить, каким раствором - истинным или коллоидным - является подслащенный чай, кисель, настойка бриллиантового зеленого( «зеленка»), виноградный сок, напиток «Кока-кола», уксус. Как пучок света можно использовать лазерную указку.

Значение дисперсных систем

Дисперсные системы получили широкое распространение в природе и практическое применение в человеческой деятельности. При их участии происходит изменение структуры и свойств почв, образование тумана, облаков, выветривания горных пород тому подобное. Их применяют при технологических процессах в химической, пищевой и фармацевтической промышленности, медицине, парфюмерии (Рис. 9).

В частности, в химической промышленности - при производстве искусственного шелка (вискозного, ацетатного) и синтетических волокон (капрона, лавсана и т.п.), лаков и красок, клеев, пластмасс, резины. В сельском хозяйстве с использованием дисперсных систем изготавливают композиционные удобрения, которые эффективно действуют на рост, развитие и урожайность сельскохозяйственных культур.

На использовании свойств различных суспензий и эмульсий основывается производство цемента, гипса, бетона, строительных композиционных материалов. Изменяя дисперсность, улучшают качество многих материалов.
Фармацевтическая промышленность производит значительное количество лекарственных веществ в форме тонких суспензий или эмульсий, мазей, паст, кремов. В природоохранной индустрии дисперсные системы используют для очистки природных и сточных вод, воздуха, а также других мероприятий.

Значение дисперсных систем для жизнедеятельности человека разнообразное. Кроме указанного, это и производство лаков и красок, бумаги, сажи, синтетических каучуков, смол, клеев, зубной пасты, продуктов питания, добыча и переработка нефти.

Широкое применение получили истинные растворы. Прежде всего их используют в школьных химических лабораториях, изучая свойства веществ. Приготовление пищи, уход за растениями, борьба с вредителями растений и животных и их лечение - все это сферы применения истинных растворов.

Вывод:

• Дисперсные системы - физико-химические системы, состоящие из двух или более веществ, причем одна из них в измельченном состоянии (дисперсная фаза) равномерно распределена среди частиц другой (дисперсионная среда).
• По размерам частиц дисперсные системы разделяют на: а) грубодисперсные системы; б) коллоидные растворы; в) истинные растворы. К грубодисперсным системам относятся суспензии, эмульсии, пены и аэрозоли.
• Суспензии (взвеси) - системы, в которых частицы твердого вещества равномерно распределены между молекулами жидкости (воды).
• Эмульсии - системы, в которых дисперсной фазой и дисперсионной средой является жидкости, которые не смешиваются.
• Пены - двухфазные системы, в которых дисперсной фазой являются газы, а дисперсионной средой - жидкость. Есть и твердые пены, для которых характерно то, что дисперсионной средой служит твердое вещество.
• Аэрозоли - системы, в которых дисперсионной средой являются газы.
• Коллоидные растворы - высокодисперсные системы, в которых размер частиц составляет 1-100 нм, а коллоидная среда является жидкостью. Различают золи - жидкие коллоидные растворы и гели - желатинообразные студенистые массы.
• Истинные растворы - системы, в которых молекулы или ионы растворенного вещества равномерно распределяются между молекулами растворителя. Это гомогенные системы. Им свойственна высокая устойчивость растворов, они прозрачны, не осаждаются, подвергаются фильтрованию.

Строение молекулы воды, понятие о водородной связи

На нашей планете вода является одним из самых распространенных веществ, которое находится в обычных условиях в жидком состоянии и заполняет все впадины земной поверхности. Вода - это моря, океаны, реки, озера, занимающие почти 71% площади земной поверхности. Если предположить, что земная поверхность не имеет впадин и гор, то вся вода нашей планеты покрыла бы ее слоем толщиной 4 км. Вода входит в состав горных пород и минералов.

По сравнению с большими общими запасами воды на планете запасы пресной воды незначительны и составляют примерно 2-3% от общего количества. Поступления пресной воды происходит в результате таяния ледников полярного и горного происхождения, а также айсбергов. Однако сейчас запасы пресной воды вызывают беспокойство у человечества. Небрежное отношение человека к природе вызывает загрязнение воды различными химическими веществами, отходами нефтехимических и целлюлозно-бумажных предприятий. Из-за чрезмерного использования минеральных удобрений, гербицидов и пестицидов они через почву попадают в воду. Вследствие этого возникают различные заболевания, вызывающие необратимые изменения в организме. Итак, естественная пресная вода является не всегда чистой, а пресная вода ледников и айсбергов практически недоступна для использования.

Важно отметить, что вода - основа жизни на Земле. Поэтому для поддержания жизнедеятельности своего организма каждому человеку необходимо употреблять 2-2,5 л чистой воды в сутки. Без воды не обходится ни один живой организм.

Сделайте исследования о содержании воды в организме человека, организмах различных животных и растений. Сформулируйте вывод о значении воды.

Благодаря круговороту в природе общее количество воды не меняется, однако в результате хозяйственной деятельности человека запасы пресной воды уменьшаются. Поэтому жизненно необходимой потребностью и обязанностью каждого человека является сохранение чистоты воды и борьба с загрязнением водных ресурсов.

Вода в природных условиях находится еще в двух агрегатных состояниях: твердом и газообразном. Из курса географии вам известно, что на полюсах земного шара часть запасов пресной воды сконцентрировано в ледниках и на вершинах гор в твердом состоянии. В газообразном состоянии вода содержится в атмосфере.

Превратить воду в пар можно в бытовых и лабораторных условиях.

Назовите условия, при которых вода превращается в лед и пар.

Строение молекулы воды

Изучая в курсе химии строение вещества, вы ознакомились с кристаллической структурой воды, и теперь вам известно, что вода в твердом состоянии имеет молекулярные кристаллические решетки.

В состав молекулы воды Н₂О входят два атома Водорода и один атом Кислорода, которые соединены между собой ковалентной полярной связью. Так как Кислород и Водород образуют по несколько изотопов, в природе существуют разновидности воды, в которых имеются и тяжелые изотопы этих химических элементов.

Строение внешнего энергетического уровня атома Кислорода отражает электронная формула 2s²2p⁴ , в соответствии с которой из шести электронов атома есть 2s и 2р спаренные и 2р - неспаренные. За счет неспаренных р-электронов атом Кислорода образует две общие электронные пары с s-электронами двух атомов Водорода (Рис. 10).

Угол между орбиталями, образовавших связь, составляет 105 °. Поэтому молекула воды имеет угловое строение (рис. 11).

Атом Кислорода, как более электроотрицательный атом, смещает к себе электронную плотность химической связи. Совместные электронные пары вместе с электронами, которые не принимали участия в образовании химических связей, концентрируют на атоме Кислорода частично отрицательный заряд δ^- (читается «дельта минус»). Соответственно на атомах Водорода сосредоточен частично положительный заряд δ⁺ (читается «дельта плюс»). Итак, молекула воды - это диполь (Рис. 12).

Именно поэтому в узлах кристаллической решеток воды молекулы строго ориентированы друг к другу своими полюсами. На рисунке 12 изображено масштабную модель молекулы воды, где обозначено частичные заряды на полюсах молекулы.

Рассмотрите модель молекулы воды и объясните, почему кислород имеет заряд 2δ^-, А водород - заряд δ⁺.

Водородная связь

Вы знаете, что молекулы веществ образуются в результате возникновения ковалентной связи между одинаковыми или различными атомами неметаллических элементов. Однако между отдельными молекулами также может образовываться связь, если молекулы полярные.

Механизм образования одной такой связи заключается в привлечении атомов Водорода к атомам значительно более сильных электроотрицательных элементов, которыми являются Кислород, Фтор и Азот. Такой вид химической связи называют водородной.

Водородная связь - это электростатическое взаимодействие между молекулами с участием атомов Водорода.

Сила водородной связи невелика, и по сравнению с ковалентной она гораздо слабее. Однако в различных полярных соединениях он может быть более или менее сильным. Это зависит от электроотрицательности атома, который связан с водородом.

Благодаря образованию водородной связи вещества ассоциируют в жидкостях и образуют димеры (две молекулы) или целые агрегаты молекул (рис. 13).

Водородные связи обозначают точками. Это означает, что они значительно слабее ковалентных.

Наличие водородной связи, а соответственно - и ассоциированных молекул, влияет на свойства веществ. В частности, наблюдаем повышение температур плавления и кипения. Например, температура кипения воды выше температуры кипения подобных по составу воде летучих соединений неметаллических элементов с водородом - H₂S и H₂Se. Если сульфид водорода и селенид водорода при обычных условиях являются газами, то вода - жидкость.

Образование водородной связи между молекулами воды называют межмолекулярной. Однако водородная связь может возникать внутри молекул, то есть между атомами той же молекулы. Такая связь называется внутримолекулярной. Она присуща не только неорганическим веществам, но и молекулам органических веществ, которые имеют высокие относительные молекулярные массы: белкам, нуклеиновых кислотам, полимерам.

Вещества, у которых имеются внутримолекулярные водородные связи, несколько отличаются от тех, которым свойственно образовывать межмолекулярные связи. В частности, они лучше растворяются в органических растворителях, характеризуются большей летучестью.

Водородная связь не относится к сильным. Она легко образовывается, и так же легко разрушается, что важно для биологических процессов, которые происходят в живых организмах и необходимы для их функционирования.

Водородную связь вы изучаете для того, чтобы понять механизмы процессов растворения, электролитической диссоциации, окислительно-восстановительных реакций.
Итак, благодаря своему уникальному строению молекула воды способна образовывать агрегаты за счет водородных связей с молекулами полярных и ионами ионных соединений. Это играет важную роль в процессе растворения веществ с образованием растворов.

Вывод:

• Вода - уникальное вещество, одно из самых распространенных в природе; занимает почти 71% площади земной поверхности; входит в состав многих минералов и горных пород, а также солей, которые называют кристаллогидратами. Вода заполняет созданные человеком искусственные водоемы: водохранилище, моря, пруды.
• Свойства воды обусловлены уникальным строением ее молекулы. Связи, возникающие между Кислородом и Водородом, ковалентные полярные, расположенные под углом 105 °. В результате молекула становится полярной, образуется диполь.
• Диполь - система из двух зарядов (δ^- и δ⁺), одинаковых по значению, но противоположных по знаку.
• Водородная связь - электростатическое взаимодействие между молекулами с участием атомов Водорода.
• Водородную связь между молекулами воды называют межмолекулярной, а связь внутри одной и той же молекулы между атомами (или группами атомов) - внутримолекулярной.
• Такая структура воды играет важную роль в процессе растворения веществ с образованием растворов.

Раствор и его компоненты. Растворение как физико-химический процесс

В течение жизни человек постоянно использует растворы многих веществ во всех областях своей деятельности. Чаще всего для изготовления растворов в качестве растворителя применяют воду. Однако природная вода, которая заполняет впадины земной поверхности, тоже существует в виде растворов многих веществ, входящих в состав почв, горных пород, грунтовых вод и тому подобное.

Общеизвестно, что морская вода очень соленая на вкус. Это свидетельствует о том, что она является раствором многих солей.

Организм человека примерно на 75% состоит из воды, поэтому без ее поступления он очень быстро истощается и человек умирает. Основными растворами, содержащиеся в человеческом организме, является плазма крови и лимфа, которая на 90% состоит из воды.

Растения усваивают питательные вещества из растворов, поступающих из почвы. Клеточный сок растений накапливается в вакуолях и состоит из воды, в которой растворены различные соли, а именно: хлориды калия, натрия и железа, нитраты калия и натрия, сульфат магния и другие вещества. В клеточном соке в растворенном состоянии имеются глюкоза, фруктоза и органические вещества, в частности кислоты и растворимые белки.

С использованием растворов тесно связано приготовления пищи, изготовление лекарственных препаратов, производство лаков, красок, пластмасс, синтетических волокон, обработка деревьев для защиты от вредителей, защита от насекомых, удобрения сельхозугодий.

Получать истинные растворы вам приходится во время подслащивания чая, подсаливания первых блюд, засолки огурцов, томатов, кабачков и других овощей, варки компотов и тому подобное.

Вспомните из курсов естествознания и физики явление диффузии.

Наблюдать процесс образования раствора можно с помощью явления диффузии, если использовать окрашенные растворимые в воде соединения. Например, проведем демонстрационный опыт растворения медного купороса.
Опыт 1. В химический стакан объемом 500 мл нальем воду. Насыплем небольшое количество медного купороса CuSO₄ · 5H₂O (соль синего цвета) в марлевый мешочек и привяжем его к вмонтированной в штатив палочки так, чтобы соль опустилась в воду. Наблюдайте, что происходит в стакане (рис. 14).

Итак, вокруг мешочка образуется кружок прозрачного раствора синего цвета, который постепенно увеличивается, распространяется в разные стороны. Явление диффузии очень эффектно демонстрирует опыт, изображенный на рисунке 15. Поясним подробнее.

Если опустить марлевый рулон одним концом в раствор дихромата аммония (оранжевой краски), а второй конец рулона поместить в пустой стакан и так же погрузить другой марлевый рулон в раствор сульфата меди (II) (синей окраски), то марля постепенно пропитается растворами и в среднем стакане соберется жидкость, которая будет иметь зеленую окраску.

Объясните, откуда и почему появилась зеленая окраска раствора в стакане, расположенного посередине.

Что же такое раствор и каков его состав?

Раствор - это гомогенная (однородная) система, состоящая из двух или более компонентов.

В состав любого раствора входят растворитель и растворенное вещество - компоненты раствора. Схематично состав раствора показано на рисунке 16.

Растворитель - это компонент раствора, который находится в том же агрегатном состоянии, что и раствор. Чаще всего растворителями являются жидкости: вода, спирт, бензин, бензол.

Растворенное вещество может быть газом, жидкостью или твердым веществом. Сам раствор может находиться в любом агрегатном состоянии.
В зависимости от того, какие вещества - атомные, молекулярные или ионные - растворены в растворителе, между молекулами растворителя равномерно могут размещаться атомы, молекулы (рис. 17, а) или ионы (рис. 17 б).

Приведите примеры растворов, в которых растворены вещества в различных агрегатных состояниях.

Необходимо отметить, что есть растворы, в которых растворены не одно, а несколько веществ (морская и минеральные воды, фруктовые напитки, маринады и т.д.).

Физико-химическая сущность процесса растворения

Выясним, в чем суть процесса растворения. Вы уже наблюдали, как растворяется в воде поваренная соль и сахар, поэтому сразу скажете, что это происходит вследствие диффузии. То есть частицы растворенного вещества, столкнувшись с молекулами воды или другого растворителя, распространяются между ними. Одновременно уменьшается масса веществ, которые растворяются. Это свидетельствует о том, что кристаллы веществ разрушаются и переходят в раствор. На рисунке 17 изображено, что кристаллы сахара (сахарозы) и поваренной соли (хлорида натрия) рушатся и молекулы и ионы хаотично движутся между молекулами растворителя.

Опыт 2. Выясним, что может ускорить растворение веществ. Для этого возьмем два химических стакана и нальем одинаковые объемы воды. В первый стакан положим кусочек сахара, во вторую - такой же кусочек, который  предварительно измельчим, чтобы образовался сахар-песок. Наблюдайте, как растворяется сахар в обоих стаканах.

Итак, в стакане с измельченным сахаром растворение происходит значительно быстрее. Делаем вывод, что разрушение кристаллов сахара зависит от площади поверхности соприкосновения растворителя и растворяемого вещества. Чем больше площадь поверхности соприкосновения, тем быстрее происходит диффузия. Увеличить площадь поверхности соприкосновения можно, если раствор перемешать.

Исследователи процессов растворения, в частности шведский физико-химик С. Аррениус, считали, что между растворителем и растворенным веществом нет никакого взаимодействия, то есть растворение характеризируется как физический процесс. Однако Д. Менделеев, изучая процесс растворения веществ, предложил химическую теорию растворов. По этой теории, раствор рассматривают не как механическую смесь растворителя и растворенного вещества, а как химическое взаимодействие между ними.

Во время растворения веществ наблюдают два процесса:
1) разрушение структуры растворенного вещества до молекул или ионов;
2) взаимодействие образованных частиц с частицами растворителя (если это вода - с молекулами воды).
Взаимодействие частиц вещества с молекулами воды называют гидратацией. Продуктами гидратации является гидратированные ионы или молекулы.

Рассмотрим, как происходит растворение веществ с разной кристаллической структурой на примере самых распространенных пищевых продуктов - сахара (сахарозы) и поваренной соли (хлорида натрия).

Сахар (сахароза) является веществом молекулярного строения. Его молекулы содержат в своем составе атомы с зарядами δ⁺ и δ^-, что и обуславливает привлечение молекул воды противоположными полюсами. Между молекулами сахара и полярными молекулами воды образуются водородные связи. Вокруг одной молекулы сахара концентрируются несколько молекул воды, которые соединяются между собой. В результате такого взаимодействия и движения молекул воды молекулы сахара отделяются от кристаллов. Таким образом, происходит разрушение структуры кристалла. Второй процесс связан с образованием гидратированных молекул сахара и равномерным распространением и распределением их между молекулами растворителя (воды).

Растворение ионных соединений (хлорида натрия) тоже характеризируются разрушением структуры кристалла и образованием гидратированных ионов. Дипольные молекулы воды притягиваются к ионам различными полюсами: к положительно заряженному иону Натрия - отрицательным, а к отрицательно заряженному иону Хлора - положительным. В результате взаимного притяжения связи между ионами в кристалле разрушаются и ионы переходят в раствор. В результате в растворе образуются гидратированные катионы Натрия и анионы Хлора (рис. 18).

Несмотря на то, что во время растворения образуются гидратированные молекулы или ионы, раствор содержит не только растворитель и растворенное вещество, но и продукты их взаимодействия. Поэтому схему состава раствора, представленную на рисунке 16 , необходимо изменить так, как показано на рисунке 19.

Поскольку во время растворения веществ происходит не только механическое распространение структурных частиц растворенного вещества между молекулами растворителя (диффузия), но и взаимодействие между ними, что подтверждает процесс гидратации с образованием гидратированных молекул или ионов, то доказано (Д. Менделеев), что растворение - это физико-химический процесс.

Поэтому правильным будет дополненное определение понятия «раствор».

Раствор - это однородная (гомогенная) система, состоящая из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия.

Подтверждением физико-химической теории растворов являются тепловые явления, происходящие во время растворения.

Вывод:

• Растворы имеют большое практическое значение и играют важную роль в жизни человека, в природе, различных отраслях народного хозяйства и быту.
• Составными частями раствора является растворитель и растворенное вещество. Растворитель - компонент раствора, который находится в том же агрегатном состоянии, что и раствор. Растворенное вещество может быть газом, жидкостью или твердым веществом.
• Раствор может находиться в любом агрегатном состоянии.
• Растворение веществ сопровождается такими процессами: 1) разрушением структуры растворяемого вещества до молекул или ионов; 2) взаимодействием образованных частиц с частицами растворителя.
• Взаимодействие частиц вещества с молекулами воды при образовании водного раствора называют гидратацией. Продуктами гидратации являются гидратированные молекулы или ионы.
• Во время растворения в воде веществ с ковалентной полярной связью (или полярными группами атомов) между их молекулами и молекулами воды образуются водородные связи.
• Раствор - однородная (гомогенная) система, состоящая из двух или более компонентов и продуктов их взаимодействия.

Растворимость веществ, ее зависимость от различных факторов. Насыщенные и ненасыщенные, концентрированные и разбавленные растворы

Важность растворов в живой и неживой природе трудно переоценить. С их участием происходит обмен веществ в организмах человека, животных и растений. Их широко применяют в различных отраслях промышленности, технике, в химических лабораториях, сельском хозяйстве, быту. Изучая химию в предыдущих классах, вы проводили лабораторные опыты и практические работы с использованием растворов неорганических веществ. Поэтому важно знать, что такое растворимость и как она зависит от разных факторов.

Растворимость - это свойство веществ растворяться в воде или любом другом растворителе.

Вода является универсальным растворителем благодаря строению и способности образовывать водородные связи не только между своими молекулами, но и с молекулами других веществ. В воде растворяются вещества, находящиеся в разных агрегатных состояниях: твердом (рис. 20), жидком и газообразном.

По растворимости в воде вещества разделяют на растворимые, малорастворимые и нерастворимые (рис. 21).

Такое деление основывается на том, какая масса вещества растворяется в определенном растворителе.
Например, если в воде массой 100 г растворяется 1 г вещества, то считают, что это растворимое вещество; если же растворяется менее 1 г вещества - малорастворимое, а если меньше 0,01 г - нерастворимое.
Итак, сформулируем уточненное определение растворимости.

Растворимость - это масса растворенного вещества, которая при определенных условиях (температура, давление) может раствориться в растворителе массой 100 г.

К твердым растворимым в воде веществам относятся соли, такие как хлориды и нитраты. Из других - все соли натрия, калия и аммония, представленные в таблице растворимости кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в воде. Растворимыми в воде являются щелочи.

В воде могут растворяться жидкости. Некоторые из них растворяются в любых пропорциях. Это, в частности, серная, азотная и уксусная кислоты, этанол.

Способность растворяться в воде проявляют и газообразные вещества. Их растворимость является очень разной. Вам уже известно, что такие бескислородные кислоты, как соляная и сероводородная, добывают растворением в воде соответственно хлорида водорода и сульфида водорода. Растворимым является аммиак, растворимость которого при нормальных условиях достаточно высока.

К малорастворимым веществам относятся гидроксиды кальция и магния, сульфат серебра, газы кислород, азот, оксид углерода (II) .

Приведите примеры нерастворимых веществ, пользуясь таблицей растворимости.

Необходимо отметить, что абсолютно нерастворимых веществ нет. Даже металлы золото и серебро обладают способностью в очень незначительных количествах растворяться в воде. Катионы Золота и Серебра, попадая
в воду, оказывают бактерицидное действие.

Факторы, влияющие на растворимость веществ

Вы уже убедились, что растворимость веществ является очень разной. Она зависит от многих факторов, в частности: природы растворенного вещества и самого растворителя, температуры, давления (для газов), агрегатного состояния растворенного вещества. Изучая растворимость веществ, исследователи обнаружили некоторые закономерности.

1. Зависимость растворимости веществ от их природы и природы растворителя, то есть от химического строения и вида связи.

Вещества с ковалентной полярной связью хорошо растворяются в веществах им подобным. Например, растворение аммиака в воде. Аналогично растворяются ионные соединения, то есть они хорошо растворимы в полярных растворителях. Так, гидроксид натрия и хлорид натрия растворяются в воде или другом полярном растворителе.

Для неполярных соединений характерно растворяться в неполярных растворителях. Примером может быть растворение жидкого азота в жидком кислороде. Итак, сформулируем правило: подобное растворяется в подобном.

2. Зависимость растворимости веществ от температуры.

Чтобы выяснить, как температура влияет на растворимость веществ, проведем опыт.

Опыт. Положим в два стакана по одинаковому кусочку сахара. Нальем в первый стакан холодную, а во вторую горячую воду массой по 150 г. Что же мы наблюдаем? В первом стакане сахар растворяется медленно, а во втором, с горячей водой - значительно быстрее. Итак, с повышением температуры растворимость возрастает. В частности, это касается твердых веществ.

Однако в определенной массе воды (или другого растворителя) может растворяться не безграничная масса вещества, а определенная ее порция. К примеру, экспериментально установлено, что в воде массой 100 г при комнатной температуры (примерно 20 ° С) может раствориться хлорид натрия массой не более 36 г. При такой же температуре нитрата калия растворится 35 г и примерно такое же порция хлорида калия. Если к упомянутым порциям добавить еще соли, то при этой температуре они больше не растворятся.

Раствор, в котором при определенной температуре и давлении растворенное вещество больше не растворяется, называют насыщенным.

Зависимость растворимости твердых веществ от температуры отражают кривые растворимости (рис. 22).

Так, с повышением температуры растворимость некоторых солей возрастает (KClO₃, KNO₃, Pb(NO₃)₂).
Однако есть соли, растворимость которых растет незначительно (KCl, NaCl) или уменьшается (Cr₂(SO₄)₃).

Сформулируйте самостоятельно определения ненасыщенного раствора.

Понятно, что в ненасыщенном растворе вещества меньше, чем в насыщенном, поэтому в нем можно растворить дополнительную порцию вещества. Прилив растворитель в насыщенный раствор, легко получим ненасыщенный раствор.
При повышенной температуре в определенной массе растворителя можно растворить большую порцию вещества. Во время медленного охлаждения такого раствора образуется пересыщенный раствор, который является очень неустойчивым: при незначительном встряхивании или добавления кристаллика соли избыток растворенного вещества выпадает в осадок.

3. Зависимость растворимости от агрегатного состояния растворенного вещества.

Растворы образуют не только твердые вещества, но и жидкости и газы. Например, многие жидкости (этанол, уксусная кислота, глицерин) хорошо растворяются в воде и смешиваются с ней в любых соотношениях. На растворимость жидкостей давление не влияет.

4. Зависимость растворимости газов от температуры и давления. 

Растворимость газов зависит от температуры, давления и химической природы самого газа. Растворение газов в воде сопровождается выделением тепла, поэтому с повышением температуры их растворимость уменьшается, а с понижением - увеличивается. Вам уже известно, что в обычных условиях в воде хорошо растворяются такие газы, как хлорид водорода, аммиак и др. На растворимость газов существенно влияет давление. С повышением давления растворимость газов растет.

Количественный состав раствора

Количественный состав раствора выражают различными способами. Вам уже известен один из них - это массовая доля растворенного вещества. Есть и другие способы, но их в средней школе не изучают.

Вспомните, что называют массовой долей вещества в растворе и как ее вычисляют.

В зависимости от содержания растворенного вещества различают концентрированные и разбавленные растворы.
В концентрированном растворе содержание растворенного вещества является
высоким и превышает содержание растворителя. Разведенный раствор характеризуется низким содержанием растворенного вещества, то есть в нем содержится больше растворителя. В зависимости от того, растворимое или малорастворимое вещество, концентрированные растворы растворенного вещества могут быть ненасыщенными, а разбавленные растворы малорастворимого вещества - насыщенными.

Вывод:

• Растворимость - масса растворенного вещества, которая при определенных условиях (температура, давление) может раствориться в растворителе массой 100 г.
• По растворимости в воде вещества делятся на растворимые, малорастворимые, нерастворимые. Определить, каково определенное вещество, можно по таблице растворимости кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в воде.
• Растворимость зависит от следующих факторов: природы растворенного вещества и растворителя, температуры, давления (для газов), агрегатного состояния растворенного вещества.
• Растворимость твердых веществ возрастает с повышением температуры. Давление на растворимость жидкостей не влияет.
• Растворимость газов уменьшается с повышением температуры и возрастает с повышением давления.
• Насыщенный раствор - раствор, в котором при определенной температуре и давлении растворенное вещество больше не растворяется. Если же в растворе растворяется дополнительная порция вещества, то такой раствор является ненасыщенным.
• По содержанию растворенного вещества различают концентрированные и разбавленные растворы.

Тепловые явления, сопровождающие растворения веществ

Рассмотрев природу процесса растворения, вы выяснили, что между компонентами раствора происходит химическое взаимодействие. Подтверждением того, что растворение - это физико-химический процесс, являются тепловые явления, которые при этом происходят.

Вам уже известно, что молекулы воды как диполи разрушают связи между молекулами (если вещество молекулярного строения) или ионами (если вещество ионной структуры). Во время этого процесса расходуется энергия. Следующим этапом является гидратация, то есть взаимодействие молекул или ионов с молекулами воды. Этот процесс сопровождается выделением определенного количества энергии. Если на разрушение связей тратится меньше энергии, чем ее выделяется при взаимодействии между частицами вещества и растворителя, то выделяется тепло и раствор нагревается. Если же на разрушение затрачивают больше энергии, чем ее выделяется при гидратации, то происходит поглощение энергии и раствор охлаждается.

Наблюдать за этими явлениями можно на примере демонстрационных опытов.

Опыт 1. Растворение концентрированной серной кислоты в воде.
На дно химического стакана нальем воду объемом 30-35 мл. Погрузим термометр и измерим температуру. Осторожно дольем концентрированную серную кислоту. Перемешаем раствор (рис. 23). Как показано на рисунке 23, при растворении температура раствора значительно возрастает. Итак, растворение концентрированной серной кислоты сопровождается выделением тепла.

Вспомните из курса химии, как и почему именно так нужно растворять серную кислоту.

Выделение тепла наблюдается при растворении спирта и многих твердых веществ в воде. Это убедительно свидетельствует о том, что растворение - не только физический, но и химический процесс. Другим доказательством является тот факт, что объемы растворов части не соответствуют сумме объемов его компонентов (растворителя и растворенного вещества). Во время растворения газов тепло преимущественно выделяется.
Теперь рассмотрим еще один опыт и пронаблюдаем за процессом растворения нитрата аммония в воде.

Опыт 2. Растворение нитрата аммония в воде.

Как и в предыдущем опыте, на дно химической стакана нальем воду такого же объема и погрузим спиртовой термометр. Добавим белый порошок нитрата аммония и перемешаем раствор (рис. 24).

По отметке термометра наблюдаем, что температура раствора снизилась. Если видоизменить этот опыт и поставить стакан на смоченный водой картон, то тепла поглощается столько, что стакан примерзает. Итак, при растворении нитрата аммония тепло поглощается. Доказано, что раствор охлаждается примерно до -8 ° С.

Можно сделать вывод, что процесс растворения сопровождается тепловыми явлениями, которые неопровержимо подтверждают химическое взаимодействие между молекулами или ионами растворяемого вещества и молекулами растворителя.

Кристаллогидраты

Из таблицы растворимости  видно, что значительное количество кислот, солей и щелочи растворяются в воде, образуя растворы. А можно ли выделить растворенное вещество из раствора?

Вспомните способы разделения смесей и определите, какой из них можно применить для выделения вещества из раствора.

Изучая способы разделения смесей, вы ознакомились с очисткой поваренной соли. После растворения и фильтрации раствора необходимо было выпарить воду. Итак, разделить водный раствор можно с помощью выпаривания.

Однако во время выпаривания многих водных растворов твердых веществ образуются кристаллы, содержащие определенное количество молекул воды. Такие вещества называют кристаллогидратами. Воду, которая входит в состав кристаллогидрата, называют кристаллизационной.

Рассмотрим состав довольно распространенного кристаллогидрата - медного купороса, формула которого - CuSO₄ · 5H₂O. Химическое название -пентагидрат сульфата меди (II), где «пента» означает «пять». Это число указывает на то, что одна формульная единица этого кристаллогидрата содержит пять молекул воды (рис. 25, а). При нагревании кристаллизационная вода испаряется и образуется безводный сульфат меди (II), но уже не синего, а белого цвета (рис. 25 б).

В природе такой процесс происходит при повышении температуры и низкой влажности воздуха.

Процесс образования кристаллогидратов и их переход к безводным кристаллам является обратимым, поэтому при высокой влажности много безводных солей сочетаются с молекулами воды, содержащимися в воздухе, превращаясь обратно в кристаллогидраты. Часто этот процесс наблюдают по изменению окраски веществ.

На рисунке 26 показано кристаллы кристаллогидратагексагидрата хлорида кобальта (II) СоCl₂ · 6H₂O (рис. 26, а) и безводной соли хлорида кобальта (II) (рис. 26 б).

Обезвоживание кристаллогидрата сопровождается изменением цвета вещества. Многие кристаллогидраты имеют практическое значение, их применяют в строительстве, медицине, сельском хозяйстве, химической промышленности. К ним относятся медный и железный FeSO₄ · 7H₂O купоросы, гипс СаSO₄ · 2H₂O, кристаллическая сода Na₂CO₃ · 10H₂O, глауберова соль Na₂SO₄ · 10H₂O, горькая соль MgSO₄ · 7H₂O и др. Рассмотрим практическое использование кристаллогидратов.

Медный купорос - пентагидрат сульфата меди (II), вещество ярко-синего цвета. В сельском хозяйстве широко применяют в виде бордоской жидкости (1-3-процентный раствор медного купороса и взвеси гидроксида кальция) для протравливания зерна и борьбы с вредителями плодовых деревьев и кустов, а 0,2-процентный ее раствор - для обработки семян помидоров перед посевом. В строительстве раствором медного купороса обрабатывают поверхности, поврежденные плесенью, профилактически покрывают стены и потолки перед тем, как их белить, для предотвращения появления грибковой плесени. Кроме того, им протравливают древесину, применяют его при выделки кожи в кожевенно-обувной промышленности. Также медный купорос используют в медицине, а в химических лабораториях - для получения других солей меди.
Железный купорос - гептагидрат сульфата железа (II) , образует голубовато-зеленые кристаллы. В сельском хозяйстве его, как и медный купорос, применяют для борьбы с вредителями и болезнями растений, для протравливания древесины, производства красок.

Гипс - дигидрат сульфата кальция, прозрачный, бесцветный, мягкий минерал. При нагревании часть кристаллизационной воды испаряется и образуется алебастр - полугидрат сульфата кальция, минерал состава 2СаSO₄ · H₂O или СаSO₄ · 0,5H₂O. Гипс применяют в строительстве как вяжущий материал, в процессе производства цемента, удобрений. В медицине - для фиксации костей при переломах (гипсовые повязки). Скульпторы используют гипс для создания гипсовых оригиналов скульптурных композиций, макетов и тому подобное.

Кристаллическая сода - декагидрат карбоната натрия, белое кристаллическое вещество. Применяют для чистки и мытья ванн, умывальников и других загрязненных поверхностей, производства моющих средств.

Глауберова соль (названа в честь немецкого химика и врача И. Глаубера, впервые ее добыл) - декагидрат сульфата натрия, прозрачные бесцветные кристаллы, горькие на вкус. Природный минерал этой соли называют мирабилит. Применяют в медицине как слабительное средство.

Горькая соль - гептагидрат сульфата магния, минерал, хорошо растворимый в воде, горько-соленый на вкус. Получил широкое применение в фармации и медицине, химической, текстильной и бумажной промышленности, а также в производстве сахара.

Вы ознакомились с наиболее распространенными кристаллогидратами. Ими их перечень не ограничивается. Растворы кристаллогидратов получили широкое использование в народном хозяйстве. В этом заключается их ценность и практическое применение.

Решение задач на приготовление растворов из кристаллогидратов

Прежде чем перейти к решению задач на нахождение массовой доли и массы растворенного вещества в растворе, приготовленного из кристаллогидрата, решим простые задачи.

Вспомним, как вычислять массовую долю вещества на примере кристаллогидрата пентагидрата сульфата меди (II) (медного купороса).

Задача №101

Вычислите массовую долю кристаллизационной воды в медном купоросе массой 50 г.

Известно:
CuSO₄ · 5H₂O = 50 г
W (H2O) -?
Решение
1. Находим молярную массу и массу 1 моль CuSO₄ · 5H₂O:
М (CuSO4 · 5H2O) = 64 +  32 + 4 * 16 + 5 (1 · 2 +16) = 250 г/моль.
Следовательно, масса 1 моль равен 250 г.
2. Вычисляем массу кристаллизационной воды в 1 моль медного купороса:
М (H2O) = 1 · 2 + 16 = 18 г/моль.
Масса воды количеством вещества 5 моль составит:
m (H2O) = 5 моль · 18 г/моль = 90 г.
3. Вычисляем массовую долю воды в CuSO₄ · 5H₂O:

Ответ: W (H₂O) = 36%.

Вычисление массовой доли вещества в растворе, изготовленном из кристаллогидрата

Задача №102

В воде массой 120 г растворили железный купорос FeSO₄ · 7H₂O массой 10,5 г. Вычислите массовую долю сульфата железа (II) в образованном растворе.
Известно:
m (H₂O) = 120 г
m (FeSO₄ · 7H₂O) = 10,5 г
W (FeSO₄) -?
Решение
Первый способ
1. Вычисляем молярную массу и массу 1 моль кристаллогидрата:
М (FeSO₄ · 7H₂O) = М (FeSO₄) + М (H₂O) · 7;
М (FeSO₄ · 7H₂O) = 152 + 7 · 18 = 278 г/моль;
m (1 моль) = 278 г.
2. Вычисляем массовую долю FeSO₄ в кристаллогидрате:
W (FeSO₄) = 152 г 278 г · 100% = 54,7%.
3. Находим массу раствора:
m (р-ра) = m (H₂O) + m (FeSO₄ · 7H₂O)
m (р-ра) = 120 г + 10,5 г = 130,5 г.
4. Вычисляем массовую долю сульфата железа (II) в добытом растворе:

Ответ: массовая доля FeSO₄ в растворе составляет 4,4%.

Второй  способ

1. Вычисляем молярную массу и массу 1 моль кристаллогидрата:
М (FeSO₄ · 7H₂O) = М (FeSO₄) + М (H₂O) · 7;
М (FeSO₄ · 7H₂O) = 152 + 7 · 18 = 278 г/моль;
m (1 моль) = 278 г.
2. Вычисляем массу FeSO₄ в 10,5 г кристаллогидрата.

3. Находим массу раствора:
m (р-ра) = 120 г + 10,5 г = 130,5 г.
4. Вычисляем массовую долю сульфата железа (II) в добытом растворе:

Приготовление растворов с кристаллогидратов

Для приготовления растворов из кристаллогидратов важно уметь вычислять массу воды и кристаллогидрата, учитывая воду, которая содержится в его составе.

Задача №103

Вычислить массу кристаллической соды Na₂CO₃ · 10H₂O, которую надо взять для приготовления раствора массой 120 г с массовой долей карбоната натрия 20%.
Известно:
m (р-ра Na₂CO₃) = 120 г
W (Na₂CO₃) = 20%
m (Na₂CO₃ · 10H₂O) -?
Решение
1. Вычисляем массу карбоната натрия в растворе массой 120 г:
m (Na₂CO₃) = 120 г · 0,2 = 24 г.
Итак, в растворе кристаллогидрата массой 120 г с массовой долей Na₂CO₃ 20% должно содержаться 24 г соли.
2. Вычисляем молярную массу и массу 1 моль кристаллогидрата кристаллической соды:
М (Na₂CO₃ · 10H₂O) = М (Na₂CO₃) + М (Н₂О) · 10;
М (Na₂CO₃ · 10H₂O) = 106 + 10 · 18 = 286 г/моль;
m (1 моль) = 286 г.
3. Вычисляем массу кристаллогидрата, необходимую для приготовления заданного раствора.

Ответ: для приготовления раствора массой 120 г, содержащий массовую долю карбоната натрия 20%, нужно взять 64,75 г кристаллической соды.

Задача №104

Вычислить массу гексагидрата хлорида кальция CaCl₂ · 6H₂O и воды, необходимые для приготовления раствора массой 160 г с массовой долей хлорида кальция 0,15.
известно:
m (р-ра CaCl₂) = 160 г
W (CаCl₂) = 0,15
m (CaCl2 · 6H₂O) -?
m (H₂O) -?
Решение
1. Вычисляем массу хлорида кальция в растворе массой 160 г:
m (СаCl₂) = 160 г · 0,15 = 24 г.

Итак, в растворе массой 160 г с массовой долей СаCl₂ 0,15 должно содержаться хлорид кальция массой 24 г.

2. Вычисляем молярную массу и массу 1 моль кристаллогидрата:
М (CaCl₂ · 6H₂O) = М (CаCl₂) + М (Н₂О) · 6;
М (CaCl₂ · 6H₂O) = 111+ 6 · 18 = 219 г/моль;
m (1 моль) = 219 г.
3. Вычисляем массу кристаллогидрата, необходимую для приготовления заданного раствора.

4. Вычисляем массу воды:
160 г - 47,35 г = 112,65 г Н₂О.
Ответ: для приготовления раствора массой 160 г с массовой долей хлорида кальция 0,15 надо взять кристаллогидрат массой 47,35 г и воду массой 112,65 г.

Вывод:

• Процесс растворения - физико-химический процесс, который сопровождают тепловые явления, происходящие в результате гидратации молекул или ионов в растворе.
• Тепло выделяется и раствор нагревается, если на разрушение связей тратится меньше энергии, чем ее выделяется при взаимодействии между частицами вещества и растворителя.
• Тепло поглощается и раствор охлаждается, если на разрушение связей расходуется больше энергии, чем ее выделяется при гидратации.
• Вещества, в состав которых входит определенное количество молекул воды, называют кристаллогидратами. Воду, которая входит в состав кристаллогидрата, называют кристаллизационной.
• К наиболее распространенным кристаллогидратам относятся: медный CuSO₄ · 5H₂O, железный FeSO₄ · 7H₂O купоросы, гипс СаSO₄ · 2H₂O, кристаллическая сода Na₂CO₃ · 10H₂O, глауберова соль Na₂SO₄ · 10H₂O, горькая соль MgSO₄ · 7H₂O и др.

Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты

Изучая растворы и растворение веществ, вы, наверное, обратили внимание, что вещества растворяются неодинаково. Это зависит от химического строения вещества и характера растворителя. Если растворяются вещества молекулярного строения, то в растворе имеющиеся молекулы этих веществ. Во время растворения ионных соединений - положительно и отрицательно заряженные ионы.

Английские ученые Г. Дэви и М. Фарадей, исследуя свойства растворов, испытали их способность проводить электрический ток. Они установили, что существуют вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток, и такие, растворы которых его не проводят. Для подтверждения этих исследований проведем демонстрационные опыты в лабораторных условиях.

Для демонстрации используем прибор, изображенный на рисунке 27.

Прибор состоит из двух угольных электродов, соединенных проводами с электрической лампочкой и штепсельной вилкой, и химического стакана, в которую помещают сухие вещества или их растворы.

Исследуя электропроводность веществ, используем следующие вещества: кристаллические хлорид натрия и сахар; дистиллированную воду; растворы хлорида натрия, сахара и гидроксида натрия; соляную кислоту.

Опыт 1. Нальем в стакан дистиллированную воду, погрузим в него угольные
электроды и замкнем круг, включив вилку в сеть. Лампочка не горит. Это является подтверждением того, что дистиллированная вода не проводит электрический ток.

Опыт 2. Насыпаем на дно двух химических стаканов сухие вещества: в первую - хлорид натрия, во вторую - сахар. Опять погрузим поочередно электроды в эти соединения и испытываем их на электропроводность. Лампочка ни разу не светится.

Следовательно, ни дистиллированная вода, ни сухие хлорид натрия и сахар не проводят электрический ток.

Опыт 3. Используем стакан с хлоридом натрия и добавим к нему дистиллированную воду. Получим раствор соли. Погрузим в раствор электроды и включим вилку в сеть. Лампочка ярко светится. Это означает, что раствор хлорида натрия проводит электрический ток.

Аналогично проводят ток и растворы других солей. Очевидно, что во время растворения ионных соединений, которыми являются соли, в растворе содержатся ионы, то есть заряженные частицы.

Вспомните из курса физики, что является проводником электрического тока в металлах.

В растворах заряженными частицами являются ионы, они же и являются проводниками электрического тока.

Вам уже известно, что к ионным соединениям также относятся основания, в частности хорошо растворимые в воде твердые соединения - щелочи . Для подтверждения этого исследуем раствор гидроксида натрия на электропроводность.

Опыт 4. Нальём в химический стакан раствор гидроксида натрия и повторим исследования, как в предыдущем опыте. Лампочка ярко светится.

Опыт 5. В стакан с сухим сахаром долейте дистиллированную воду, погрузим электроды в раствор и включим вилку в сеть. Лампочка не горит. Это доказательство того, что в растворе отсутствуют заряженные частицы.

Итак, исследователи электропроводности растворов (Г. Дэви и М. Фарадей) классифицировали вещества на две группы: электролиты и неэлектролиты (рис. 28).

Сформулируйте самостоятельно определения неэлектролитов.

К неэлектролитам относятся сахар, глицерин, спирт, глюкоза и ацетон. Это соединения, у которых ковалентные связи слабо поляризованы. А являются ли электролитами кислоты? Ведь в узлах их кристаллической решетки расположены полярные молекулы.

Опыт 6. Погрузим угольные электроды в соляную кислоту. После включения электрического тока лампочка ярко светится. Итак, кислоты, так же, как соли и основания являются электролитами. Возникает вопрос, что является причиной электропроводности растворов.

Электролитическая диссоциация: Вам уже известно, что во время растворения ионных соединений кристаллы под действием полярных молекул воды разрушаются, а ионы, образующие соединение, переходят в раствор.
Механизм растворения под действием молекул воды и гидратацию ионов вы изучали. В результате гидратации положительно и отрицательно заряженные ионы распространяются между молекулами воды до полного разрушения кристаллической решетки (рис. 29).

Распад электролита на ионы при растворении в воде (или расплавлении) называют электролитической диссоциацией.

Рассмотрев рисунок 29, можно сделать вывод, что дипольные молекулы воды с отрицательно заряженными полюсами притягиваются к положительно заряженному иону Натрия Na⁺, а с положительно заряженными - к отрицательно заряженному иону Хлора Cl^-.

Происходит гидратация, и ионы Натрия и Хлора становятся гидратированными.

Диссоциацию ионных соединений записывают с помощью уравнений, в которых гидратацию ионов пропускают. Например, электролитическую диссоциацию хлорида натрия сокращенно изображают так:

Вернемся к опыту 6 и выясним, почему кислоты, будучи ковалентными соединениями, проводят электрический ток, то есть являются электролитами. Чтобы доказать это, рассмотрим механизм диссоциации кислот.

Известно, что кислоты - ковалентные полярные соединения. Рассмотрим процесс диссоциации соляной кислоты, которая является раствором хлорида водорода в воде. Чистый (сухой) хлорид водорода не проводит электрический ток, то есть он не содержит заряженные частицы, хотя его молекулы являются диполями. Однако во время растворения происходит взаимодействие между дипольными молекулами хлорида водорода и воды. Ее суть заключается в том, что к положительно заряженному полюсу молекулы хлорида водорода вода притягивается своими негативными полюсами, а к отрицательно заряженному - положительными. Это приводит к поляризации молекулы, и общая электронная пара ковалентной связи полностью смещается к атому Хлора. Такой процесс называют ионизацией. Атом Водорода, потеряв электрон, за счет которого образовалась общая электронная пара, превращается в ион Водорода Н⁺. Соответственно, атом Хлора, получив электрон, становится отрицательно заряженным ионом Хлора Cl^-. В растворе имеются положительно и отрицательно заряженные ионы, которые являются носителями электрического тока. Уравнение реакции диссоциации соляной кислоты:

Последовательность процесса ионизации хлорида водорода изображено на рисунке 30.

Объясните самостоятельно, что означают в схеме (рис. 30) последовательно изображены процессы, которые обозначены цифрами 1-6 и буквами а, б, в, г.

Учитывая указанное, можно сделать вывод, что электролитами являются вещества с ионной и ковалентной полярной химическими связями.

Основателем теории электролитической диссоциации является шведский ученый С. А. Аррениус.

Теорию электролитической диссоциации, в частности химический характер взаимодействия между растворителем и растворенным веществом, развили российский физико-химик И. Каблуков и химик, академик В. Кистяковский. Эти ученые доказали, что диссоциация - это не только физический, но и химический процесс. В частности, И. Каблуков ввел в химическую науку понятие «гидратация» (если растворитель не вода, то этот процесс называют «сольватация»), а В. Кистяковский доказал наличие в водных растворах гидратированных ионов.

Вывод:

• В зависимости от химической природы вещества разделяют на электролиты и неэлектролиты.
• Электролиты - вещества, водные растворы или расплавы которых проводят электрический ток.
• Неэлектролиты - вещества, водные растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.
• Электролитическая диссоциация - распад электролита на ионы при растворении в воде (или расплавлении).
• Ионизация - образование электрически заряженных частиц (свободных электронов и ионов) из электрически нейтральных частиц среды.
• Основателем теории электролитической диссоциации был шведский физико-химик С. Аррениус; дальнейшее развитие она получила в трудах И. Каблукова и В. Кистяковского.

Решение задач на тему: Электролитическая диссоциация и ионные реакции в растворах

Задача №105

Завершите приведенные ниже ионные уравнения:

а) ион Водорода + гидроксид-ион ;

б) карбонат-ион + ион Водорода ;

в) ион Серебра + гидроксид-ион .

Приведите по одному уравнению в молекулярной форме, соответствующему этому ионному уравнению.

Решение. а) Ионы реагируют с образованием воды. Эту реакцию называют реакцией нейтрализации. Ионы образуются при диссоциации сильных кислот, а ионы — при диссоциации сильных оснований:

б)При реакции карбонат-ионов с ионами Водорода возможно образование гидрокарбонат-ионов:

или неустойчивой угольной кислоты, которая распадается на оксид углерода (IV) и воду:

Первая реакция протекает при недостатке ионов  , вторая — при их избытке.

Уравнения реакций в молекулярной форме:

в) Ион Серебра с гидроксид-ионом образуют гидроксид серебра, который неустойчив и распадается на оксид серебра и воду:

Ионы образуются при диссоциации растворимых солей серебра, а ионы — при диссоциации сильных оснований:

Задача №106

Приведите пример вещества, которое может реагировать в водном растворе с каждым из перечисленных веществ: . Напишите уравнения реакций.

Решение. Один из способов рассуждения при решении этой задачи может быть следующим. Известно, что со щелочами в водном растворе реагируют соли аммония:

Анион в соли аммония надо подобрать таким образом, чтобы он реагировал с ионами (из HI) и (из ). Этому условию удовлетворяет карбонат-ион . С ионами он реагирует с образованием слабой неустойчивой кислоты :

а с ионами — с образованием осадка :

Таким образом, искомое вещество — карбонат аммония, .

Уравнения реакций:

Ответ.

Задача №107

Как одним реагентом различить водные растворы HBr, NaF, КОН, ? Напишите уравнения соответствующих реакций и укажите их признаки.

Решение. Удобный реактив для распознавания различных солей — нитрат серебра, который с различными ионами образует осадки разного цвета:

AgBr - желтоватый осадок, — черно-бурый, AgCl — белый. С фторидом натрия реакция не идет, поскольку фторид серебра растворим в воде.

Ответ. .

Задача №108

Как можно доказать наличие примеси сульфида аммония в растворе сульфата натрия?

Решение. Необходимо доказать наличие в растворе ионов, образующих сульфид аммония, —

Качественная реакция на ион аммония - выделение газа при реакции со щелочью при нагревании:

Качественная реакция на ион — выделение черного осадка PbS при реакции с — в данном случае не годится, поскольку в присутствии сульфата натрия образуется большое количество другого осадка — . Поэтому для доказательства присутствия ионов можно использовать другую реакцию, а именно выделение дурно пахнущего газа при действии на сульфиды сильных кислот:

Ответ. Реакции с КОН и НСl.

Задача №109

Какие два вещества вступили в реакцию и при каких условиях, если в результате образовались следующие вещества (указаны все продукты реакции без коэффициентов):

Решение. 1) Карбонат бария образуется при пропускании углекислого газа через раствор гидроксида бария:

2)Это типичная обменная реакция между двумя солями, в результате которой одна из образующихся солей выпадает в осадок:

3)Данная реакция может протекать при нейтрализации кислой соли одного из металлов (бария или кальция) гидроксидом другого металла:

Ответ.

Задача №110

Смешали между собой 1 л 0,25 М раствора и 1 л 0,5 М раствора . Считая, что практически нерастворим в воде, рассчитайте концентрации всех ионов, оставшихся в растворе после образования осадка (объемом осадка пренебречь).

Решение. При смешивании растворов протекает обменная реакция

 или в сокращенном ионном виде:

Исходные количества ионов: = cV = 0,25, = - 0,5, = 0,5, = 1,0 моль. В обменной реакции находится в недостатке, поэтому в реакцию вступило по 0,25 моль ионов . Объем полученного раствора — 2 л.

Молярные концентрации ионов: = v/V = 0,5/2 = 0,25 моль/л, = (0,5 - 0,25)/2 = 0,125 моль/л, = 1,0/2 = 0,5 моль/л.

Ответ. 0,25 моль/л , 0,125 моль/л , 0,5 моль/л .

Задача №111

Рассчитайте рН следующих водных растворов: а) 0,1 М НС1; б) 0,1 М NaOH

Решение. а) НСl — сильная кислота, практически полностью диссоциирующая по уравнению

Из этого уравнения следует, что = 0,1 моль/л, рН  = -lg 0,1 = 1.

б) NaOH — сильное основание, практически полностью диссоциирующее по уравнению

Из этого уравнения следует, что  = 0,1 моль/л. Концентрацию ионов Водорода можно найти, воспользовавшись ионным произведением воды:

Ответ. а) рН = 1; б) рН = 13.

Задача №112

Рассчитайте значение концентрации ионов Водорода в растворе аммиака с концентрацией 1,5 моль/л. Константа диссоциации гидроксида аммония равна

Решение. В водном растворе аммиака устанавливается равновесие:

Константа этого равновесия равна:

(концентрация воды практически не изменяется в результате этой реакции и не входит в константу равновесия).

Пусть равновесная концентрация = х моль/л, тогда = 1,5 - х. Подставляя эти значения в выражение для константы равновесия и решая квадратное уравнение, находим х = 5,0- . Концентрацию ионов Водорода, можно найти через ионное произведение воды:

Ответ.

Задача №113

Смешали по 250 мл растворов фторида натрия (концентрация 0,2 моль/л) и нитрата лития (концентрация 0,3 моль/л). Определите массу образовавшегося осадка. Произведение растворимости фторида лития .

Решение.

Исходные количества ионов: = 0,3 • 0,25 = 0,075 моль/л, v(F ) = cV = 0,2 • 0,25 = 0,05 моль/л. Объем раствора после смешивания равен 0,5 л.

Пусть выпало х моль осадка LiF, тогда произведение концентраций ионов в растворе равно ПР = = [(0,05 - х)/0,5] [(0,075 - х)/0,5] = 1,5*, откуда х = 0,039. Масса выпавшего осадка равна: m(LiF) = 0,039*26 = 1,0 г.

Ответ. 1,0 г LiF.

Электролитическая диссоциация кислот, оснований, солей в водных растворах

Рассмотрим, проявляют ли общие признаки водные растворы электролитов, образующих классы неорганических веществ - кислоты, щелочи и соли.

Электролитическая диссоциация кислот: Вам уже известно, как происходит диссоциация соляной кислоты, а также механизм растворения хлорида водорода в воде (рис. 31).

В растворе имеются два вида ионов: положительно заряженные катионы Водорода Н⁺ и отрицательно заряженные анионы Хлора Cl^-.
Выясним, диссоциируют ли так же кислоты, которые, в отличие от соляной кислоты, имеют в своем составе несколько атомов Водорода и сложные кислотные остатки.

Диссоциация азотной кислоты происходит с образованием катиона Водорода и нитрат-аниона, что отражает уравнение диссоциации: 

Обратимся к составу молекулы серной кислоты. В отличие от соляной и азотной кислот, в ее молекуле имеются два атома Водорода. Исследователями электролитической диссоциации доказано, что она происходит ступенчато. Это означает, что в водном растворе сначала отщепляется от молекулы один ион Водорода, образуя сложный анион HSO₄^-, который, в свою очередь, распадается на второй ион Водорода и сульфат-анион SO₄^2- (рис. 32).

С помощью уравнений это записывают так: 

 

Диссоциация ступенчатая. По первой ступени она происходит полнее, чем по второй.

Напишите самостоятельно уравнения ступенчатой диссоциации ортофосфорной кислоты по I и II степени.

Общими для всех кислот при диссоциации является наличие катионов Водорода Н⁺. Итак, в определении кислот упускают наличие промежуточных анионов кислотных остатков, поскольку они разные по составу.

Кислоты - это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на гидратированные катионы Водорода.

Однако процесс диссоциации кислот является обратимым. Разноименно заряженные ионы, которые появляются в растворе, снова соединяются в молекулы в результате электростатического притяжения. Поэтому в уравнении диссоциации кислот ставят знак обратимости. К примеру: 

Записывая уравнения электролитической диссоциации, необходимо помнить правило: сумма зарядов катионов и анионов равна нулю.

Электролитическая диссоциация оснований

Вспомните определение оснований и укажите, какие катионы и анионы входят в их состав.

Среди оснований водные растворы образуют щелочи. Нерастворимые основания диссоциируют только во время расплавления. Поскольку в состав щелочей входят катионы металлических элементов и гидроксид-анионы, то именно такие ионы образуются при диссоциации (рис. 33).

Например, запишем уравнение диссоциации гидроксидов калия и кальция: 

Как видно из уравнений, при диссоциации щелочей общими являются гидратированные гидроксид-анионы при наличии различных катионов.

Основания - это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на гидратированные гидроксид-анионы.

Для щелочей характерна полная диссоциация, поскольку они относятся к ионным соединениям.

Прокомментируйте самостоятельно рисунок 34.

Вспомните определение солей и укажите, какие катионы и анионы входят в их состав.

Соли - ионные соединения, поэтому при растворении в воде полностью диссоциируют на ионы. Вы наблюдали электропроводность раствора хлорида натрия, где носителями электрического тока являются положительно и отрицательно заряженные ионы (рис. 35).

Следовательно, определение солей с учетом положений теории электролитической диссоциации сформулируем так.

Соли - это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на гидратированные катионы металлических элементов и анионы кислотных остатков

В водном растворе нитрат серебра образует два вида ионов: катионы Серебра Ag⁺ и нитрат-анионы NO₃^- (рис. 35). Диссоциации бромида натрия, сульфаа магния, хлорида алюминия отражают такие уравнения:

Правило сумма зарядов катионов и анионов равна нулю действует и для оснований, и для солей.

Таким образом, при диссоциации ионных соединений - щелочей и солей - в водных растворах образуются те катионы и анионы, которые входят в состав их формульных единиц. Кислоты как полярные молекулярные соединения диссоциируют и одновременно могут снова сочетаться (ассоциировать) в молекулы.

Вывод:

• Электролитическая диссоциация в водных растворах (расплавах) свойственна кислотам, щелочам (основам), солям, вследствие чего образуются ионы, характеризующие каждый из этих классов веществ.
• Кислоты - электролиты, которые в водных растворах (расплавах) диссоциируют на гидратированные катионы Водорода.
• При диссоциации кислот происходит одновременно обратимый процесс - ассоциация, то есть соединение разноименно заряженных ионов в молекулы за счет электростатических сил притяжения.
• Основания - электролиты, которые в водных растворах (расплавах) диссоциируют на гидратированные гидроксид-анионы.
• Соли - электролиты, которые в водных растворах (расплавах) диссоциируют на гидратированные катионы металлических элементов и анионы кислотных остатков.
• Правило сумма зарядов катионов и анионов равна нулю действует для всех электролитов при написании уравнений диссоциации.
• Катионы Водорода и гидроксид-анионы обнаруживают с помощью индикаторов.

Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Понятие рН раствора

Степень электролитической диссоциации: Изучая диссоциацию кислот, вы ознакомились со ступенчатой ​​диссоциацией и ее процессом, которая заключается в соединении разноименно заряженных ионов с образованием молекул. Заметим, что на второй или третьей стадии диссоциации кислот распад на ионы замедляется. Это является доказательством того, что процесс диссоциации обратимый, а полярные молекулярные соединения диссоциируют частично. Поэтому для количественной характеристики процесса диссоциации используют понятие «степень электролитической диссоциации».

Степень электролитической диссоциации - это отношение количества молекул (формульных единиц), распавшихся на ионы, к общему числу молекул (формульных единиц) растворенного вещества.

Степень электролитической диссоциации обозначают греческой буквой α (читается «Альфа») и так же, как массовую долю, выражают в долях единицы или в процентах.

Степень электролитической диссоциации вычисляют по формулам: 

где n (диссоц.) - количество молекул (формульных единиц) электролита, распавшихся на ионы; n (общ.) - общее количество молекул (формульных единиц) электролита.

Например решим соответствующую задачу.

Задача №114

Вычислите степень диссоциации азотной кислоты НNО₃, если из каждых 50 молекул 10 распались на ионы.
Известно:
n (диссоц.) = 10
n (общ.) = 50
α -?
Решение
1. Вычисляем степень диссоциации азотной кислоты по формуле:

2. Вычисляем степень диссоциации в процентах:
α = 0,2 · 100% = 20%.
Ответ: степень диссоциации азотной кислоты в растворе составляет 0,2, или 20%.

Степень электролитической диссоциации зависит от следующих факторов:

• 1) природы растворителя и растворенного вещества;
• 2) температуры;
• 3) концентрации раствора.

В полярных растворителях диссоциация происходит быстрее, а следовательно, чем полярнее растворитель, тем степень электролитической диссоциации больше. Природа (структура) электролитов тоже играет важную роль: ионные соединения диссоциируют в полярном растворителе (воде) полностью, а молекулярные - частично.

С повышением температуры степень диссоциации возрастает.

Степень диссоциации обратно пропорциональна концентрации раствора. Если же к раствору электролита долить растворитель (воду), то концентрация электролита уменьшается и степень диссоциации возрастает.

Итак, чем меньше концентрация, тем более отдалены ионы между собой, соответственно и возможность связаться в молекулы ослабляется.

Сильные и слабые электролиты

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным электролитам относятся те, степень диссоциации которых высокая и приближается к 1, или 100%.
Сильными электролитами являются большинство солей, щелочи, некоторые бескислородные и кислородсодержащие кислоты.
Слабые электролиты, как вам уже известно, частично диссоциируют на ионы, поэтому степень их диссоциации низкая и составляет менее 3% (рис. 36).

Классификация электролитов по степени электролитической диссоциации показана на рисунке 37.

Исследователи электропроводности растворов обнаружили также электролиты средней силы. Их степень диссоциации колеблется от 0,3 до 0,03. Это касается кислот, среди которых различают сильные, средней силы и слабые. Примеры сильных и слабых кислот представлены в схеме на рисунке 37. К кислотам средней силы относятся HF, H₂SO₃, H₃PO₄.

Понятие о рН раствора. Степень кислотности или щелочности раствора определяют с помощью показателя pH (читается «Пэ-аш»).

Показатель рН - величина, характеризующая концентрацию ионов Водорода в растворах.

Классифицируя электролиты на сильные и слабые, исследователи электролитической диссоциации выяснили, что вода является слабым электролитом. Ее молекулы диссоциируют на ионы Н⁺ и ОН^-, которые находятся в равновесии с недиссоциированных молекулами. Уравнение диссоциации воды:

Итак, количеству катионов Водорода соответствует такое же количество гидроксид-ионов.

Результаты исследования диссоциации воды показывают, что при комнатной (20-25 ° С) температуре в 1 л воды диссоциации подвергаются 10^-7 моль воды. Итак, в воде объемом 1 л содержатся катионы Водорода и гидроксид-ионы по 1 · 10^-7 моль, или 0,0000001 моль. Для чистой воды pH = 7.

Из предыдущих уроков химии вам известно, что кислая среда растворов обусловлена кислотами, поскольку при диссоциации они образуют ионы Водорода. Щелочная среда - щелочами, которые диссоциируют на гидроксид-ионы. Если же содержание катионов Водорода и гидроксид-анионов одинаково, то они нейтрализуют друг друга и среда является нейтральной. Поэтому показатель рН нейтральной среды составляет 7. Если же к воде добавить кислоту, то концентрация ионов Водорода в растворе увеличится, а концентрация гидроксид-ионов уменьшится. В случае доливания щелочи в растворе уменьшается концентрация ионов Водорода, но увеличивается концентрация гидроксид-анионов. В первом случае преобладают катионы Водорода, поэтому реакция становится кислой, во втором - щелочной.

Используя показатель рН, реакцию растворов можно представить следующим образом: рН = 7 - среда нейтральная, рН <7 - среда кислая, рН> 7 - среда щелочная (табл. 6).

Проанализировав таблицу 6, можно сделать вывод: что меньшее значение рН, тем больше концентрация ионов Н⁺ и выше кислотность. С ростом рН кислотность ослабляется, а нейтральность и основность среды усиливаются.

Значение рН играет важную роль в природе, в частности во время протекания биохимических процессов в организме человека. Этот показатель используют для оценки производственных процессов в химической, текстильной, кожевенной, пищевой промышленности, в лабораторной практике, сельском хозяйстве, для диагностирования заболеваний организма человека. Например, значение рН крови у здорового человека равно 7,4 (реакция слабощелочная) желудочного сока - 1,4-1,7 (реакция сильнокислая), слез - 7,0 (нейтральная).

Для нормального роста и развития растений важна реакция почвенного раствора. Растения плохо растут и дают низкие урожаи на сильнокислых или сильнощелочных почвах. Для улучшения рН почв применяют их известкование (если кислотные) и гипсование (если щелочные).

В пищевой промышленности важно учитывать рН среды при консервировании продуктов для их защиты от гнилостных бактерий, грибков, сохранение цвета, улучшение вкусовых качеств. Например, уксусную, лимонную и другие кислоты используют для снижения рН продукта консервации, защищающий его от бактерий. В бытовых условиях подобные технологии применяют при изготовлении маринадов для овощей и фруктов, мяса, рыбы, а в промышленности - в производстве майонеза, различных соусов.

Для регулирования рН пищевых продуктов используют также янтарную кислоту, которую добавляют к сокам, винам, пиву с целью повысить устойчивость дрожжей, улучшить процесс брожения. Янтарную кислоту применяют для лечения заболеваний сердечно-сосудистой, дыхательной, эндокринной систем, поскольку она регулирует процессы дыхания, сердечную и умственную деятельность.

Показатель рН регулируют такие кислоты, как молочная, винная, ортофосфорная, которые получили применение на заводах по производству кисломолочных продуктов, кондитерских изделий, безалкогольных напитков.

Все упомянутые выше кислоты добавляют в продукты как пищевые добавки с соответствующими Е-числами и нормой добавления, чтобы воздействие на организм человека было безвредным.

На упаковках с жидкими косметическими средствами очень часто указывают рН, который составляет 5,5. Это оптимальная концентрация катионов Водорода для ухода за кожей.

Итак, по степени электролитической диссоциации электролиты делят на сильные и слабые. В зависимости от того, какие ионы преобладают в растворах, среда может быть кислой (концентрация ионов Н⁺ больше, чем ионов ОН^-) или щелочным (концентрация ионов ОН^- больше, чем ионов Н⁺). Если же концентрация ионов Н⁺ и ОН^- одинакова, то раствор нейтральный. Значение рН в лабораториях определяют с помощью специального прибора - рН-метра.

Вывод:

Степень электролитической диссоциации - отношение числа молекул (формульных единиц), распавшихся на ионы, к общему числу молекул (формульных единиц) растворенного вещества.

Математические выражения: 

По степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые.

Сильные электролиты - электролиты, степень диссоциации которых высокая (α ≈ 1, или 100%).

Слабые электролиты - электролиты, степень диссоциации которых низкая (α <3%).

Показатель рН - показатель, характеризующий концентрацию ионов Водорода в растворах. Используя показатель рН, реакцию растворов можно представить следующим образом: рН = 7 - среда нейтральная, рН < 7 - среда кислая, рН > 7 - среда щелочная. Показатель рН имеет большое практическое значение в природе, в производственных процессах химической, текстильной, кожевенной и пищевой промышленности, в сельском хозяйстве и лабораторной практике.

Реакции обмена между растворами электролитов, условия их протекания. Ионно-молекулярные уравнения химических реакций

Реакции обмена в растворах электролитов: Вам уже известно, что реакции обмена происходят между двумя сложными веществами. Мы также выяснили, что многие вещества, в частности кислоты, щелочи и соли, при растворении в воде распадаются на ионы. Итак, если вещества реагируют в растворах, то происходит обмен между имеющимися в этих растворах ионами.

Реакции обмена, происходящие в растворах электролитов, называют ионными.

Суть реакций обмена в растворах электролитов заключается в выделении определенных ионов из раствора. Поэтому ионные реакции на письме отражают ионными уравнениями, указывающими на те ионы, которые приняли участие в реакции. Проведем демонстрационные опыты.

Опыт 1. Взаимодействие щелочи с кислотой (реакция нейтрализации). Нальем в пробирку раствор гидроксида натрия, доведите раствор фенолфталеина и раствор азотной кислоты.

Вспомните, для чего нужно при проведении реакций нейтрализации в щелочи доливать раствор фенолфталеина.

Во время доливания индикатора окраска раствора меняется на малиновую, а при доливании кислоты раствор обесцвечивается. Это означает, что реакция произошла. Запишем молекулярное уравнение:

Помня, что и гидроксид натрия, и азотная кислота являются сильными электролитами, запишем их диссоциацию на ионы:  

Итак, во время смешивания этих веществ в их водных растворах был именно такой набор ионов.

Для завершения составления уравнения реакции проанализируем образованные вещества, пользуясь таблицей растворимости кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в воде.

Соль нитрат натрия хорошо растворима в воде и является сильным электролитом. В растворе после реакции остаются неизменными ионы Na⁺ и NO₃^-. Итак, в реакции приняли участие ионы H⁺ и OH^-, образовав малодиссоциированные молекулы воды.

На основании молекулярного уравнения составляют полное и сокращенное ионные уравнения. В полном записывают все ионы реакции и молекулы недиссоциированных соединений. Полное ионное уравнение нейтрализации имеет следующий вид: 

Сократив ионы, которые есть до и после реакции, получим сокращенное ионное уравнение: 

Итак, суть реакции нейтрализации, которая принадлежит к реакциям обмена, в водном растворе заключается во взаимодействии гидроксид-ионов с ионами Водорода с образованием малодиссоциированных молекул воды.

Очевидно, что реакции обмена в растворах электролитов заключаются во взаимодействии ионов между собой.

Условия протекания реакций обмена в растворах электролитов

Вы уже выяснили, что в растворах электролитов основными реагентами являются ионы, на которые эти электролиты распадаются при растворении. Это условие течения любой реакции обмена, который происходит в растворе. Однако вы также наблюдали, что во время протекания реакции нейтрализации образуется малодиссоциированное соединение - вода.
Это один из трех случаев протекания реакций ионного обмена, потому что вода является слабым электролитом.

Проведем еще один демонстрационный опыт.

Опыт 2. Взаимодействие нитрата серебра (I) с йодидом натрия.
В пробирку с раствором нитрата серебра (I) добавьте каплями раствор йодида натрия. Наблюдаем выпадение желтого осадка. Выясним, какие ионы приняли участие в реакции: 

По таблице растворимости кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в воде определяем, что йодид серебра выпал в осадок, поскольку эта соль является нерастворимой в воде. Поэтому в уравнениях реакций у AgI ставим стрелку вниз. Суть этой реакции заключается во взаимодействии ионов Ag⁺ и I^- с образованием недиссоциированного соединения AgI, что выпало в осадок. Сокращенно записываем так:  

Итак, второй случай, когда реакции обмена в растворах электролитов происходят, - это выпадение осадка.

Опыт 3. Взаимодействие сульфита калия с соляной кислотой.
В пробирку с раствором сульфита калия добавьте соляную кислоту. Во время реакции происходит выделение пузырьков газа (рис. 38).

 

Напишем уравнение реакции:

Вам уже известно, что сернистая кислота является неустойчивой, она распадается на оксид серы (IV) и воду. Поэтому уравнение реакции можно представить иначе: 

Ионные уравнения записываем так: 

Следовательно, реакция обмена состоялась между катионами Водорода и сульфит-анионами, вследствие чего образовались молекулы оксида серы (IV) и воды.

Выделение газа свидетельствует о том, что реакция ионного обмена в растворах электролитов состоялась. Это третий случай, когда реакции в растворах электролитов происходят.
Подводя итоги демонстрационных опытов, делаем вывод, что основным условием их протекания является наличие в растворах катионов и анионов, которые реагируют между собой. Итак, реакции происходят в случаях, когда:

1. образуется вещество, которое является слабым электролитом;
2. выпадает осадок (продукт реакции нерастворимый или малорастворим)
3. выделяется газ.

Составьте самостоятельно три уравнения реакций ионного обмена между растворами электролитов, когда удовлетворяются отдельно все три условия их протекания. Пользуйтесь для составления ионных уравнений таблицей растворимости кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей.

Ионно-молекулярные уравнения

Из записей уравнений реакций можно сделать вывод, что во время реакций ионного обмена между растворами электролитов образуются недиссоциированные вещества и ионы. Уравнения реакций записываем с помощью формулы, которая указывает на состав формульной единицы. Но традиционно ее называют молекулой. Сформулируем соответствующее определение ионно-молекулярного уравнения.

Уравнения, которые содержат не только ионы, но и формулы соединений, называют ионно-молекулярными.

Итак, все записанные в лекции уравнения, кроме тех, которые представлены в молекулярной форме, относятся к ионно-молекулярным уравнениям.

По ионно-молекулярным уравнениям можно составлять молекулярные уравнения. Например, имеем уравнение.

Как вам уже известно, оно соответствует реакции нейтрализации. Взяв два сильных электролита - кислоту и щелочь, получим такое молекулярное уравнение:

Аналогично можно записывать молекулярные уравнения, которые происходят  с образованием осадка или выделением газа. Для записи таких уравнений важно уметь пользоваться таблицей растворимости кислот, оснований, амфотерных гидроксидов и солей в воде. 

Рассмотрим еще один случай реакции обмена. Возьмем, например, раствор нитрата кальция и добавьте к нему раствор хлорида натрия. Запишем молекулярное уравнение реакции:

Выясним, какие ионы содержатся в растворе до и после реакции:

Из ионного уравнения видно, что взаимодействия между ионами не произошло, а следовательно, и реакция ионного обмена тоже не состоялась. В этом случае знак "=" перечеркивают.

Реакции ионного обмена является биологически важными для живых организмов. Они постоянно происходят в растительных и животных клетках и в организме человека. С их участием поддерживается клеточный потенциал, который проводит нервные импульсы и играет важную роль в регуляции нервной системы. Кроме того, реакции ионного обмена участвуют в обмене веществ, нарушение которого приводит к различным заболеваниям.

В качестве примера, рассмотрим нарушения нормы ионов Водорода в желудочном соке человека (значение pH желудочного сока в норме составляет 1,53-1,67). При уменьшении количества этих ионов возникает пониженная кислотность, не способствует нормальному перевариванию пищи. При росте количества ионов Водорода кислотность повышается, что приводит к гастриту и язве желудка.

Вывод:

• Реакции обмена, происходящие в растворах электролитов, называют ионными, а их уравнения - ионными уравнениями.
• Основным условием протекания реакций ионного обмена является наличие в растворах ионов, способных взаимодействовать между собой.
• Реакции ионного обмена происходят, если: 1) образуются малодиссоциированные вещества (вода); 2) выпадает осадок; 3) выделяется газ.
• Уравнения, содержащие не только ионы, но и формулы соединений, называют ионно-молекулярными.
• Реакции ионного обмена выполняют биологически важные функции в организмах человека, растений и животных.

Выявление в растворе гидроксид-анионов и ионов Водорода. Качественные реакции и их применение

Качественные реакции и их использование исследует аналитическая химия - наука, изучающая методы определения качественного и количественного состава веществ. Знание о качественном анализе и умение практически его применить позволяют выявить, какие химические элементы, ионы или молекулы входят в состав исследуемого вещества.

Применение методов аналитической химии важно для многих отраслей науки, техники и производства. Их широко используют в химических, биохимических, санитарно-гигиенических, контрольно-аналитических лабораториях для определения качества пищевых продуктов, косметической продукции, воды, чистоты воздуха, химического состава почвы. В клинических лабораториях осуществляют анализы крови, желудочного сока, мочи и т.д. для диагностики состояния организма, выявления заболеваний.

Вещества, которые относятся к электролитам, в основном содержат в своем составе:

• катионы Водорода и анионы кислотных остатков (кислоты)
• катионы металлических элементов и гидроксид-ионов (основы)
• катионы металлических элементов и анионы кислотных остатков (соли).

Поэтому важно уметь выявлять в их составе катионы и анионы.
Итак, научимся выявлять самые распространенные анионы.

Обнаружение в растворе гидроксид-ионов и ионов Водорода

Изучая классы неорганических соединений, в частности кислоты и соли, вы узнали, как их можно обнаружить среди других веществ с помощью индикаторов. Кроме того, объяснено, как определить среду раствора с помощью индикаторов (см. Табл. 6).

Обнаружение в растворе хлорид-ионов

Хлорид-ионы имеются в растворах сильных электролитов, к которым относится соляная кислота и ее соли. Проанализировав данные таблицы растворимости, можно сделать вывод, что все хлориды, за исключением хлоридов серебра (I) и свинца (II), являются хорошо растворимыми в воде соединениями. Поэтому выявить хлорид-анионы в растворе можно с помощью вещества, которое способно связать их с образованием осадка.

Для выявления хлорид-анионов в растворах используют раствор нитрата серебра (I). Во время прибавления раствора этого вещества в электролит, содержащий хлорид-анионы, выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра (I) (рис. 39).

Такой осадок нерастворим в азотной кислоте. Это дает основания утверждать, что выявить хлорид-ионы можно с помощью нитрата серебра (I), который в растворе содержит катионы Серебра Ag⁺.
Именно они, взаимодействуя с хлорид-анионом, образуют осадок.
Итак, реактивом на хлорид-ионы являются катионы Ag⁺. Такую реакцию называют качественной.

Обнаружение в растворе бромид- и йодид-ионов

Нитрат серебра (I) является реактивом на бромид- и йодид-ионы. Если к соли, содержащей бромид-анион, долить раствор нитрата серебра (I), то выпадает бледно-желтый осадок AgBr (рис. 40). Если же долить этот самый реактив к раствору йодида, то выпадает желтый осадок AgI (рис. 41).

Запишем молекулярные уравнения реакций:

Вспомните качественную реакцию на серную кислоту и сульфаты.

Выявление сульфат-ионов в растворе

Если в раствор, содержащий сульфат-ионы, долить раствор гидроксида бария или хлорида бария, то выпадает белый, нерастворимый в азотной кислоте осадок сульфата бария (рис. 42).

Итак, реактивом на сульфат-анион является катион Бария Ва²⁺.

Выявление ортофосфат-ионов в растворе

Ортофосфат-ионы входят в состав ортофосфорной кислоты и средних солей этой кислоты. Если в раствор ортофосфорной кислоты или ее растворимой соли долить раствор нитрата серебра, то выпадает желтый осадок ортофосфата серебра (рис. 43).

Ортофосфорная кислота H₃PO₄, как вам уже известно, распадается ступенчато с образованием дигидроортофосфат ионов Н₂РО₄^-, гидроортофосфат ионов НРО₄^2- и ортофосфат-ионов РО₄^3-. Поэтому молекулярные уравнения реакции взаимодействия этой кислоты с раствором нитрата серебра (I) можно представить следующим образом:

Суммарное уравнение: 

Итак, реактивом на анион РО₄^3- является катион Серебра Ag⁺.

Выявление карбонат-ионов в растворе

Карбонаты - соли угольной кислоты, которые преимущественно являются нерастворимыми в воде.

Среди карбонатов растворимыми является карбонат аммония (NH₄)₂CO₃, карбонат натрия Na₂CO₃ и карбонат калия K₂CO₃. Для их диссоциации свойственно образовывать катионы NH₄⁺, Na⁺ и К⁺ и анионы CO₃^2-. Все карбонаты, растворимые и нерастворимые в воде, реагируют с кислотами. Результатом таких реакций являются новые соли и образование неустойчивой угольной кислоты, которая разлагается на оксид углерода (IV) и воду. Реакция сопровождается выделением большого количества газа, что выглядит как «закипание»:

Итак, реактивом на анион CO₃ ^2- является катион Водорода Н⁺.

Напишите самостоятельно уравнение реакции взаимодействия карбоната натрия с соляной кислотой.

Вывод:

• Принципы и методы определения качественного и количественного состава веществ изучает аналитическая химия.
• Вещества, которые относятся к электролитам, в основном содержат в своем составе катионы Водорода и анионы кислотных остатков (кислоты), катионы металлических элементов и гидроксид-ионов (основания), катионы металлических элементов и анионы кислотных остатков (соли).
• Качественные реакции - реакции, с помощью которых можно выявить катионы и анионы в составе вещества.
• Ионы Водорода и гидроксид-ионы в растворах электролитов обнаруживают с помощью индикаторов.
• Реактивом на хлорид, бромид-, йодид-, ортофосфат-ионы является катион Серебра Ag ⁺, входящий в состав соли нитрата серебра (I). В результате ответных реакций образуются осадки: хлорида серебра (I) - белый творожистый, нерастворимый в азотной кислоте; бромид серебра (I) - бледно-желтый; йодид серебра (I) и ортофосфат серебра (I) - желтый.
• Реактивом на сульфат-ионы являются катион бария Ва²⁺. Выпадает белый осадок, нерастворимый в азотной кислоте.
• Реактивом на карбонат-ионы в растворах является катионы водорода Н⁺.

Справочный материал по теме: Растворы

Решение задач на тему: Растворы

Задача №115

Найдите молярную концентрацию 30%-ной серной кислоты (плотность раствора 1,22 г/мл).

Решение. 1-й способ. Можно воспользоваться формулой, связывающей молярную концентрацию с массовой долей:

2-й способ. Можно воспользоваться общим свойством концентраций, а именно: любая концентрация (в том числе молярная концентрация и массовая доля) не зависят от общей массы раствора. Это означает, что для расчетов мы можем выбрать любое удобное количество раствора, например 1 л. Масса раствора равна 1000 • 1,22 = 1220 г. Найдем количество серной кислоты в этом растворе: = 1220 • 0,3/98 = 3,73 моль. Молярная концентрация серной кислоты равна = 3,73/1 = 3,73 моль/л.

Ответ. 3,73 моль/л

Задача №116

Массовая доля сульфата калия в насыщенном при 10 °С водном растворе равна 8,44%. Вычислите массу сульфата калия, которая растворится в 100 г воды при этой же температуре.

Решение. Обозначим = х г, тогда m(р-ра) = 100 + х, а массовая доля равна

= 0,0844 (по условию),

откуда х = 9,22 г.

Ответ. 9,22 г

Задача №117

В 100 мл воды растворили 20 г пентагидрата сульфата меди (II). Рассчитайте массовую долю соли в полученном растворе.

Решение. Для определения массовой доли вещества надо найти две величины: массу вещества и массу раствора. В данном случае масса раствора равна

Для определения массы вещества надо найти, сколько безводной соли (М = 160 г/моль) содержится в 20 г кристаллогидрата (М = 250 г/моль). Легче всего это сделать через количества веществ: = 20/250 = 0,08 моль = . Масса безводной соли равна  = 0,08 • 160 = 12,8 г. Массовая доля сульфата меди (II) равна

Ответ. 10,7% .

Задача №118

Сколько граммов нитрата серебра выпадает в осадок из 10 г раствора, насыщенного при 80 °С, при охлаждении его до 20 °С? Растворимость составляет 635 г при 80 °С и 228 г при 20 °С.

Решение. Найдем состав исходного раствора. Массовая доля вещества в насыщенном растворе (w) связана с растворимостью (s) соотношением

При 80 °С = 635/735 = 0,864,  = 10 0,864 = 8,64 г.

Пусть при охлаждении выпало х г . Тогда масса конечного раствора равна (10 - х) г, а массовая доля соли в охлажденном растворе равна

откуда х = 5,54 г.

Ответ. 5,54 г .

Задача №119

Сколько нужно взять воды и кристаллогидрата состава для получения насыщенного при 90 °С раствора, при охлаждении которого до 40 °С выпадает 0,5 моль кристаллогидрата состава Растворимость безводной соли XY: 90 г при 90 °С, 60 г при 40 °С.

Решение. Молярные массы: = 400 г/моль, = 400 - 72 = 328 г/моль, М(ХY) = 400 - 180 = 220 г/моль.

Обозначим = х моль, = у моль. Запишем условия насыщенности растворов XY при 90 и при 40 °С, используя формулу для массовой доли вещества в насыщенном растворе.

При 90 °С

При 40 "С

Решая систему, находим: х = 1,06, у = 3,79. Массы веществ: = 1,06 • 400 = 424 г; = 3,79 18 = 68,2 г.

Ответ. 

Задача №120

В 40 г насыщенного водного раствора хлорида железа (II) внесли 10 г безводной соли. Полученную смесь нагрели до полного растворения, а затем охладили до исходной температуры. При этом выпало 24,3 г осадка кристаллогидрата. Установите формулу кристаллогидрата, если известно, что насыщенный раствор содержит 38,5% безводной соли.

Решение. Пусть в состав кристаллогидрата входит х молекул воды:

После выпадения осадка кристаллогидрата конечный раствор имел массу 40 + 10 - 24,3 = 25,7 г и содержал 25,7 • 0,385 = 9,90 г . В исходном растворе содержалось 40- 0,385 = 15,4 г ; следовательно, в составе 24,3 г выпавшего кристаллогидрата было 15,4 + 10 - 9,9 = 15,5 г .

Для массовой доли (М =127 г/моль) в кристаллогидрате (М = 127+18x г/моль) можно составить соотношение

откуда х = 4.

Ответ.

Задача №121

Какое количество бария нужно взять, чтобы при его взаимодействии с 1 л воды образовался 2%-ный раствор гидроксида бария?

Решение. При растворении бария в воде происходит реакция

Пусть в реакцию вступило х моль Ва, тогда образовалось по х моль (М = 171 г/моль) и . Масса вещества в растворе составляет 171x г, а масса раствора равна

Массовая доля гидроксида бария равна

откуда х = 0,119.

Ответ. 0,119 моль Ва.

Задача №122

Какую массу необходимо добавить к 100,0 мл 40,0%-ного раствора (р = 1,30 г/мл), чтобы получить раствор, в котором массовая доля серной кислоты равна 10,0%?

Решение. При растворении кристаллогидрата хлорида бария в серной кислоте происходит реакция

В исходном растворе массой 100 • 1,3 = 130 г содержалось 130 • 0,4 = 52 г серной кислоты. Пусть к этому раствору добавили х моль (М = 244 г/моль), тогда прореагировало х моль и образовалось х моль осадка (М = 233 г/моль). Полученный раствор имел массу m(р-ра) = 130 + = 130 + 244x - 233х = 130 + 11х г. Масса серной кислоты в этом растворе была равна = 52 - 98х г.

По условию, массовая доля серной кислоты в полученном растворе равна 10%:

откуда х = 0,394. Масса добавленного кристаллогидрата составляет 0,394•244 = 96,0 г.

Ответ. 96,0 г

Задача №123

Рассчитайте массовые доли веществ в растворе, образовавшемся при действии 25 мл 20% -ной соляной кислоты (плотность 1,1 г/мл) на 4,0 г сульфида железа (II).

Решение. Растворение сульфида железа (II) в соляной кислоте описывается уравнением

m(p-pa HC1) - 25 • 1,1 - 27,5 г; m(HCl) = 27,5 • 0,2 = 5,5 г; v(HCl) = 5,5/36,5 = 0,151 моль; v(FeS) = 4,0/88 = 0,0455 моль. FeS находится в недостатке, и расчет по уравнению реакции надо вести по FeS.

В результате реакции образуется по 0,0455 моль FeCl₂ (массой 0,0455 • 127 = 5,78 г) и H₂S (массой 0,0455 • 34 = = 1,55 г) и расходуется 0,091 моль НСl. В растворе останется 0,151 - 0,091 = 0,060 моль НСl массой 0,060 • 36,5 = 2,19 г.

Масса образовавшегося раствора равна

Массовые доли веществ в растворе:

Ответ. 19,3% 7,3% НС1.

Задача №124

К 50 мл раствора карбоната калия с концентрацией 3 моль/л и плотностью 1,30 г/мл медленно добавлено 35,7 мл 17 %-ного раствора хлорида цинка с плотностью 1,12 г/мл. Выпавший осадок отфильтрован. Вычислите массовые доли соединений, содержащихся в полученном фильтрате.

Решение. При добавлении хлорида цинка к раствору карбоната калия образуется основная соль:

= 35,7 • 1,12 0,17/136 = 0,05 моль; = 3 • 0,05 = 0,15 моль — избыток. Этот избыток реагирует с выделяющимся углекислым газом с образованием гидрокарбоната калия:

В полученном после отделения осадка фильтрате находятся 0,1 моль КСl, 0,05 моль (0,15 - 0,05 - 0,025) = 0,075 моль Масса фильтрата равна: m(ф-та) = m(р-ра ) + = 50-1,30 + 35,7 • 1,12 - 0,025 • 224 = 99,4 г.

Массовые доли веществ в полученном фильтрате равны:

Ответ. 7,5% КС1, 5,0% , 10,4%

Задача №125

Сульфид металла MeS (металл проявляет в соединениях степени окисления +2 и +3) массой 1,76 г подвергли обжигу в избытке кислорода. Твердый остаток растворили в строго необходимом количестве 29,4%-ной серной кислоты. Массовая доля соли в полученном растворе составляет 34,5%. При охлаждении этого раствора выпало 2,9 г кристаллогидрата, а массовая доля соли снизилась до 23,0%. Установите формулу кристаллогидрата.

Решение. Пусть атомная масса неизвестного металла равна X г/моль, тогда количество сульфида равно v(MeS) = 1,76/(Х + 32). Для краткости обозначим это количество через b. В результате обжига b моль сульфида MeS в избытке кислорода по уравнению

образовалось b/2 моль оксида , для растворения которого по уравнению

потребовалось 3b/2 моль . Масса 29,4%-ного раствора составляет (Зb/2) - 98/0,294 = 500b г. Общая масса раствора равна m(р-ра) = = b/2 • (2Х + 48) + 500b = (X + 524)b г.

Масса соли в растворе равна = b/2 • (2Х + 288) = (X + 144)b г. По условию, массовая доля составляет 34,5% :

откуда X = 56 (b = 0,02). Исходный сульфид — FeS, в растворе содержится массой (X + 144)6 = 200 • 0,02 = 4,0 г. Исходная масса раствора (до охлаждения) равна (X 4- 524)6 = 580 0,02 = 11,6 г.

При охлаждении этого раствора выпало 2,9 г кристаллогидрата; следовательно, общая масса раствора стала равна 11,6 - 2,9 = 8,7 г. Масса в оставшемся растворе равна 8,7 0,23 = 2,0 г; в выпавших кристаллах содержится 4,0 - 2,0 = 2,0 г , что соответствует 2,0/400 = 0,005 моль. Масса воды в кристаллах равна 2,9 - 2,0 = 0,9 г, что соответствует 0,9/18 = 0,05 моль. Количество воды в кристаллах в 10 раз превосходит количество соли; следовательно, формула кристаллогидрата —

Ответ.

Задача №126

К 150 г 19,8%-ного раствора бромида бария добавили 23,7 г сульфита калия. Через образовавшуюся смесь пропустили при перемешивании 2,24 л оксида серы (IV) (н. у.). Определите массу полученного осадка и массовые доли веществ в образовавшемся растворе.

Решение. При добавлении сульфита калия к раствору бромида бария происходит обменная реакция:

= 23,7/158 = 0,15 моль; = 150 • 0,198/297 = 0,1 моль — недостаток. В результате реакции сульфита бария образовалось  = 0,1 моль, в растворе осталось (0,15 - 0,1) = 0,05 моль

 в первую очередь реагирует с находящимся в растворе по уравнению = 2,24/22,4 = 0,1 моль — избыток)

Оставшиеся (0,1 - 0,05) = 0,05 моль частично растворяют осадок

После этой реакции осадка осталось = 0,1 - 0,05 = 0,05 моль. Масса осадка равна = 0,05 • 217 = 10,85 г.

В конечном растворе находятся 0,2 моль КВr массой 0,2 • 119 = 23,8 г, 0,1 моль массой 0,1 • 120 = 12,0 г и 0,05 моль массой 0,05 • 299 = 14,95 г. Масса раствора равна m(p-pa) = - = 150 + 23,7 + 0,1 • 64 - 10,85 = 169,3 г. Массовые доли солей в растворе равны:

Ответ. 10,85 г осадка 14,1% КВr, 7,09% 8,83%

Химические реакции

Признаки классификации химических реакций: Вы познакомились с большим количеством химических реакций, происходящих при обычных или подходящих для их прохождения условиях. Изучение темы «Химические реакции» поможет вам упорядочить свои знания о реакциях на основе признаков, по которым они объединены в группы (рис. 44).

Вспомните, какие типы химических реакций уже вам известны.

Типы химических реакций по признаку количества и состава реагентов и продуктов реакции

В зависимости от того, какие вещества вступают в реакцию и образующиеся при ее течении, химические реакции разделяют на реакции соединения, разложения, замещения и обмена.

Реакции соединения

В реакции соединения вступают простые и сложные вещества с образованием одного сложного вещества. Вам уже известно, что металлы проявляют способность реагировать с неметаллами. Результатом таких реакций является образование оксидов или солей. Повторим реакции соединения с помощью демонстрационных опытов.

Опыт 1. Взаимодействие железа с серой. Смешаем в фарфоровой чашке порошок железа и порошок серы в массовом соотношении 7: 4. Нагреем их в пламени спиртовки до начала реакции. Далее она происходит самопроизвольно с выделением тепла. После охлаждения образуется новое вещество сульфид железа (II) (рис. 45).

Уравнение реакции:

Fe + S = FeS.

Опыт 2. Взаимодействие серы с кислородом. Нагрейте порошок серы до температуры воспламенения и закройте его в заранее подготовленной колбе с кислородом. Сера сгорает ярким пламенем (Рис. 46).

Уравнение реакции: S + O₂ = SO₂.
Опыт 3. Взаимодействие оксида кальция с водой. Положим в фарфоровую чашку оксид кальция и добавим воду. Происходит реакция с образованием гидроксида кальция: 

Все три реакции относятся к реакциям соединения. Общее уравнение реакции: А + В = С

Вам уже известно, что в реакции соединения вступают сложные вещества. В частности, некоторые оксиды металлических и неметаллических элементов реагируют с водой. Например, во время реакции BaO + H₂O = Ba(OH)₂ образуется гидроксид бария. При наличии кислорода оксид азота (IV) с водой образует азотную кислоту:

Сформулируйте самостоятельно определения реакций соединений на основе уравнений реакций взаимодействия железа с серой и горения серы в кислороде.

Реакции разложения

С этим типом химических реакций вы ознакомились при изучении темы «Получение кислорода в лаборатории», разлагая пероксид водорода и другие вещества. Вам известно, что при нагревании основания и амфотерные гидроксиды разлагаются с образованием соответствующего оксида и воды. На оксид и воду разлагаются неустойчивые кислоты.

Напишите самостоятельно уравнения упомянутых выше реакций.

Ярким примером является реакция разложения бихромата аммония (NH₄)₂Cr₂O₇ (рис. 47),

известная в химии под названием «химический вулкан» (рис. 48). Проведем демонстрационный опыт.

Опыт 4. Разложение бихромата аммония. На керамическую подставку (плитку) насыплем измельченные кристаллы бихромата аммония, который имеет характерную ярко-оранжевую окраску, придавая им форму горки (см. Рис. 47).
В центре горки вставим 4-5 головок спичек и зажжем их (вместо спичек можно взять раскаленную стеклянную палочку). Начинается реакция, которая сопровождается бурным разложением соли. Горка заметно увеличивается вследствие выделения азота и водяного пара и образуется рыхлая масса оксида  хрома темно-зеленого цвета. Уравнение реакции: 
Общие уравнения реакций разложения подаем так:
А = В + С

Сформулируйте самостоятельно определения реакций разложения.

Реакции замещения

Название этого типа реакций говорит о том, что во время их протекания происходит замещение одних атомов на другие в сложном веществе. Такие реакции наблюдаются при взаимодействии металлов с растворами кислот, металлов с солями. Проведем опыт, демонстрирующий ход реакций замещения.

Опыт 5. Взаимодействие цинка с соляной кислотой. На дно химического стакана положим несколько гранул цинка и добавим соляную кислоту (или раствор серной). Через некоторое время цинк покрывается пузырьками газа, который начинает интенсивно выделяться (рис. 49, а).

Цинк замещает атомы Водорода в кислоте. Соответственно, образуется соль хлорида цинка и выделяется водород:

Опишите самостоятельно реакцию, изображенную на рисунке 49, б. Составьте уравнение реакции и сформулируйте определение этого типа реакций. 
Общее уравнение реакции замещения: А + ВС = АС + В

Реакции обмена

Изучение теории электролитической диссоциации углубило ваши знания о реакции обмена в растворах электролитов. Во время их протекания осуществляется обмен составными частями.
Понятно, что реакции этого типа происходят между двумя сложными веществами. К ним относятся и известные вам реакции на выявление катионов и анионов в составе веществ. Проведем например качественную реакцию обнаружения сульфат-аниона.

Опыт 6. Взаимодействие растворов сульфата калия и гидроксида бария. Нальем в пробирку раствор сульфата калия или натрия объемом 2,5-3 мл, добавим раствор гидроксида бария. Выпадает белый, нерастворимый в кислотах осадок сульфата бария (см. Рис. 42). Это признак того, что реакция произошла.
Напишите самостоятельно уравнение реакции в молекулярной и ионной формах, сформулируйте определение реакций обмена. Общее уравнение реакции обмена: АВ + СD = АD + CB.
Итак, по признаку изменения количества и состава реагентов и продуктов реакции различают четыре типа реакций: соединения, разложения, замещения и обмена.

Вывод:

• Есть несколько признаков классификации химических реакций: 1) изменение количества и состава реагентов и продуктов реакции; 2) изменение степеней окисления элементов, входящих в состав вещества; 3) тепловой эффект реакции; 4) направление течения.
• По изменению количества и состава реагентов и продуктов реакции различают четыре типа химических реакций: соединения, разложения, замещения, обмена.
• Общее уравнение реакции соединения - А + В = С
• Общие уравнения реакций разложения можно представить следующим образом: А = В + С
• Общее уравнение реакции замещения - А + ВС = АС + В
• Общее уравнение реакции обмена - АВ + СD = АD + CB.

Окислительно-восстановительные реакции и процессы окисления, восстановления, окислители, восстановители

По признаку изменения степеней окисления элементов, входящих в состав веществ, реакции разделяют на окислительно-восстановительные и такие, что происходят без изменения степени окисления.

Реакции, происходящие без изменения степени окисления элементов.

Среди реакций, которые вы изучали, попадаются такие, которые происходят без изменения степени окисления химических элементов и с его изменением.

Рассмотрим каждый из этих случаев. Например, известную вам реакцию разложения гидроксида меди (II). Выясним, какие степени окисления элементов имеют исходные вещества и продукты реакции. Вы помните, что степени окисления записывают над символами элементов и, в отличие от зарядов ионов, сначала ставят знак «+» или «-», а затем его числовое значение 2, -2:  
В предложенном уравнении реакции степени окисления каждого элемента до и после реакции не изменились.
Рассмотрим другой пример - реакцию обмена между растворами электролитов и определим степени окисления элементов:

В этой реакции степени окисления элементов также не изменяются.

Окислительно-восстановительные реакции

Заметим, что не все реакции разложения происходят без изменения степеней окисления. Рассмотрим реакцию разложения воды под действием электрического тока (рис. 50).

Уравнение реакции: 

Проставим степени окисления элементов: 

Во время этой реакции образуются два газа: кислород и водород. Вам уже известно, что степень окисления элементов в простых веществах равна нулю.
Следовательно, реакция разложения воды происходит с изменением степеней окисления элементов.

Приведем еще один пример: 

Во время этой реакции степени окисления элементов Железа и Водорода изменились.

Химические реакции, происходящие с изменением степеней окисления элементов реагентов и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными.

Возникает вопрос, что является причиной изменения степеней окисления элементов в окислительно-восстановительных реакциях.

Такое изменение происходит в результате перехода электронов от одних частиц к другим или смещение электронной плотности между атомами реагентов.

Во время окислительно-восстановительных реакций одновременно происходят два взаимосвязанных процесса: окисление и восстановление. Окисление - это процесс, во время которого частицы реагентов отдают электроны.
Восстановление - процесс присоединения электронов частицей. Рассмотрим эти процессы на примере реакции взаимодействия алюминия с хлором: 

Во время реакции степень окисления алюминия изменилась с 0 до 3, то есть атому Алюминия надо отдать 3 электрона. Этот процесс записывают таким электронным уравнением: 

Итак, состоялся процесс окисления.
Эти электроны перешли к хлору, где каждый атом присоединил по одному из них, и Хлор проявляет степень окисления -1. Итак, согласно электронному уравнению состоялся процесс восстановления (молекула хлора принимает 2 электрона). 
Важно отметить, что окисление всегда сопровождается процессом восстановления. Поэтому атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны, называют восстановителями. Атомы, молекулы или ионы, которые присоединяют электроны, называют окислителями.

Поскольку во время течения окислительно-восстановительных реакций происходят два процесса одновременно, количество электронов, которые отдает восстановитель, всегда равно количеству электронов, которые присоединяет окислитель.

Учитывая это правило, в реакции между алюминием и хлором необходимо поставить коэффициенты.

Метод электронного баланса

Этот метод применяют для подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях. Чтобы составить уравнение реакции на основе электронного баланса, после записи молекулярного уравнения следует записать электронные уравнения.
1. Повторяем их запись:

2. Проводим вертикальную черту и выписываем за ней число электронов, которые отдали и присоединили атомы Алюминия и Хлора.
3. Находим наименьшее общее кратное для чисел 3 и 2. Это число 6, которое записываем за второй вертикальной чертой посередине.
4. Наименьшее общее кратное делим поочередно на 3 и 2, записываем результат за третьей чертой в строках, касающихся элементов Алюминий и Хлор. Эти числа соответствуют искомым коэффициентам. Перед алюминием (восстановителем) в молекулярном уравнении ставим коэффициент 2, а перед хлором (окислителем) - 3. Подбираем коэффициент для хлорида алюминия. Он составляет 2 . Правильно записано уравнение: 

Рассмотрим еще один пример окислительно-восстановительной реакции и составим электронный баланс:

У серы (восстановителя) - коэффициент 2, а у кислорода (окислителя) - 3.
Поставим в правой части уравнения коэффициенты так, чтобы их числовое значение соответствовало количеству атомов в левой части уравнения. Следовательно, уравнение окислительно-восстановительной реакции 

Восстановителями в окислительно-восстановительных реакциях являются атомы металлических элементов (Na, K, Mg, Zn, Al), некоторые неметаллы (Н₂, С), ионы бескислородных кислот Cl^-, Br^-, I^-, ионы металлических элементов с более низкими степенями окисления: 

К окислителей относятся кислород, хлор, бром, йод, сера, азотная и серная кислоты и др.
Значение окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительные реакции играют важную роль в природе, технике и жизни человека. Из курса биологии вам известно, что высвобождение кислорода в атмосферу и поддержание его постоянного содержания в ней происходят благодаря процессу фотосинтеза (рис. 51).

Его суть заключается в том, что из углекислого газа и воды под действием света образуется глюкоза (органическое вещество) и выделяется кислород. Уравнение реакции:

Окислительно-восстановительным процессам мы обязаны дыханием, вследствие чего в организмах человека, растений и животных происходит обмен веществ. С их участием переваривается пища.
В атмосфере при грозовых разрядах кислород взаимодействует с азотом с образованием оксида азота (II), который окисляется до оксида азота (IV). Эти реакции относятся к окислительно-восстановительным и соответствуют таким схемам: 

Превратите схемы в уравнения реакций, подобрав коэффициенты методом электронного баланса.

Большинство процессов в природе происходят благодаря окислительно-восстановительным реакциям.
Это, в частности, ржавление железа при наличии кислорода и влаги; окисления других металлов - алюминия, меди, цинка; процессы брожения; гниение органических остатков; круговорот кислорода, азота, воды; самоочищение водоемов; извержение вулканов; образование в земной коре полезных ископаемых, минералов.

Опишите, где используют окислительно-восстановительные реакции в быту.

Окислительно-восстановительные процессы используют в промышленности для восстановления металлов из руд (рис. 52), выплавки чугуна и стали, производства минеральных удобрений, красителей, гормонов роста растений.

В фармацевтической промышленности окислительно-восстановительные процессы применяют при синтезе лекарственных препаратов, а в химической - для получения соляной, серной, азотной и других кислот, щелочей, аммиака, щелочных металлов, галогенов. Углубить свои знания об окислительно-восстановительных реакциях и их пользу для человека вы сможете, изучая органические соединения.

Вывод:

• По изменению степени окисления элементов реагентов реакции разделяют на: 1) реакции, происходящие без изменения степени окисления; 2) окислительно-восстановительные.
• Химические реакции, происходящие с изменением степеней окисления элементов реагентов и продуктов реакции, называют окислительно-восстановительными. Степень окисления элементов изменяется вследствие перехода электронов или перераспределения электронной плотности между реагентами.
• Окисление - процесс, во время которого частицы реагентов отдают электроны.
• Восстановление - процесс присоединения электронов частицами.
• Атомы, молекулы или ионы, которые отдают электроны, называют восстановителями. Атомы, молекулы или ионы, которые присоединяют электроны, называют окислителями.
• Количество электронов, которые отдает восстановитель, всегда равно количеству электронов, которые присоединяет окислитель.
• Метод электронного баланса используют для подбора коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях.
• Окислительно-восстановительные процессы играют важную роль в природе и имеют практическое применение в быту и многих производствах.

Решение задач на тему: Окислительно-восстановительные реакции

Задача №127

Определите продукты реакций окисления сульфата железа (II) перманганатом калия в кислой и щелочной средах.

Решение. В кислой среде восстанавливается до , чаще всего до окисляется до , который в сернокислой среде превращается в . Схема реакции в кислой среде имеет вид

В щелочной среде восстанавливается до , т. е. если щелочь КОН, — до окисляется до , который в щелочной среде превращается в нерастворимый гидроксид . Сульфат-ион превращается в . Схема реакции в щелочной среде имеет вид

В данном случае до нахождения коэффициентов нельзя сказать, где будет — в левой или правой частях, так как атомы Водорода есть и там, и там.

Задача №128

Составьте уравнения реакций окисления сульфата железа (II) перманганатом калия в кислой и щелочной средах.

Решение. Схемы реакций составлены в задаче 10-1. Для определения коэффициентов воспользуемся методом электронного баланса. В кислой среде

(в первой полуреакции мы взяли два атома Железа, так как одна молекула в правой части уравнения содержит два атома Железа).

Для того чтобы уравнять число атомов S, в левую часть надо добавить 8 молекул . После этого в правую часть остается добавить 8 молекул , чтобы уравнять число атомов Н и О. Окончательное уравнение в кислой среде имеет вид

В щелочной среде

Для того чтобы уравнять число атомов S, в правую часть надо добавить одну молекулу . После этого в левую часть надо добавить три молекулы КОН, чтобы уравнять число атомов К. Одновременно уравняется число атомов Н и О, так что в этой реакции не участвует. Окончательное уравнение в щелочной среде имеет вид

Задача №129

Составьте уравнение реакции окисления дисульфида железа (II) концентрированной азотной кислотой.

Напишите схемы электронного и электронно-ионного баланса.

Решение. — сильный окислитель, поэтому сера будет окисляться до максимальной степени окисления , а железо — до , при этом может восстанавливаться до NO или . Рассмотрим случай восстановления до :

Где будет находиться (в левой или правой части), пока неизвестно.

Уравняем данную реакцию методом электронного баланса. Процесс восстановления описывается схемой

В полуреакцию окисления вступают сразу два элемента: Fe и S. Железо в дисульфиде имеет степень окисления +2, а сера -1. Необходимо учесть, что на один атом Fe приходится два атома S:

Вместе Железо и Сера отдают 15 электронов. Полный баланс имеет вид

15 молекул идут на окисление , и еще три молекулы необходимы для образования :

Чтобы уравнять водород и кислород, в правую часть надо добавить 7 молекул :

Используем теперь метод электронно-ионного баланса. Рассмотрим полуреакцию окисления. Молекула превращается в ион полностью диссоциирует на ионы) и два иона (диссоциация ):

Для того чтобы уравнять кислород, в левую часть добавим 8 молекул , а в правую — 16 ионов (среда кислая!):

Заряд левой части равен 0, заряд правой +15, поэтому должен отдать 15 электронов:

Рассмотрим теперь полуреакцию восстановления нитрат-иона:

Необходимо отнять у один атом О. Для этого к левой части добавим 2 иона (кислая среда), а к правой — одну молекулу

Для уравнивания заряда к левой части (заряд +1) добавим один электрон:

Полный электронно-ионный баланс имеет вид

Сократив обе части на получим сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:

Добавив в обе части уравнения три иона и четыре иона , находим молекулярное уравнение реакции:

Задача №130

Используя метод электронного баланса, составьте уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций:

Решение. 1) — окислитель, восстанавливается до — восстановитель, окисляется до I₂:

2) — окислитель, восстанавливается в кислой среде до — восстановитель, окисляется до :

3) — окислитель, восстанавливается до и — восстановители, окисляются до :

В этом балансе мы учли, что число атомов S и Fe должно быть одинаковым, как в молекуле FeS:

Задача №131

Используя метод электронно-ионного баланса, составьте полные уравнения следующих окислительно-восстановительных реакций:

Решение. 1) — окислитель, восстанавливается в кислой среде до — восстановитель, окисляется до :

2) - окислитель, восстанавливается до - восстановитель, окисляется до :

3) — окислитель, восстанавливается до ; Si - восстановитель, окисляется в щелочной среде до :

Задача №132

Какое вещество может вступить в окислительно-восстановительную реакцию с и в обменную реакцию с ? Напишите уравнения обеих реакций.

Решение. — слабый окислитель, поэтому он может восстанавливаться только очень сильными восстановителями. Типичные сильные восстановители — и HI. Оба эти вещества реагируют с с образованием нерастворимых солей серебра.

Уравнения реакций. 1)

( окисляется только до серы, так как — слабый окислитель);

2) HI:

Ответ. или HI.

Задача №133

Напишите уравнения реакций, протекающих в водной среде:

Решение. а) Перманганат калия в кислой среде восстанавливается в соль марганца (II), а сульфит натрия окисляется до сульфата натрия:

б) Из продуктов реакции а) только сульфат марганца (II) (вещество X) реагирует со щелочью в водном растворе:

Ответ. X — .

Задача №134

Какие два вещества вступили в реакцию и при каких условиях, если в результате образовались следующие вещества (указаны все продукты реакции без коэффициентов):

Напишите полные уравнения реакций.

Решение. 1) Из наличия в правой части можно сделать вывод о том, что окислителем была концентрированная серная кислота. Восстановитель - медь:

или оксид меди (I):

2)Выделение позволяет сделать вывод о том, что окислитель — концентрированная азотная кислота. Восстановитель — сульфид меди (II):

3)Выделение NO позволяет сделать вывод о том, что окислитель — разбавленная азотная кислота. Восстановитель — иодид калия:

Задача №135

Обнаружьте и исправьте ошибки в приведенных ниже уравнениях:

Решение. 1) HI — сильный восстановитель, поэтому он окисляется концентрированной серной кислотой, которая при этом превращается в :

2)Соли — сильные восстановители, поэтому не может существовать в среде концентрированной , которая окисляет его до . Правильное уравнение:

3)В этом примере правильно определены степени окисления элементов в продуктах реакции

Ошибка состоит в том, что неправильно определена форма существования . В щелочной среде существует в виде ионов . Правильное уравнение:

Задача №136

Сернистый газ объемом 10 л (н. у.) пропустили через избыток водного раствора перманганата калия, а затем добавили избыток хлорида бария. Вычислите массу образовавшегося осадка.

Решение. Сернистый газ создает кислую среду, поэтому восстанавливается до окисляется до :

В результате реакции образуется три сильных электролита  диссоциирующих с образованием сульфат-ионов, причем, согласно уравнению, из 5 моль образуется 5 моль . Следовательно,  = 10/22,4 = 0,446 моль.

Сульфат-ионы реагируют с ионами бария:

Ответ. 104 г .

Задача №137

При пропускании фосфина через сернокислый раствор перманганата калия образовался раствор, в котором массовая доля фосфорной кислоты равна 5,0%. Вычислите массовые доли остальных продуктов реакции в полученном растворе.

Решение. Уравнение реакции окисления фосфина:

Согласно этому уравнению, из 5 моль (масса 5 • 98 = 490 г) образуется 4 моль (масса 4 • 174 = 696 г) и 8 моль (масса 8 • 151 = 1208 г). Так как все эти вещества находятся в одном растворе (т. е. масса раствора для них одинакова), то отношение их массовых долей равно отношению масс:

откуда Аналогично,

Ответ.

Задача №138

Какую массу хлороводорода можно получить из газов, образовавшихся при пропускании тока 5,0 А в течение 2 ч через раствор хлорида натрия?

Решение. Запишем схемы электродных процессов:

Суммарное уравнение:

Образующиеся газы могут прореагировать, давая хлороводород:

Для того чтобы определить количество газов, образовавшихся при электролизе, необходимо найти количество электронов, прошедших через раствор:

Согласно уравнениям катодного и анодного процессов,

Из 1 моль водорода и 1 моль хлора образуются 2 моль хлороводорода: v(HCl) = =0,373 моль; m(HCl) = vM = 0,373 • 36,5 = 13,6 г.

Ответ. 13,6 г НСl.

Задача №139

Электролиз 400 г 8,5%-ного раствора нитрата серебра продолжали до тех пор, пока масса раствора не уменьшилась на 25 г. Вычислите массовые доли соединений в растворе, полученном после окончания электролиза, и массы веществ, выделившихся на инертных электродах.

Решение. При электролизе водного раствора на катоде происходит восстановление ионов , а на аноде — окисление молекул воды:

Суммарное уравнение:

При полном электролитическом разложении данного количества соли выделяется 0,2 моль Ag массой 0,2 • 108 = 21,6 г и 0,05 моль О₂ массой 0,05 • 32 = 1,6 г. Общее уменьшение массы раствора за счет серебра и кислорода составит 21,6 + 1,6 = 23,2 г.

При электролизе образовавшегося раствора азотной кислоты разлагается вода:

Потеря массы раствора за счет электролиза воды составляет 25 - 23,2 = 1,8 г. Количество разложившейся воды равно = 1,8/18 = 0,1 моль. На электродах выделилось 0,1 моль массой 0,1 • 2 = 0,2 г и 0,1/2 = 0,05 моль  массой 0,05 • 32 = 1,6 г. Общая масса кислорода, выделившегося на аноде в двух процессах, равна 1,6 + 1,6 = 3,2 г.

В оставшемся растворе содержится азотная кислота: = 0,2 моль, = 0,2 • 63 = 12,6 г. Масса раствора после окончания электролиза равна 400 - 25 = 375 г. Массовая доля азотной кислоты = 12,6/375 = 0,0336, или 3,36%.

Ответ. = 3,36%, на катоде выделилось 21,6 г Ag и 0,2 г , на аноде — 3,2 г .

Экзотермические и эндотермические реакции. Термохимическое уравнение

Тепловой эффект химической реакции: Вам уже известно, что химические превращения одних веществ в другие сопровождаются определенными явлениями, которые называют признаками протекания химических реакций. Одним из основных признаков является тепловой эффект реакции, проявляется выделением или поглощением энергии.
По тепловому эффекту реакции разделяют на экзо- и эндотермические (Рис. 53). 

Выясним, почему в одних случаях тепло выделяется, а в других - поглощается. Во время химических превращений происходит разрушение одних химических связей и образование других. Поэтому тепловой эффект химической реакции определяют по разнице энергии связей, которые образовались, и тех, что разрушились.

Действительно ли в химических связях веществ реакции аккумулируется энергия? Чтобы ответить на этот вопрос, проведем демонстрационные опыты.

Опыт 1. Взаимодействие оксида кальция с водой. Проведем реакцию, известную под названием «гашения извести».
На дно фарфоровой чашки положим несколько кусочков оксида кальция и осторожно добавим воду. Наблюдаем бурную реакцию, «закипания» смеси с выделением большого количества тепла (рис. 54).

Это экзотермическая реакция: 

К экзотермическим принадлежат реакции горения древесины, природного газа, угля, магния, порошка железа, растворения серной кислоты, нейтрализация кислот щелочами, взаимодействие металлов с серой и др.

Из курса физики вам известно, что каждое вещество характеризируется определенным запасом энергии, образующейся в результате хаотического движения структурных частиц этого вещества (молекул, атомов, ионов и т.д.).

Это внутренняя энергия. В процессе протекания химических реакций она (внутренняя энергия) изменяется в результате перестройки веществ и сопровождается или выделением, или поглощением тепла. Во время реакций горения, кроме тепла, выделяется и световая энергия.

На уроках химии в предыдущих классах вы уже проводили химические преобразования, происходившие при нагревании реагентов. К ним относятся многие реакции разложения, растворение хлорида аммония в воде, взаимодействие азота с кислородом, добывание кислорода из пероксида водорода, перманганата калия и др. Однако тогда вы не обращали внимание на то, выделяется или поглощается тепловая энергия.

Опыт 2. Разложение гидроксида меди (II). Осторожно нагрейте в пламени спиртовки синий осадок гидроксида меди (II), полученный реакцией обмена. За несколько минут наблюдаем образования черного осадка - порошка оксида меди (II) .
Реакция происходит только при нагревании, то есть с поглощением тепла. Это эндотермическая реакция. 

Тепловым эффектом реакции называют количество тепла, которое выделяется или поглощается при химической реакции

Тепло, которое выделяется или поглощается, определяют по разнице между внутренней энергией реагентов и продуктов реакции (Рис. 55).

Единицу измерения тепла - джоуль (Дж) или килоджоуль (кДж) обозначают (читается «дельта-аш»).

Термохимическое уравнение

Количество тепла, выделяемого или поглощаемого во время химической реакции, отмечают в уравнениях реакции. Например, реакция горения метана в кислороде: 

Химическое уравнение, в котором указано тепловой эффект реакции, называют термохимическим.

Термохимическое уравнение горения углерода:
С + О₂ = СО₂ ;  = -393 кДж.
Обе реакции - экзотермические, поскольку энергия выделяется наружу. Разложение карбоната кальция происходит при высоких температурах. Поэтому энергия поступает извне. Эту эндотермичную реакцию отображает такое уравнение:

Термохимическое уравнение разложения оксида ртути (II) :

2HgO = 2Hg + O₂   = +180 кДж.

Как видим, количество тепла, которое поглотилось во время разложения карбоната кальция и оксида ртути (II), - одинаково. Однако в реакции разложения карбоната кальция поглотилось 180 кДж тепла из расчета 1 моль, а в реакции разложения оксида ртути (II) - на 2 моль реагента. Итак, тепловой эффект реакции соответствует тому количеству вещества, которое реагирует по уравнению реакции.

Экзотермические реакции играют важную роль в процессах производства серной кислоты, выплавки чугуна и стали, восстановления металлов алюмотермическим способом. В бытовых условиях их используют для обогрева помещений, приготовления пищи, в химических лабораториях для создания условий протекания реакций.
Благодаря экзотермическим реакциям организмы человека и животных поддерживают постоянную температуру тела.

Эндотермические реакции также имеют практическое значение. Их используют для получения многих неорганических веществ, лекарственных препаратов, разложения воды при добывании кислорода и водорода, добывание негашеной извести и тому подобное. Термохимическими уравнениями пользуются для вычислений при производственных процессах.

Вывод:

• По тепловому эффекту реакции разделяют на экзо- и эндотермические.
• Экзотермические - реакции, при которых выделяется тепло.
• Эндотермические - реакции, при которых поглощается тепло.
• Экзотермическая реакция происходит, если энергия реагентов является больше, чем энергия образования продуктов реакции.
• Эндотермическая реакция происходит, если энергия реагентов меньше, чем энергия образования продуктов реакции.
• Тепловым эффектом реакции называют количество тепла, выделяемого или поглощаемого при химической реакции.
• Химическое уравнение, в котором указано тепловой эффект реакции, называют термохимическим.

Скорость химической реакции, зависимость скорости реакции от различных факторов

Наблюдая химические реакции, вы уже убедились, что они происходят с разной скоростью.
Например, ржавление железа, окисление меди в оксид меди (II), образование горных пород и их разрушение - это длительные процессы, а горение дров, свечи происходит в течение нескольких часов. Большинство реакций, которые вы проводите в лаборатории, - мгновенные.

Знание о скорости протекания химических реакций играет важную роль в жизни человека, ведь она может управлять преобразованиями веществ, ускоряя нужны и замедляя бесполезные для нее. На крупных предприятиях значительное внимание уделяют экономической эффективности производства. Все это способствовало возникновению учения о скорости химических реакций, механизмы их прохождения, название которого - химическая кинетика.

Скорость химических реакций определяют изменением концентрации реагента или продукта реакции в единицу времени в единице объема (рис. 56).

 

Факторы, от которых зависит скорость химической реакции

В течение изучения курса химии вы убедились в том, что для протекания химической реакции необходимо обеспечить столкновение частиц реагентов. Однако не всегда при этом происходит реакция. Чтобы произошло столкновение реагентов, во многих случаях необходима энергия, которая обеспечит разрушение химических связей в веществах, которые реагируют, и образования соответствующих связей в продуктах реакции. Это достигается при нагревании, значительном облучении и при наличии катализатора.

Зависимость скорости химической реакции от природы реагентов

Химическая активность (природа реагирующих веществ) в значительной мере влияет на ход реакции.

Проверим это, исследуя взаимодействие металлов с соляной кислотой (рис. 57).

Опыт 1. Взаимодействие цинка, магния и железа с соляной кислотой. Положим на дно трех пробирок одинаковые порции магния, цинка и железа. Добавим одинаковые объемы соляной кислоты. Через несколько секунд наблюдаем выделение водорода. По интенсивности выделения пузырьков можно определить скорость реакций. Результаты исследования показывают, что быстрее реагирует магний, затем - цинк, а медленнее - железо. Следовательно, скорость химической реакции зависит от активности металлов.

Напишите самостоятельно уравнения реакций и рассмотрите их с точки зрения окислительно-восстановительных. Сделайте вывод об окислителе и восстановителе.

Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагентов

Опыт 2. Взаимодействие цинка, магния и железа с разбавленной соляной кислотой. Видоизменим опыт 1. В одинаковые порции магния, цинка и железа добавим соляную кислоту, разбавленную наполовину водой. Это означает, что концентрация кислоты вдвое меньше. Реакция происходит значительно медленнее, наблюдается меньшее выделение пузырьков газа.
От чего это зависит? Очевидно, что с уменьшением концентрации соляной кислоты количество ионов H⁺ в растворе уменьшилась вдвое. Поэтому частота столкновений между металлом и ионами H⁺ уменьшилась. Если же концентрацию соляной кислоты увеличить, то соответственно возрастет и частота столкновений.
На рисунке 58 изображен процесс горения углерода в воздухе и в чистом кислороде.

Сравните результаты горения и объясните самостоятельно, почему в кислороде горение происходит интенсивнее.
В случае, когда реагентами являются газы, скорость реакции зависит от давления. Чем больше сжимают газовую смесь, тем меньше расстояние между ее молекулами, то есть их концентрация увеличивается. Поэтому частота столкновений растет (рис. 59).

Итак, можно сделать вывод, что скорость химической реакции прямо пропорциональна концентрации реагентов.

Зависимость скорости химической реакции от площади поверхности контакта реагентов

Скорость химической реакции зависит от степени измельчения вещества. Чем больше измельчено вещество, тем больше вероятность установления контакта между реагентами. Проведем опыт.
Опыт 3. Взаимодействие карбоната кальция с раствором серной кислоты. Положим в две пробирки одинаковые порции карбоната кальция (мела). В первую пробирку - куском, во вторую - измельченную. Добавим одинаковые объемы раствора серной кислоты. В первой пробирке реакция происходит значительно медленнее, чем во второй.

Зависимость скорости химической реакции от температуры

При изучении химических реакций вы уже ознакомились с некоторыми факторами их прохождения. Что же происходит при нагревании реагентов? Например, в естественных условиях окисление меди происходит очень медленно. Однако если нагреть медную проволоку в пламени спиртовки, то она быстро окисляется и на ее поверхности образуется черный налет оксида меди (II). Поэтому можем утверждать, что скорость химической реакции возрастает при нагревании веществ.
Чем это объяснить? Очевидно, что с поступлением тепла извне частицы вещества становятся активными и частота их контакта возрастает.

Зависимость скорости химической реакции от наличия катализатора

Вспомните, какие вещества называют катализаторами и какова их роль в процессе протекания химических реакций.

Ускорить реакцию можно с помощью катализаторов. Однако катализаторы действуют по-разному: одни ускоряют ход реакции, другие - замедляют. В большинстве производств используют катализаторы, которые ускоряют ход реакций, чтобы уменьшить затраты труда и энергоресурсов, то есть повысить экономическую эффективность процессов. Добывая кислород в лабораторных условиях из пероксида водорода, вы как катализатор использовали оксид марганца (IV). Эффективность катализатора заключается в изменении механизма протекания реакций.

Вывод:

• Химическая кинетика - учение о скорости химических реакций и механизме их прохождения.
• Скорость химических реакций определяют изменением концентрации реагента или продукта реакции в единицу времени в единице объема.
• Скорость химической реакции зависит от следующих факторов: 1) природы реагирующих веществ; 2) концентрации реагентов; 3) площади поверхности контакта реагентов; 4) температуры; 5) наличия катализатора.
• Все указанные выше факторы влияют на рост частоты столкновений между частицами веществ, а следовательно, ускоряют протекание химических реакций.

Решение задач на тему: Химическая кинетика и катализ

Задача №140

Запишите выражения для скорости реакции

через изменения молярных концентраций каждого из веществ.

Решение. В результате протекания реакции количества водорода и йода уменьшаются на одну и ту же величину, тогда как количество HI одновременно возрастает в два раза, поэтому

Задача №141

В колбу объемом 2 л поместили смесь газообразных водорода и йода. В результате реакции образования йодоводорода количество йода уменьшилось на моль за 25 с. Рассчитайте скорость реакции по изменениям концентраций каждого из веществ.

Решение. Из предыдущей задачи следует, что для реакции (**):

Задача №142

Как изменится скорость реакции  протекающей непосредственно между молекулами в закрытом сосуде, если увеличить давление в 6 раз?

Решение. По закону действующих масс, скорость гомогенной химической реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ, возведенных в степени их стехиометрических коэффициентов. Увеличивать концентрации реагирующих веществ можно за счет повышения давления в сосуде.

Обозначим начальные концентрации молекул и В через а и b, соответственно:

Скорость реакции равна:

При увеличении давления в 6 раз концентрация каждого из веществ также увеличивается в 6 раз. В этом случае

Ответ. Скорость реакции возрастет в 216 раз.

Задача №143

Во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры от 40 до 80 °С, если принять, что температурный коэффициент скорости равен 2?

Решение. Зависимость скорости реакции от температуры часто выражается следующим эмпирическим правилом: при повышении температуры на каждые 10 °С скорость химической реакции увеличивается в 2-4 раза (правило Вант-Гоффа):

где — скорость реакции при повышенной температуре , — скорость реакции при начальной температуре — температурный коэффициент скорости, показывающий, во сколько раз увеличится скорость реакции при повышении температуры на 10°С. Подставляя в эту формулу условия задачи, получим:

Ответ. Скорость реакции увеличится в 16 раз.

Задача №144

Растворение образца цинка в соляной кислоте при 20 °С заканчивается через 27 мин, а при 40 °С такой же образец металла растворяется за 3 мин. За какое время данный образец цинка растворится при 55 °С?

Решение. Растворение цинка в соляной кислоте описывается уравнением

Поскольку во всех трех случаях растворяется одинаковое количество образца, то можно считать, что средняя скорость реакции обратно пропорциональна времени реакции. Следовательно, при нагревании от 20 до 40 °С скорость реакции увеличивается в 27/3 = 9 раз. Это означает, что коэффициент в уравнении Вант-Гоффа (6.4), который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции и при увеличении температуры Т на 10°, равен = 3. Значит, при нагревании до 55 °С скорость реакции увеличится в = 5,2 раза, а время реакции составит 3/5,2 = 0,577 мин, или 34,6 с.

Ответ. 34,6 с.

Задача №145

Вещество А в растворе с концентрацией 0,4 моль/л участвует в реакции первого порядка с начальной скоростью Рассчитайте константу скорости этой реакции.

Решение. Начальная скорость для реакции первого порядка  отсюда

Ответ. 

Задача №146

Энергия активации некоторой реакции в отсутствие катализатора равна 76 кДж/моль и при температуре 27°С протекает с некоторой скоростью . В присутствии катализатора при этой же температуре скорость реакции увеличивается в раз. Определите энергию активации реакции в присутствии катализатора.

Решение. Константа скорости реакции в отсутствие катализатора запишется в виде

Константа скорости реакции в присутствии катализатора равна

По условию задачи,

Логарифмируем последнее уравнение и получаем

Отсюда = 2493 • 20,057 = 50 кДж/моль.

Ответ. Энергия активации реакции в присутствии катализатора равна 50 кДж/моль.

Обратимые и необратимые реакции

По направлению протекания реакции подразделяют на обратимые и необратимые. При изучении электролитической диссоциации вы ознакомились с реакциями электролитов в растворах, которые завершаются полным превращением реагентов в продукты. К ним относятся реакции, происходящие с выпадением осадка, выделением газа, образованием воды или другой малодиссоциированных вещества.

Все предыдущие реакции взаимодействия металлов с кислотами, кислот со щелочами, металлов с неметаллами, которые вы изучали, являются необратимыми, поскольку из полученных продуктов нельзя добыть реагенты. О таких реакции говорят, что они происходят в одном направлении.

Химические реакции, происходящие в одном направлении и завершаются полным превращением реагентов в продукты реакции, называют необратимыми.

Например, проведем опыт взаимодействия карбоната натрия с раствором серной кислоты.
Опыт 1. Взаимодействие натрия карбоната с раствором серной кислоты. В пробирку насыпаем порошок карбоната натрия и добавляем раствор серной кислоты: 

Реакция прекратится тогда, когда один из реагентов потратится полностью.

Добыть карбонат натрия и серную кислоту из образовавшихся продуктов практически невозможно.

Следовательно, эта реакция необратима, так как во время ее течения обеспечиваются два условия: выделился газ и образовалась вода.

Опыт 2. Реакция разложения хлорида аммония. Насыплем кристаллы хлорида аммония массой 2,5-3 г в большую пробирку. Отверстие пробирки закроем пробкой из стекловаты и будем нагревать содержимое пробирки. Хлорид аммония разлагается с образованием аммиака и хлорида водорода. Впоследствии в верхней части пробирки собирается густой дым, что свидетельствует о взаимодействии образованных продуктов между собой. Продуктом реакции является соль хлорида аммония.

Итак, в пробирке одновременно происходят две реакции: прямая - разложение аммоний хлорида и обратная - образование исходного вещества (рис. 60).

 

Химические реакции, которые одновременно происходят в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), называют обратимыми.

В уравнениях обратимых реакций вместо знака «=» ставят две стрелки, направленные в противоположные направления.

Обратимой является реакция взаимодействия водорода с йодом. Образование молекул водород йодида (рис. 61, а) - это прямая реакция, а разложение образованного продукта на водород и йод (рис 61, б) - обратная.

Изучая кристаллогидраты, вы ознакомились с обратимой реакцией, которая происходит во время сильного нагрева медного купороса. Образуется безводная соль сульфата меди (II). Обезвоживаясь, кристаллогидрат меняет окраску. Образованная безводная соль имеет белый цвет. Но если к ней добавить несколько капель воды, то окраска изменится на предыдущую. Прямую и обратную реакцию подадим следующим уравнением: 

Обратимые реакции происходят в природе. Во время грозы температура в зоне электрического разряда составляет 2000 °С, вследствие чего азот и кислород, содержащиеся в воздухе, взаимодействуют между собой. Образуется оксид азота (II) . Однако продукт этой реакции является неустойчивым веществом и легко разлагается на реагенты. Эти процессы отражает следующее уравнение: 

Вывод:

• Химические реакции, происходящие в одном направлении и завершающиеся полным превращением реагентов в продукты реакции, называют необратимыми.
• Химические реакции, которые одновременно происходят в двух противоположных направлениях, называют обратимыми.

Справочный материал по тему: Химические реакции

Решение задач на тему: Изменения энергии в химических реакциях

Задача №147

Установлено, что максимальная механическая работа, которая может быть совершена человеком в результате окисления 1 г глюкозы кислородом, равна 6,5 кДж/г (с учетом КПД живого организма). При этом выделяется теплота, равная 9,5 кДж/г. Какая масса глюкозы должна окислиться в организме, чтобы человек мог поднять груз массой m = 15 кг на высоту h = 2 м 10 раз и сколько при этом он потеряет энергии (см. рис. 5.1!)?

Решение. Механическая работа по поднятию груза определяется формулой А = nmgh, где n — число поднятий, g — ускорение свободного падения, равное  Таким образом, А = 2,94 кДж. Следовательно, для совершения этой работы в организме окисляется в результате реакции

приблизительно глюкозы и выделяется теплота

В биологических системах теплота обычно отдается системой во внешнюю среду, а работа совершается системой за счет убыли внутренней энергии (рис. 5.1). Поэтому первый закон термодинамики (5.1) можно переписать в виде

и, следовательно, убыль внутренней энергии организма в результате окисления глюкозы составляет = -4,75 кДж - 2,94 кДж = -7,7 кДж.

Разобранная задача показывает, что первый закон термодинамики применим не только к «чисто химическим», но также и к биологическим системам! С помощью достаточно несложных расчетов можно получить важные сведения о процессах обмена веществ и энергии в организмах. Интересно отметить, что из наблюдений таких процессов немецкий врач (не химик и не физик!) Ю. Майер впервые сформулировал первый закон термодинамики (1840).

Ответ. 0,5 г; 7,7 кДж.

Задача №148

При сгорании 1 моль ацетилена в кислороде выделилось 1300 кДж теплоты. Определите теплоту образования ацетилена, если стандартные теплоты образования равны 393,5 и 286 кДж/моль.

Решение. Из условий задачи следует, что изменение энтальпии в реакции сгорания ацетилена равно 1300 кДж/моль. Рассчитываем теплоту образования ацетилена по уравнению

Отсюда можно записать:

Отсюда находим

Ответ. Теплота образования равна -227 кДж/моль.

Задача №149

Теплота образования HF составляет = -268 кДж/моль. Вычислить энергию связи HF, если известно, что энергии связи молекул составляют соответственно 436 и 159 кДж/моль.

Решение. Запишем термохимические уравнения образования HF и диссоциации :

1) = -268 кДж/моль.

2) = 218 кДж/моль.

3) = 79,5 кДж/моль.

В соответствии с законом Гесса после вычитания из первого уравнения двух последующих получаем

откуда энергия связи = 565,5 кДж/моль.

Ответ. 565,5 кДж/моль.

Задача №150

При стандартных условиях теплота полного сгорания белого фосфора равна 760,1 кДж/моль, а теплота полного сгорания черного фосфора равна 722,1 кДж/моль. Чему равна теплота превращения черного фосфора в белый при стандартных условиях?

Решение. Реакция сгорания моля черного фосфора имеет вид

Этот же процесс можно провести в две стадии: сначала превратить моль черного фосфора в моль белого:

а затем сжечь белый фосфор:

По закону Гесса,

откуда Q = -38 кДж/моль.

Ответ. -38 кДж/моль.

Задача №151

При сжигании уксусной кислоты в кислороде выделилось 235,9 кДж теплоты и осталось 10,0 л непрореагировавшего кислорода (измерено при давлении 104,1 кПа и температуре 40 °С). Рассчитайте массовые доли компонентов в исходной смеси, если известно, что теплоты образования оксида углерода (IV), паров воды и уксусной кислоты составляют 393,5, 241,8 и 484,2 кДж/моль соответственно.

Решение. Уксусная кислота сгорает по уравнению

По закону Гесса,

При сгорании 1 моль уксусной кислоты выделяется 786,4 кДж, а по условию выделилось 235,9 кДж; следовательно, в реакцию вступило 235,9/786,4 = 0,3 моль уксусной кислоты. Таким образом, 0,3 моль реагируют с 0,6 моль и в избытке остается v = PV/(RT) = = 104,1 • 10,0/(8,31 • 313) = 0,4 моль . В исходной смеси содержалось 0,3 моль (массой 0,3 • 60 = 18 г) и 1 моль (массой 32 г). Массовые доли веществ в исходной смеси равны:

Ответ.

Начальные понятия об органических веществах 

Особенности органических соединений:

Органические вещества изучает отдельная отрасль химии - органическая химия. Название этих веществ теперь, в начале XXI в., не совсем соответствует действительности, поскольку органические вещества не являются только продуктом живых организмов, как считали химики-исследователи в начале XIX в. Собственно, термины «органические вещества» и «органическая химия» впервые предложил шведский химик Е. Я. Берцелиус, который утверждал, что органические вещества вне организмов существовать не могут.

В начале XIX в. стремительное развитие приобрели медицина, производство красителей, взрывчатых веществ, нефтеперерабатывающая и текстильная промышленности. Ученые решили исследовать состав и свойства органических веществ. Выяснилось, что в состав органических веществ входит очень малое количество элементов, в частности Углерод, Водород, Кислород, Азот, Фосфор.

Это дало толчок к синтезу органических веществ в лабораторных условиях. В 1924 г. из неорганических соединений синтезировали щавелевую кислоту (Ф. Велер), а в 1928 г. - мочевину. Также синтезировали уксусную кислоту, жиры, углеводы. Итак, было опровергнуто утверждение о том, что органические вещества являются сугубо продуктом живых организмов.

На основе этих исследований в середине XIX в. было сформулировано новое определение органических веществ. Органические вещества - это соединения Углерода, а органическая химия - химия соединений Углерода.
Сейчас работает целая индустрия по синтезу органических веществ и вместе с природными их насчитывается более 30 млн. Однако название «органические вещества» сохранилось; к ним относятся соединения Углерода, кроме оксидов, угольной кислоты и ее соединений.

В повседневной жизни мы пользуемся предметами, изготовленными из органических веществ. Ежедневно употребляем пищу, в состав которой входят углеводы, белки, жиры, витамины. Они являются строителями организма человека, растительных и животных организмов и одновременно поставляют им питательные вещества для протекания биохимических процессов.

Переработкой многих веществ органического происхождения добывают значительное количество искусственных и синтетических веществ.

Общие и отличительные признаки органических и неорганических веществ

Рассмотрите внимательно таблицу 9. Обратите внимание на общие и отличительные признаки между органическими и неорганическими веществами. Проанализируйте их.

Решение задач на тему: Природные источники и промышленные способы получения органических веществ

Задача №152

Какие ценные промышленные материалы можно получить в результате следующих реакций:

а)

б)

в)

г)

Напишите полные уравнения реакций.

Решение. а) Полимеризацией винилхлорида получают ценную пластмассу — поливинилхлорид:

б) Восстановлением нитробензола получают анилин, который используют для производства красителей:

в) Реакцией бензола с пропиленом в присутствии кислотных катализаторов получают изопропилбензол (кумол):

при окислении которого кислородом воздуха образуются сразу два ценных продукта — фенол и ацетон:

г) Реакция фенола с формальдегидом приводит к образованию фенолоформальдегидных смол — ценных термореактивных пластмасс. Уравнение реакции линейной поликонденсации см. ниже, в задаче 33-4.

Задача №153

Предложите схемы получения уксусной кислоты: а) из природного газа; б) из нефти.

а) Уксусную кислоту в промышленности получают окислением бутана кислородом воздуха:

Бутан из метана можно получить, используя реакции бромирования и удвоения цепи по следующей схеме (см. задачу 22-5):

б)Крекингом октана, который входит в бензиновую фракцию нефти, можно получить бутан:

Далее бутан окисляют в уксусную кислоту, как и в п. а).

Задача №154

Определите среднюю степень полимеризации в образце природного каучука, средняя молярная масса которого равна 200 тыс. г/моль. Изобразите структуру мономерного звена.

Решение. Природный каучук представляет собой полиизопрен, в котором большинство звеньев находится в цис-конфигурации. Получение каучука из изопрена можно представить как 1,4-присоединение:

Каждое мономерное звено имеет молекулярную формулу С₅Н₈ и молярную массу 68 г/моль. В одной молекуле полимера в среднем содержится 200000/68 = 2940 мономерных звеньев.

Ответ. Степень полимеризации — 2940.

Задача №155

28,2 г фенола нагрели с избытком формальдегида в присутствии кислоты. При этом образовалось 5,116 г воды. Определите среднюю молярную массу полученного высокомолекулярного продукта реакции, считая, что поликонденсация протекает только линейно и фенол полностью вступает в реакцию.

Решение. Уравнение линейной поликонденсации фенола и формальдегида можно записать следующим образом:

Согласно этому уравнению, отношение количеств воды и фенола равно (n-1)/n, что позволяет найти значение n. = 28,2/94 = 0,300 моль, = 5,116/18 = 0,2842 моль.

откуда n = 19. Молярная масса продукта конденсации равна

Ответ. 2002 г/моль. 

Задача №156

При крекинге предельного углеводорода образовалась смесь трех газов, плотность которой в 1,5 раза меньше плотности исходного углеводорода. С каким выходом прошел крекинг?

Решение. При крекинге образовалась смесь трех газов: двух продуктов и непрореагировавшего алкана. Поэтому крекинг можно описать единственным уравнением

Возьмем 1 моль исходного алкана. Пусть выход реакции равен х, т. е. в реакцию вступило х моль алкана и образовалось по х моль алкена и низшего алкана в полученной смеси    Плотность газов прямо пропорциональна молярной массе; следовательно, средняя молярная масса конечной смеси в 1,5 раза меньше молярной массы исходного алкана:

Если раскрыть скобки в числителе левой дроби, то окажется, что он равен числителю правой дроби. Это и понятно: ведь в числителе находится общая масса веществ, которая в результате крекинга не изменяется, поскольку все газы остаются в системе. Раз равны числители, то равны и знаменатели:

откуда х = 0,5. Выход реакции крекинга — 50%.

Ответ. 50%.

Особенности строения атома Углерода

В первой половине XIX в. в органической химии накопилось немало фактов, которые трудно было объяснить. Прежде всего - образование большого количества органических соединений из незначительного количества химических элементов. Синтезируя органические вещества, получали имевшие одинаковый качественный и количественный состав, но разные свойства. Благодаря длительным исследованиям ученых эти явления получили обоснование. В частности, было установлено, что:
1) атомы соединяются между собой в соответствии с их валентностью;
2) атомы Углерода в органических соединениях - четырехвалентные;
3) атомы Углерода проявляют способность сочетаться между собой с образованием цепей различного строения и состава.

Четырёхвалентность атомов Углерода и его способность образовывать углеродные цепи различного строения было объяснено на основе электронного строения атомов.

Вспомните строение электронных оболочек атома Углерода, его электронную формулу.

Элемент Углерод, который имеет заряд ядра атома +6, в своей электронной оболочке содержит шесть электронов, расположенных на двух энергетических уровнях: на первом - 2, а на внешнем - 4. Электронная формула - 1s²2s²2p². На внешнем энергетическом уровне атома, находящегося в основном состоянии, есть два спаренных s-электрона и два неспаренных р-электрона (рис. 62).

 

Как показано на рисунке 62, атом Углерода в основном состоянии имеет одну свободную р-орбиталь.
Во время химических реакций один s-электрон, поглотив определенную порцию энергии, переходит на свободную р-орбиталь. Такое положение атома Углерода называют возбужденным. Соответственно на внешнем энергетическом уровне есть четыре неспаренных электрона, с помощью которых атом Углерода образует ковалентные связи. Атом Углерода - четырехвалентный (Рис. 63).

Итак, в органических соединениях атомы Углерода находятся в возбужденном состоянии. Механизм образования химических связей между атомами Углерода и других элементов вы будете изучать постепенно, усваивая информацию о углеводородах и других органических соединениях.

Вывод:

• Органические вещества - это соединения Углерода, которые изучает органическая химия.
• Органические вещества являются продуктами химических преобразований в живых организмах и синтеза в лабораторных условиях и промышленности.
• Резкой границы между органическими и неорганическими веществами нет, они взаимопревращаются, хотя во многих случаях имеют различия.
• Для органических соединений свойственны следующие признаки: содержат в своем составе незначительное количество химических элементов, хотя количество этих соединений велико; ковалентные соединения с молекулярными кристаллическими решетками; горят с образованием углекислого газа и воды; большинство из них нерастворимы в воде.
• Атом Углерода в органических соединениях находится в возбужденном состоянии, вследствие чего четырехвалентен.

Решение задач на тему: Подгруппа Углерода и Кремния

Задача №157

Напишите уравнения химических реакций, в результате которых возможно осуществить следующие превращения:

Решение. 1)

2) (конверсия метана с водяным паром);

3)

4)

5)

6)

7)

8)

Задача №158

Рассчитайте, сколько кубических метров (при н. у.) можно получить из 1,5 т известняка, содержащего 90% .

Решение. В 1,5 т известняка содержится 1,5 • 0,9 = 1,35 • кг , что составляет 1,35•/100 = 13,5 кмоль. При прокаливании карбоната кальция или при действии на него соляной кислотой

можно получить также 13,5 кмоль объемом 13,5 • 22,4 = 302,4 .

Ответ.

Задача №159

В одной из трех склянок имеется раствор гидроксида натрия, в другой — гидрокарбоната натрия, в третьей — карбоната натрия. Как распознать содержимое каждой склянки? Приведите уравнения реакций.

Решение. Склянка с гидроксидом натрия — единственная, где не выделяется газ при добавлении соляной кислоты:

(Выделение при действии сильных кислот — качественная реакция на карбонаты и гидрокарбонаты.)

Карбонат натрия можно отличить от гидрокарбоната по реакции с раствором хлорида кальция:

Задача №160

При полном гидролизе смеси карбидов кальция и алюминия образуется смесь газов, которая в 1,6 раза легче кислорода. Определите массовые доли карбидов в исходной смеси.

Решение. В результате гидролиза образуются метан и ацетилен:

Пусть в исходной смеси содержалось х моль и у моль тогда в газовой смеси содержится 3х моль и у моль . Средняя молярная масса газовой смеси равна

откуда у = 2х.

Массовые доли карбидов в исходной смеси равны:

Ответ.

Задача №161

Напишите уравнения химических реакций, в результате которых возможно осуществить следующие превращения:

Решение.

1)

2)

3)

4)

5)

6)

7)

8)

Задача №162

При взаимодействии сложного вещества А с избытком магния при нагревании образуются два вещества, одно из которых — В — под действием соляной кислоты выделяет ядовитый газ С. При сжигании газа С образуются исходное вещество А и вода. Назовите вещества А, В и С. Напишите уравнения перечисленных химических реакций.

Решение. Вещество А — оксид кремния, с магнием сначала образуется кремний, который реагирует с избытком магния и образует силицид кремния, (вещество В):

Силицид магния легко гидролизуется с образованием ядовитого газа силана, (вещество С):

При сгорании силана образуются исходное вещество и вода:

Задача №163

Смесь кремния и угля массой 5,0 г обработали избытком концентрированного раствора щелочи при нагревании. В результате реакции выделилось 2,8 л водорода (н. у.). Вычислите массовую долю углерода в этой смеси.

Решение. С раствором щелочи реагирует только кремний:

= 2,8/22,4 = 0,125 моль; v(Si) = 0,125/2 = 0,0625 моль; m(Si) = 0,025 • 28 = 1,75 г; m(С) = 5,0 - 1,75 = 3,25 г.

Массовая доля углерода равна = 3,25/5,0 = 0,65, или 65%.

Ответ. 65% С.

Задача №164

При сплавлении гидроксида натрия и оксида кремния (IV) выделилось 4,5 л водяных паров (измерено при 100 °С и 101 кПа). Какое количество силиката натрия при этом образовалось?

Решение. При сплавлении происходит реакция

Количество выделившейся воды равно = pV/(RT) = 101 • 4,5/(8,31 • 373) = 0,147 моль. Количество образовавшегося также равно 0,147 моль.

Ответ. 0,147 моль

Метан как представитель насыщенных углеводородов

Состав молекулы метана: Из курса неорганической химии вам известно, что неметаллические элементы обладают способностью образовывать летучие соединения с Водородом.

Определите состав летучего соединения Углерода с Водородом, пользуясь периодической системой химических элементов. 

Итак, в состав молекулы метана входят один атом Углерода и четыре атома Водорода. Химическая формула - СН₄. Как известно, атом Углерода, образуя соединение, находится в возбужденном состоянии. Именно поэтому он может образовать четыре ковалентные связи с четырьмя атомами Водорода.
На основе молекулярной формулы можно составить электронную, обозначив пары электронов, образующих ковалентные связи, точками:

 

Если заменить точки на черточки, получим структурную формулу: 

Со структурными формулами вы ознакомились. Они показывают последовательность расположения атомов в молекулах, но не дают настоящих представлений об их ориентации в пространстве. Для того, чтобы представить расположение атомов в молекулах веществ, используют метод моделирования.

Метод моделирования и его значение

Там, где можно наблюдать строение вещества или явление, применяют метод моделирования. В науке моделирование рассматривают как один из методов познания окружающего мира, а модель - как заменитель, аналог объекта, который в известной степени воспроизводит его особенности. Вам хорошо известны знаковые модели, которыми вы постоянно пользуетесь, в частности: символы химических элементов, формулы химических веществ и уравнения, отражающие ход реакций.

В органической химии вы ознакомитесь с материальными моделями. Это модели молекул органических веществ. Они позволяют яснее представить строение молекул в трехмерном пространстве.

Для моделирования в условиях школьного кабинета используют шаростержневые и масштабные модели молекул. Шаростержневую модель конструируют с помощью шариков и стержней, которые вы можете самостоятельно изготовить. В масштабных моделях размеры атомов и связи передаются точно. Модели строения органических веществ изготавливают из пластилина (шарики) и спичек (стержни).

Чтобы изготовить модель молекулы метана, необходимо выяснить, как образуются ковалентные связи между атомом углерода и атомами водорода.

Строение молекулы метана

Исследуя строение углеводородов, ученые доказали, что молекула метана имеет форму тетраэдра. В центре тетраэдра расположен атом Углерода, соединенный ковалентными связями с атомами Водорода, расположенными на вершинах. Угол между связями - 109,5 ° (рис. 64).

Ковалентные связи образуются за счет одного s- и трех р-электронов атома Углерода и s-электронов атомов Водорода.
Если использовать шарики и стержни, строение молекулы будет выглядеть, как показано на рисунке 65.

Это шаростержневая модель молекулы. Масштабную модель показано на рисунке 66.

Итак, молекула метана имеет форму правильной треугольной пирамиды. Все валентные электроны атома Углерода приняли участие в образовании химических связей. Можно сделать вывод, что метан является насыщенным углеводородом.

Изготовьте самостоятельно шаростержневую и масштабную модели молекул метана, соблюдая тетраэдрическое формы молекулы.

Физические свойства метана и распространение в природе

Метан - это газ, составляет 75-98% объемных долей природного газа. Не имеет запаха и цвета, почти вдвое легче воздуха, растворим в воде.

В основном метан входит в состав природного газа, попутных нефтяных газов, есть в пластах каменного угля. Метан часто называют болотным газом, так как он образуется на дне болотистых рек и озер от разложения и брожения растительных остатков. Однако запасы природного газа со временем иссякают и не восстанавливаются. Поэтому ученые ищут альтернативные источники энергии. В России к ним относятся метангидраты, что находятся в метангидратных залежах шельфов Черного и Азовского морей.
Их скопления обнаружены на глубине от 300 до 2000 м вблизи берегов. Эти залежи имеют вид серого льда, в полостях которого есть метан. Сырьем служили отмершие растения, остатки животных организмов, которые попадают в воды рек, морей и океанов.

К альтернативным источникам энергии относится и биогаз. Он образуется при микробиологическом разложении биомассы или биоотходов. Биогаз содержит в своем составе 55-75% метана.

Важно знать, что метан попадает в атмосферу в результате хозяйственной деятельности человека. Вместе с углекислым газом он является причиной парникового эффекта.

Вспомните, какой вред вызывает парниковый эффект и какие меры вам известны по его предупреждению.

Химические свойства метана

Изучая признаки отличия органических и неорганических веществ, вы узнали, что все органические соединения горят. В результате горения метана образуется оксид углерода (IV) и вода. Уравнение реакции полного окисления (рис. 68):

 

По продуктам горения можно доказать, что метан состоит из Углерода и Водорода. Для этого проведем опыты.

Опыт 1. Зажжем метан и над его пламенем подержим холодный предмет. На его поверхности образуются капельки воды.

Опыт 2. Сполосните стеклянный цилиндр известковой водой и подержите, как и в первом опыте, над горючим газом. Впоследствии стенки цилиндра помутнеют, что свидетельствует о наличии углекислого газа.

Итак, при горении происходит окисление Углерода и Водорода, входящих в состав молекулы метана. Опыты являются ярким подтверждением качественного состава метана.

Учитывая классификацию реакций с тепловым эффектом, определяем, что эта реакция экзотермическая, то есть происходит с выделением большого количества тепла.

Составьте самостоятельно термохимическое уравнение реакции, если ее тепловой эффект составляет 890 кДж/моль.

При недостатке кислорода метан окисляется частично. В этом случае вместо углекислого газа выделяется углерод или оксид углерода (II). Оксид углерода (II) иначе называют угарным газом. Он губительно действует на организм человека. Это надо помнить при использовании топлива в печах или приборах бытового назначения. Уравнения реакций:

В смеси с кислородом 1: 2, а с воздухом 1: 5 метан взрывоопасен. Взрывы метана происходят в шахтах каменного угля, могут произойти и в жилых помещениях, если неосторожно обращаться с газом.

Работая в лабораториях, а также в быту необходимо соблюдать правила безопасности. При наличии запаха (к природному газу специально добавляют душистые вещества с неприятным запахом) надо хорошо проветрить помещение, а в случае необходимости - вызвать аварийную газовую службу.

Вспомните, какие реакции называют реакциями замещения.

Метан, как насыщенный углеводород, вступает в реакции замещения с галогенами. Типична реакция хлорирования, что происходит во время яркого освещения смеси метана с хлором или сильном нагревании.

Продуктами реакции являются хлорметан и хлорид водорода (рис. 69).

Реакция хлорирования метана на этом не заканчивается, а продолжается дальше, последовательно замещая атомы Водорода атомами Хлора. На II стадии хлорметан дальше реагирует с хлором.

Продуктами III и IV стадий является трихлорметан СНСl₃ и тетрахлорметан ССl₄.

Напишите самостоятельно уравнения реакций еще двух стадий хлорирования метана и молекулярные уравнения реакций.

Суммарное молекулярное уравнение реакции хлорирования метана:

 

Метан является химически стойким веществом. При пропускании его через растворы кислот и щелочей реакции не происходят. Он устойчив и к воздействию сильных окислителей, а реакции замещения происходят только при сильном нагревании.

Итак, метан проявляет низкую химическую активность в химических реакциях.

Применение метана и продуктов химических превращений метана

Метан широко используют как источник тепловой энергии в промышленности и быту для обогрева помещений, приготовления пищи. Им (в составе природного газа) наполняют баллоны, которые заменяют топливо в быту там, где не проведена газовая магистраль. Это топливо легко транспортируется. Кроме того, это один из видов горючего для двигателей внутреннего сгорания. В промышленности - сырье для синтеза многих неорганических и органических соединений. Выделение большого количества тепла при горении метана используют для резки и сварки металлов.
Не менее важны продукты химических превращений метана (табл. 10).

Вывод:

• Метан - самое простое по строению органическое соединение, в состав молекулы которого входят один атом Углерода и четыре атома Водорода.
• Чтобы четко представлять пространственное строение молекул, в органической химии используют метод моделирования. В науке это один из методов познания окружающего мира, а модель - заменитель, аналог объекта.
• Молекула метана имеет форму тетраэдра. В центре тетраэдра - атом Углерода, у которого один s- и три р-электрона образуют ковалентные связи с s-электронами четырех атомов Водорода на его вершинах. Угол между ними составляет 109,5 °.
• Метан - это газ, входящий в состав природного газа (75-98% объемных долей). Не имеет запаха и цвета, почти вдвое легче воздуха, растворим в воде.
• Для метана характерны химические свойства: полное окисление (горение), неполное окисление (при недостатке кислорода), реакции замещения с галогенами.
• Метан и продукты его хлорирования получили широкое применение в химии органического синтеза, медицине, в фармацевтической промышленности в качестве растворителей лаков, смол и жиров.

Гомологи метана, их молекулярные формулы и названия. Физические свойства гомологов метана

Гомологи метана, состав и строение: Кроме метана, в естественном газе, сопутствующих нефтяных газах имеются вещества, содержащие в своем составе два элемента - Углерод и Водород. Они, как и метан, является насыщенными.

Группу насыщенных углеводородов по международной номенклатуре называют алканами. Сходные по строению и свойствам насыщенные углеводороды получили название «гомологи метана». Собственно слово «гомолог» означает «подобный». Итак, вещества, о которых пойдет речь, по составу и свойствам являются гомологами метана.
Представителем ряда метана является насыщенный углеводород - этан, химический состав которого выражает формула С₂Н₆. Обратимся к демонстрации модели молекулы, чтобы лучше осознать образование химических связей в молекуле этана (рис. 70, 71).

Итак, в молекуле этана по сравнению с молекулой метана, на один атом Углерода и два атома Водорода больше, то есть отличие заключается в количестве атомов на группу - СН₂ -.

Строение молекулы можно рассматривать как молекулу метана, в которой атом Водорода замещен на группу атомов -СН₃.
Следующий представитель этого ряда - пропан С₃Н₈. Рассмотрим модели молекулы пропана (рис. 72, 73).

По сравнению с молекулой этана в молекуле пропана на одну группу атомов -СН₂- больше. Поэтому электронная и структурная формулы пропана такие:

Рассмотрев пространственное размещение атомов в молекулах, представленных моделями, видим, что валентный угол не изменился. Как и в метане, образование химических связей между атомами Углерода и Углерода и Водорода происходит в направлении к вершинам тетраэдра. Соответственно, углеродная цепь имеет не линейную, а зигзагообразную структуру. Длина связей между атомами Углерода составляет 0,154 нм.

Наверное, вы догадались, что бутан С₄Н₁₀ тоже отличается по составу молекулы от предыдущего представителя алканов на группу атомов -СН₂-. Эту группу называют гомологической разницей. Ряд соединений, различающихся по составу на гомологическую разницу, называют гомологическим рядом. Итак, каждый последующий представитель гомологического ряда будет иметь на одну группу атомов -СН₂- больше в своем составе по сравнению с предыдущим представителем.

Гомологи - это соединения, сходные по строению молекул и химическим свойствам, но отличаются по составу молекул на одну или несколько групп атомов -СН₂-.

Если в структурной формуле не показывать связи между атомами Углерода и Водорода, то образуется сокращена структурная формула. Сокращены формулы для этана и пропана представлены ниже:

Названия, молекулярные и сокращенные структурные формулы первых десяти гомологов насыщенных углеводородов, их агрегатное состояние, температуры кипения и плавления приведены в таблице 11.

Итак, метан образует гомологический ряд насыщенных углеводородов.
По составу каждый следующий представитель этого ряда отличается от предыдущего на группу атомов - СН₂ -. Общая формула - С_nH_{2n + 2}, где n - количество атомов Углерода; соответственно можно вычислить количество атомов Водорода.

Напишите самостоятельно, пользуясь общей формулой, формулы гомологов метана, в состав которых входят: а) 6 и 8 атомов Углерода; б) 30 и 36 атомов Водорода.

Физические свойства

Физические свойства насыщенных углеводородов приведены в таблице 11 (с. 139). С увеличением относительной молекулярной массы растут температуры кипения, плавления и плотность.

Из таблицы 11 видно, что температуры кипения и плавления являются низкими по сравнению с неорганическими веществами. Это объясняется тем, что органические вещества, в частности алканы, - соединения молекулярного строения. Из неорганической химии вам известно, что связи между молекулами образуются на основании межмолекулярных сил и являются достаточно слабыми. Поэтому при нагревании они быстро разрушаются.

Гомологи метана, начиная с пентана, имеют характерные запахи. Они нерастворимы в воде и других полярных растворителях.

С повышением давления пропан и бутан легко сжижаются.

Химические свойства

Химические свойства гомологов метана подобны свойствам метана. Это обусловлено сходством качественного состава этих соединений и их строением. Итак, для алканов характерно вступать в реакции горения, разложения при сильном нагревании (термического разложения), замещения при взаимодействии с галогенами.
Реакции горения экзотермические, вследствие этих реакций образуются оксид углерода (IV) и вода. К примеру:

Вспомните, как доказать качественный состав насыщенных углеводородов (алканов).

Как и метан, при обычных условиях насыщенные углеводороды устойчивы к действию кислот, щелочей и сильных окислителей.

Значение гомологов метана

Гомологи метана имеют большое практическое значение и получили широкое применение в различных отраслях промышленности, что обусловлено свойствами этих соединений.

Вам уже известно, что пропан и бутан при пониженном давлении легко сжижаются. Ими наполняют баллоны, а еще их используют в качестве топлива в быту и в качестве топлива для транспорта.

Жидкие углеводороды пентан и гексан - хорошие растворители, а пентан - основа автомобильного топлива.
Смесь жидких и твердых углеводородов - вазелин - используют для смягчения.

Парафин - твердая смесь углеводородов - жирный на ощупь, хорошо сохраняет тепло, поэтому его используют в медицине и косметологии для глубинного прогрева. Им пропитывают пакеты для пищевых продуктов, а также изготавливают свечи.

Смесью углеводородов, смол и минеральных веществ является озокерит (горный воск), залежи которого находятся вблизи нефтяных месторождений. Благодаря высокой теплоемкости и низкой теплоотдаче озокерит используют в теплолечении. Он содержит необходимые организму соединения и биологически активные вещества, которые проникают сквозь кожу. На рисунке 76 изображено продукты переработки алканов.

Вывод:

• Метан - первый и самый распространенный представитель гомологического ряда насыщенных углеводородов (алканов), строение которых отражают общей формулой С_nH_2n+2.
• Названия первых четырех алканов сложились исторически, а начиная с пентана - происходят от названий греческих числительных с добавлением суффикса -ан.
• Среди десяти представителей гомологического ряда первые четыре - газы, остальные - жидкости. Начиная с углеводорода, который содержит в своем составе 16 атомов углерода, представители гомологического ряда - твердые вещества.
• Углеродная цепь в молекулах алканов зигзагообразная.
• С увеличением относительных молекулярных масс алканов растут их температуры плавления и кипения.
• Насыщенные углеводороды вступают в реакции окисления, термического разложения, замещения; устойчивы к действию кислот, щелочей, сильных окислителей.
• Насыщенные углеводороды (алканы) и продукты их переработки получили широкое применение в промышленности органического синтеза в качестве топлива, а также - в медицине, фармацевтической и парфюмерной промышленности.

Этилен и ацетилен как представители непредельных углеводородов

Состав и строение молекул этилена и ацетилена: Метан и гомологи ряда метана относятся к насыщенным углеводородам. Однако есть органические соединения, состоящие только из Углерода и Водорода, но по их молекулярной формуле четырёхвалентность атомов Углерода вызывает сомнение. Такими соединениями являются этилен С₂Н₄ и ацетилен С₂Н₂.

Проанализируем состав молекул этих веществ. По сравнению с насыщенным углеводородом этаном, в составе этилена есть на два атома Водорода меньше. Следовательно, не все валентные орбитали атома Углерода образуют связи с атомами Водорода.

Выяснено, что атомы Углерода в молекуле этилена образуют химические связи между собой, тратя по два валентных электрона. Между ними возникают две общие электронные пары. Такая связь называется двойной. Два других валентные электрона каждого атома Углерода образуют ковалентную связь с атомами Водорода.
Рассмотрим масштабную и шаростержневую модели молекулы этилена (рис. 77).

Масштабная модель наглядно демонстрирует, что расстояние между атомами Углерода уменьшилось. Исследованиями доказано, что оно составляет 0,134 нм.

Вспомните, какое расстояние между атомами Углерода в насыщенных углеводородов.

Молекула этилена плоская, то есть все атомы расположены в одной плоскости, валентный угол составляет 120 °.
На основе рассмотренных моделей составим электронную и структурную формулы ацетилена:

В молекуле ацетилена (рис. 78) по сравнению с этиленом, на два атома Водорода меньше. Поэтому между атомами Углерода имеется тройная связь, то есть каждый атом Углерода тратит по три валентных орбитали на образование связей между ними. Остается по одному электрону на образование связей с атомами Водорода.
Электронная и структурная формулы ацетилена представлены ниже:

 

За счет образования тройной связи длина углерод-углеродной связи становится меньше, чем в этилене, и составляет 0,120 нм, а валентный угол - 180 °.
Двойную и тройную связи называют кратными. Свободное вращение атомов вокруг кратных химических связей невозможно. Углеводороды, в молекулах которых имеются кратные связи, называют ненасыщенными.

Физические свойства этилена и ацетилена

Физические свойства ненасыщенных углеводородов этилена и ацетилена приведены в таблице 12.

Химические свойства этилена и ацетилена: Как все органические вещества,
этилен и ацетилен являются горючими газами. Во время горения этих соединений выделяется большое количество тепла. Продуктами горения является оксид углерода (IV) и вода:

 

Реакции горения этилена и ацетилена экзотермические

Однако горение происходит с образованием светящегося пламени в этилене и выделением копоти в ацетилене. Чтобы объяснить это, выполните вычисления.

Вычислите массовые доли Углерода в составе этилена и ацетилена.

Массовые доли Углерода в составе этих соединений больше, чем в насыщенном углеводороде метане. Поэтому во время горения полностью окисляется не весь Углерод. В пламени есть раскаленные частицы углерода, которые вызывают его свечение. Большее содержание Углерода - в молекуле ацетилена.

Кроме реакции горения, этилену и ацетилену, как ненасыщенным углеводородам, присущие реакции присоединения. В частности, реакция присоединения брома является качественной для ненасыщенных углеводородов. При пропускании этих газов через бромную воду желтого цвета вода обесцвечивается.
Уравнения реакций:

 

Важно знать, что смесь этих веществ с кислородом взрывоопасна. Поэтому во время пользования ими необходимо проверять их на чистоту с целью сохранения здоровья.

Применение этилена и ацетилена

Этилен и продукты его переработки получили широкое применение. Прежде всего его используют для синтеза этанола, уксусной кислоты, полиэтилена.

С участием этилена регулируют созревание овощей и фруктов во время хранения их на складах или при транспортировке. Складские помещения хорошо проветривают и регулируют температуру в них в пределах 20-25 ° С.
Для созревания томатов к зеленым плодам добавляют несколько красных (рис. 79).

Красные плоды выделяют этилен, что ускоряет созревание зеленых томатов. Это естественный процесс.
Если количество плодов значительно, то процесс созревания проводят в герметичных камерах при такой же температуре. В камеры периодически подают этилен из расчета 0,2-1 л/м³ (в зависимости от разновидности плодов). Таким образом ускоряют созревание лимонов и апельсинов, яблок, бананов.  Хлорпроизводные, образующиеся вследствие реакций присоединения, используют для обеззараживания зернохранилищ, как средства борьбы с вредителями ягодных кустов, винограда.

Ацетилен, как и этилен, применяют в органическом синтезе уксусной кислоты, ацетальдегида, этанола. Он является сырьем для производства пластмасс, синтетических каучуков, клеев, растворителей.

В большом количестве ацетилен используют для резки и сварки металлов, поскольку он при горении в кислороде выделяет большое количество тепла (температура пламени превышает 3000 ° С). Смеси ацетилена с кислородом и воздухом взрывоопасны. Поэтому обращаться с ними нужно очень осторожно.

Если этилен выделяется во время созревания овощей и фруктов, ацетилен в природе не бывает. Это обусловлено его высокой реакционной способностью.

Вывод:

• Этилен и ацетилен - представители ненасыщенных углеводородов, химический состав которых описывают молекулярными формулами С₂Н₄ и С₂Н₂ соответственно.
• В молекуле этилена атомы углерода тратят по два валентных электрона на образование связей между собой, то есть возникает двойная связь -С = С-. углерод - четырехвалентный.
• В молекуле ацетилена каждый атом Углерода использует по три валентных электрона на образование химической связи. Такую связь называют тройной -С≡С-. Двойные и тройные связи называют кратными.
• Этен и ацетилен - бесцветные газы, малорастворимые в воде, сжижаются при низких температурах, имеют низкие температуры плавления и кипения. Этилен, в отличие от ацетилена, имеет слабый сладковатый запах.
• Во время горения (полного окисления) образуются оксид углерода (IV) и вода. За счет кратных связей этилен и ацетилен вступают в реакции присоединения.
• Этилен и ацетилен получили широкое применение в органическом синтезе. Этилен ускоряет созревание овощей и фруктов, ацетилен используют для резки и сварки металлов.

Решение задач на тему: Ацетиленовые углеводороды

Задача №165

Напишите структурные формулы всех алкинов состава , имеющих в своем составе только один третичный атом Углерода, и назовите их.

Решение. Общая структурная формула всех углеводородов, содержащих только один третичный атом Углерода:

где R, R', R" в нашем случае содержат только первичные и вторичные атомы углерода. Всего на три радикала R, R', R" приходится пять атомов углерода: 5 = 3 + 1 + 1 = 2 + 2 + 1.

Первому разбиению (3 + 1 + 1) атомов Углерода по радикалам соответствуют два алкина, различающиеся положением тройной связи в радикале С₃Н₃:

Второму разбиению (2 + 2 + 1) соответствует только один алкин, так как радикалы, содержащие один или два атома Углерода, не имеют изомеров:

Ответ. Три изомера.

Задача №166

При пропускании смеси пропана и ацетилена через стакан с бромной водой масса стакана увеличилась на 1,3 г. При полном сгорании такого же количества исходной смеси углеводородов выделилось 14 л (н. у.) оксида углерода (IV). Определите массовую долю пропана в исходной смеси.

Решение. Ацетилен поглощается бромной водой:

1,3 г — это масса ацетилена. = 1,3/26 = 0,05 моль. При сгорании этого количества ацетилена по уравнению

выделилось 2 • 0,05 = 0,1 моль . Общее количество равно 14/22,4 = 0,625 моль. При сгорании пропана по уравнению

выделилось 0,625 - 0,1 = 0,525 моль , при этом в реакцию вступило 0,525/3 = 0,175 моль С₃Н₈ массой 0,175 • 44 = 7,7 г.

Общая масса смеси углеводородов равна 1,3 + 7,7 = 9,0 г, а массовая доля пропана составляет = 7,7/9,0 = 0,856, или 85,6%.

Ответ. 85,6% пропана.

Задача №167

Ацетиленовый углеводород, содержащий пять углеродных атомов в главной цепи, может максимально присоединить 80 г брома с образованием продукта реакции массой 104 г. Определите строение ацетиленового углеводорода, если известно, что он не вступает в реакцию с аммиачным раствором оксида серебра.

Решение. К тройной связи в ацетиленовых углеводородах могут присоединиться две молекулы брома:

= 80/160 = 0,5 моль; = 0,5/2 = 0,25 моль. В реакцию с бромом вступило 104 - 80 = 24 г углеводорода ; следовательно, его молярная масса равна = 24/0,25 = 96 г/моль, откуда следует, что n = 7.

Углеводород не реагирует с аммиачным раствором оксида серебра; следовательно, тройная связь находится в середине цепи. Существует только один алкин состава с пятью атомами Углерода в главной цепи и с тройной связью в положении 2 — это 4,4-диметилпентин-2:

Ответ. 4,4-диметилпентин-2.

Задача №168

Эквимолярная смесь ацетилена и формальдегида полностью прореагировала с 69,6 г оксида серебра (аммиачный раствор). Определите состав смеси (в % по массе).

Решение. Оксид серебра реагирует с обоими веществами в смеси:

(Уравнения реакции записаны в упрощенном виде.)

Пусть в смеси содержалось по х моль Эта смесь прореагировала с 69,6 г оксида серебра, что составляет 69,6/232 = 0,3 моль. В первую реакцию вступило х моль , во вторую — 2х моль , всего — 0,3 моль, откуда следует, что х = 0,1.

= 0,1 • 26 = 2,6 г; = 0,1 • 30 = 3,0 г; общая масса смеси равна 2,6 + 3,0 = 5,6 г. Массовые доли компонентов в смеси равны: ) = 2,6/5,6 = 0,464, или 46,4%; = 3,0/5,6 = 0,536, или 53,6%.

Ответ. 46,4% ацетилена, 53,4% формальдегида.

Задача №169

Некоторый углеводород X при действии избытка бромной воды образует тетрабромпроизводное, содержащее 75,8% брома по массе, а при кипячении с раствором перманганата калия в присутствии серной кислоты образует только одну одноосновную карбоновую кислоту. Установите молекулярную и структурную формулы углеводорода X. Напишите уравнения проведенных реакций, а также уравнение реакции гидратации этого углеводорода.

Решение. Пусть формула неизвестного углеводорода — Реакция этого вещества с бромом описывается следующим уравнением:

Массовая доля брома в 1 моль тетрабромпроизводного равна

откуда 12x + у = 102. При решении этого уравнения методом перебора по х получается х = 8, у = 6. Молекулярная формула углеводорода — . Этот сильно ненасыщенный углеводород может присоединить не более четырех атомов брома; следовательно, он содержит не более одной тройной или двух двойных связей. Вся остальная ненасыщенность может быть «скрыта» только в бензольном кольце. Ароматический углеводород состава не может содержать две двойные связи в боковых цепях (не хватает атомов углерода); следовательно, он содержит тройную связь и называется фенилацетилен или ацетиленилбензол:

Это вещество полностью удовлетворяет условию задачи, так как при его окислении с разрывом тройной связи образуется только одна одноосновная кислота — бензойная:

Уравнение реакции окисления:

Гидратация этого углеводорода протекает аналогично гидратации гомологов ацетилена:

Ответ. Фенилацетилен.

Задача №170

При гидратации двух нециклических углеводородов, содержащих одинаковое число атомов Углерода, образовались монофункциональные производные — спирт и кетон — в молярном соотношении 2:1. Масса продуктов сгорания исходной смеси после пропускания через трубку с избытком сульфата меди уменьшилась на 27,27%. Установите строение исходных углеводородов, если известно, что при пропускании их смеси через аммиачный раствор оксида серебра выпадает осадок, а один из них имеет разветвленный углеродный скелет. Напишите уравнения всех упомянутых реакций и укажите условия их проведения.

Решение. Естественная переменная для этой задачи — число атомов углерода n. Как следует из продуктов гидратации, в состав исходной смеси входили алкен и алкин , причем алкена было в два раза больше: = Запишем уравнения гидратации в молекулярном виде:

Возьмем 2 моль алкена и 1 моль алкина. В результате сгорания этой смеси по уравнениям

образуются углекислый газ в количестве = 2n + n = 3n и вода в количестве = 2n + (n - 1) = (3n - 1). Общая масса продуктов сгорания равна

Пары воды поглощаются сульфатом меди:

По условию, масса воды 27,27% от массы исходной смеси:

откуда n = 4.

Единственный алкин состава который дает осадок с — бутин-1:

Этот углеводород имеет неразветвленный углеродный скелет; следовательно, у алкена — разветвленный скелет. Существует единственный алкен состава с разветвленным скелетом — 2-метилпропен:

Реакции гидратации протекают по правилу Марковникова:

Ответ. 2-Метилпропен, бутин-1.

Объемные отношения газов в химических реакциях

Изучение закона Авогадро и использование его при решении задач убедило вас, что измерять объемы газов проще, чем вычислять массы. Поэтому химики, работая с газами, пытались определить соотношение между объемами газов в процессе химических реакций. Известный французский химик А. Л. Лавуазье устанавливал соотношение объемов кислорода и водорода в реакции образования воды из этих веществ. В 1805 Ж.-Л. Гей-Люссак вместе с А. фон Гумбольдтом определили, что во время реакции водорода с кислородом расходуется вдвое больший объем водорода, чем кислорода. Объем образованного водяного пара соответствует объему водорода. Многочисленные экспериментальные исследования ученый обобщил в законе объемных отношений газов (1808).

Объемы газов, вступающих в реакцию, относятся друг к другу и к объемам газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

Уравнение реакции:

Таким образом, соотношение газов до и после реакции можно представить следующим образом: 2 : 1 : 2.

Согласно закону Авогадро коэффициенты указывают на количество вещества соединений, участвующих в реакции и образующихся в результате ее течения. Это дает основание использовать закон объемных отношений для решения задач.

Рассмотрим примеры решения соответствующих задач.

Задача №171

Метан объемом 250 л полностью сгорел в кислороде. Вычислите объем кислорода (н. у.), что потратился во время реакции.
Известно:
V (CH₄) = 250 л

V (О₂) -?
Решение
Напишем уравнение реакции:

Поскольку V (СН₄): V (О₂) = 1: 2,
то V (О₂) = 2 · 250 л = 500 л.
Ответ: при сгорании метана объемом 250 л потратится кислород объемом 500 л.

Задача №172

Рассчитайте объемы этана и кислорода (н. у.), что вступили в реакцию горения, если образовался оксид углерода (IV) объемом 134,4 л.

Известно:
V (CO₂) = 134,4 л
V (С₂Н₆) -?
V (О₂) -?
Решение
1. Напишем уравнение реакции:

Поскольку V (С₂Н₆): V (CO₂) = 2 : 4,

2. Отношение V (О₂): V (CO₂) = 7: 4.
Тогда 
Ответ: в реакции горения приняли участие этан объемом 67,2 л и кислород объемом 235,2 л.

Вывод:

• В вычислениях с химическими реакциями, происходящими между газами, используют закон объемных отношений газов Ж.-Л. Гей-Люссака.
• Закон объемных отношений: объемы газов, вступающих в реакцию, относятся друг к другу и к объемам газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

Понятие о полимерах на примере полиэтилена

На основании ненасыщенных углеводородов синтезируют высокомолекулярные соединения - полимеры. Они образуются в результате сочетания большого количества молекул веществ, которые имеют в своем составе кратные связи. Название «полимер» происходит от греческого poly - «много, большой» и meros - «часть, частица». Итак, в составе полимера содержится много частиц.

Рассмотрим образования полимеров на примере реакции полимеризации этилена. Запишем реакцию сообщение между молекулами этилена:

 

Как показано на рисунке 80, молекулы этилена являются исходным веществом для синтеза полиэтилена.

Низкомолекулярные вещества, вступающие в реакцию полимеризации, называют мономерами.
Итак, полимер состоит из структурных звеньев, которые много раз повторяются. В структуре полиэтилена таким звеном является группа атомов -СН₂-СН₂. Это остатки молекул мономеров, поэтому их еще называют мономерными звеньями.

Собственно процесс образования полимера называют полимеризацией, а число, указывающее на количество мономерных звеньев, - степенью полимеризации. В схеме реакции (см. Рис. 80) на степень полимеризации указывает число n.

Количество мономерных звеньев в полимерах может быть разным, то есть с высокой или низкой степенью полимеризации. Поэтому точно определить относительную молекулярную массу полимера невозможно. В таком случае речь идет о среднем значении относительной молекулярной массы. У полимеров она составляет от десятков до сотен тысяч.

Физические и химические свойства полиэтилена

Полиэтилен по своему строению очень похож на насыщенные углеводороды с большой относительной молекулярной массой. По внешнему виду напоминает парафин. Это твердое, бесцветное, прозрачное или белого цвета вещество, несколько жирное на ощупь. Полиэтилен легче воды, поэтому не тонет в ней и не растворяется. При невысоких температурах (диапазон плавления - 102-137 ° С) в зависимости от строения полимера, который может иметь короткие, длинные и спутанные в клубки цепи, он размягчается и плавится. В размягченном состоянии полиэтилену можно придать любую форму, которую он
сохраняет и после охлаждения (рис. 81).

Для подтверждения этого проведем демонстрационный опыт.
Опыт 1. Вносим в пламя спиртовки пробку от полиэтиленовой бутылки, встроенную в держатель, и подержим несколько секунд. Пробка размягчается. Стеклянной палочкой изменим ее форму и оставим для охлаждения. После охлаждения форма пробки не изменилась.
Итак, полиэтилен - термопластичный.

Опыт 2. Возьмем полоску полиэтилена и испытаем на прочность. Попробуем ее разорвать, потянув в разные стороны. Убеждаемся, что разорвать полоску трудно. Итак, полиэтилен является прочным. Кроме того, отметим, что полиэтилен эластичный, нетоксичен, не имеет запаха, не проводит электрический ток. Проведем еще один опыт.

Опыт 3. Положим в три пробирки по несколько кусочков или гранул полиэтилена. Добавим в каждую из них по очереди растворы кислоты, щелочи и перманганата калия. В пробирках не произошло никаких изменений. Итак, можно сделать вывод, что полиэтилен устойчив к действию этих веществ.

Опыт 4. Положим в три пробирки по несколько кусочков или гранул полиэтилена. Добавим в каждую из них по очереди органические растворители: ацетон, дихлорэтан, этанол (этиловый спирт). Оставим пробирки на несколько часов в вытяжном шкафу. Как выяснится, полиэтилен нерастворим в органических растворителях.

Применение полиэтилена

Применение полиэтилена обусловлено его свойствами. В зависимости от условий реакции полимеризации получают полимеры различной молекулярной массы и плотности. Полиэтилен с короткими цепями имеет свойства смазки. Отличается по свойствам полиэтилен с неразветвлёнными и разветвленными цепями. Что меньшее количество разветвлений имеет полиэтилен, то он тверже, прочнее, с большей плотностью.

Полиэтилен с длиной углеродной цепи до шести тысяч звеньев является достаточно жестким, прочным, износостойким и химически стойким материалом. Его используют для производства водопроводных и канализационных труб, шлангов, изоляционных и упаковочных материалов, в частности для упаковки пищевых продуктов, клейких пленок для теплиц, оберток для книг и тетрадей, бутылок, флаконов для косметических изделий, медицинского оборудования, посуды. Поскольку полиэтилен устойчив к воздействию низких температур, из него изготавливают емкости для замораживания продуктов в холодильных камерах. Кроме того, из полиэтилена делают диски, секционные полки, столы и кресла. Также им покрывают поверхности для защиты от коррозии.

В строительстве используют пенополиэтилен - материал, который имеет вид полиэтилена с пупырышками, заполненными воздухом. Этот материал применяют в качестве подложки под паркет с целью выравнивания поверхности и как теплоизоляцию. Пенополиэтиленом окутывают водопроводные трубы и изделия, которые могут разбиться при транспортировке и тому подобное.

Полиэтилен и экология

Несмотря на широкое применение полиэтилена, он представляет большую угрозу для окружающей среды. Во время его горения выделяются вредные вещества. Так, вместе с другими полимерами как побочный продукт выделяется сильнодействующий яд - синильная кислота. Особенно экологически опасно накопление упаковочных пакетов на свалках. Там часто случается самовозгорание мусора, а при горении выделяются диоксины и фураны. Они способны влиять на генетические изменения, которые вызывают мутации в растительном и животном мире. Кроме того, попадая в Мировой океан, упаковочные пакеты приводят к гибели многих морских животных. Полиэтилен неустойчив к солнечной радиации. Разлагаясь, он выделяет токсичные газы, которые попадают в атмосферу. Исследователи установили, что полиэтилен составляет примерно 40% бытового мусора. Он не разлагается в течение ста и более лет, создавая угрозу плодородия почв, чистоте природных водоемов. Проявления негативного влияния полиэтилена показано на рисунке 82.

Можно ли решить эту проблему? Во многих странах мира полиэтиленовые упаковочные пакеты заменены на бумажные. Рекомендуется использовать многоразовые сумки из ткани или вязаные сетки для продуктов.

Сохранение окружающей среды - дело каждого землянина. Все люди должны осознавать важность сохранения вод, почв от загрязнения веществами, которые не разлагаются в течение сотен лет. Чистая окружающая среда - залог нашего здоровья и благополучия.

Вывод:

• Полиэтилен - высокомолекулярное соединение, образующееся в результате реакции полимеризации этилена.
• Исходным веществом для синтеза полиэтилена является этилен, который служит мономером в реакции, а продуктом - полиэтилен (синтетический полимер).
• Полиэтилен - твердое, бесцветное, прозрачное или белого цвета вещество, несколько жирное на ощупь, легче воды, нерастворимое в воде и органических растворителях, термопластичное, газонепроницаемое, не проводит электрический ток, не имеет постоянных относительной молекулярной массы и температуры плавления.
• Полиэтилен - химически стойкое вещество, не вступает в химическое взаимодействие с кислотами, щелочами, сильными окислителями.
• Отходы полиэтилена, попадающие в мусор, - экологически опасны.

Распространение углеводородов в природе. Природные источники углеводородов

Распространение углеводородов в природе: Природными источниками углеводородов являются месторождения природного газа, нефти, каменного угля.

Природный газ: химический состав и распространение в природе. Природный газ - это природная смесь углеводородов, которые образовались в недрах Земли в результате разложения органических соединений. Как вам известно, в состав природного газа входит преимущественно метан - 90-95%. Остальное составляют газообразные насыщенные углеводороды (в частности, этан, пропан, бутан, пентан), а также в незначительных объемных процентах другие компоненты - гексан, азот, углекислый газ, сульфид водорода (рис. 85). 
Природный газ образует газовые месторождения. Он может иметь вид газовой «шапки», которая является составной частью нефтяных залежей, или быть растворенным в нефти или воде.

Важно отметить, что в настоящее время разрабатывают новые месторождения газа, которые называют нетрадиционными (добывание газа из уплотненных источников). К природным источникам углеводородов относятся сопутствующие нефтяные газы. Они залегают в земных недрах вместе с нефтью, образуя сверху нефти «шапку». Как и природный газ, сопутствующие газы представляют собой смесь летучих углеводородов. Отличаются от природного газа тем, что содержание метана в них значительно ниже. Однако эти газы богаты этаном, пропаном и бутаном.

Химический состав таких газов составляет: метан - 30-40%; этан - 7-7,5%; пропан - 21-22%; бутан - 20-20,5%. Поскольку в их составе имеется высокое содержание пропана и бутана, то смесь этих газов сжижают. Как уже отмечалось, ею наполняют баллоны, а также ее используют в качестве топлива в быту и горючего для автотранспорта. Кроме того, смесь газов используют как химическое сырье для синтеза пластмасс и каучуков, органических растворителей и клеев, для производства газового бензина, моторного топлива, водорода и сажи.

Нефть, состав и распространение в природе 

Нефть - это естественная смесь углеводородов разных классов. Вы уже ознакомились с гомологическим рядом насыщенных (алканами) и первыми представителями двух рядов ненасыщенных (алкенов и алкинов соответственно) углеводородов. Но ими не исчерпывается состав нефти. Она содержит насыщенные циклические и ароматические углеводороды, примеси других органических соединений.

Нефть - это густая, вязкая жидкость темно-бурого цвета (иногда черного). Если капнуть ее в воду, то она собирается на поверхности тонким слоем, то есть нефть не растворима в воде и легче ее. Она имеет характерный запах, жирная на ощупь, хорошо растворяется в органических растворителях - бензине, хлороформе (рис. 86).

Нефть горит светящимся пламенем (рис. 87).

Напишите свое суждение о горении нефти.

Углеводороды, входящие в состав нефти, имеют различные температуры кипения. Это свойство взято за основу разделения нефти. Суть перегонки нефти состоит в том, что при различных температурах отдельные углеводороды испаряются, а при охлаждении снова приобретают жидкое состояния.
Рассмотрим, какие фракции нефтепродуктов формируются во время перегонки. Таблица 13

Эту фракцию называют бензиновой. Когда температура достигает 150-200 ° С, выделяется вторая фракция - лигроин, содержащий смесь углеводородов состава С₈ - С₁₄. Следующая фракция - керосин. Это смесь углеводородов большей молекулярной массой состава С₁₂ - С₁₈. При температуре 240-300 ° С образуется газойль. В его состав входят углеводороды, содержащие углеродные цепи С₁₁ - С₂₀. Все вышеперечисленные фракции нефтепродуктов относятся к жидким. После их перегонки остается  мазут - темная вязкая жидкость, которую подвергают дальнейшей переработке. Из мазута путем расщепления дополнительно добывают бензин. Остаток мазута после извлечения из него вазелина и парафина называют гудроном. Применение углеводородов различных фракций перегонки нефти приведены в таблице 13.

Для повышения процента выхода бензина проводят вторичную переработку нефтепродуктов. Высокомолекулярные углеводороды, входящие в состав мазута, расщепляют на углеводороды с меньшей молекулярной массой. Такой процесс называют крекингом. Он происходит при высоких температурах и давлении и в присутствии катализатора.
Кроме указанных отраслей, нефть применяют в фармацевтической промышленности, производстве косметических средств, синтетических красителей, красок и т.

Уголь

Это твердое ископаемое углеводородное сырье, которое образовалось из остатков вымерших растений без доступа воздуха.
В зависимости от содержания Углерода различают три его разновидности. Древнейшим по происхождению является антрацит - уголь, в котором массовая доля углерода составляет 95%. Каменный уголь беднее на содержание углерода (75-90%). И «молодой» - бурый уголь, в составе которого содержится 65-70% углерода.

Бурый уголь, как «молодой» из ископаемого угля, часто содержит следы структуры дерева, из которого образовалось. Бурый уголь имеет высокую гигроскопичность, поэтому после его сжигания остается много пепла (7-30%). Поэтому этот вид угля используют как местное топливо и как сырье для химической переработки.

Каменный уголь (Рис. 88) - твердая смесь веществ черного цвета, хрупкий, без запаха.

Уголь используют как топливо в энергетике, коммунальном хозяйстве и других отраслях промышленности, поскольку сгорает оно с выделением большого количества тепла. Запасы каменного угля значительно превышают запасы нефти и природного газа.

Однако для химии органического синтеза важны продукты переработки угля. Один из способов переработки - коксование, заключающийся в разложении каменного угля при высоких температурах без доступа воздуха. Продукты коксования и их состав представлен на рисунке 89.

Все продукты коксования получили широкое применение в различных отраслях промышленности. Перспективным способом переработки угля с низким содержанием Углерода является газификация.

Полученную газовую смесь используют в качестве топлива. Из жидкой фракции получают смесь, подобную по составу бензину.

Экологические проблемы, вызываемые использованием углеводородного сырья

Природный газ, который широко используется в быту и промышленности, является экологически наиболее чистым топливом. Во время его сгорания выделяются вещества, которые менее вредны, чем те, что образуются при сгорании других видов топлива.

Однако наблюдается увеличение выбросов углекислого газа в атмосферу, что является опасным для окружающей среды. Одно из последствий - возникновение парникового эффекта.

Вспомните, какой вред окружающей среде наносит парниковый эффект.

Ученые считают, что парниковый эффект вызывает резкое повышение температуры, которое приводит к глобальному потеплению.

Нефть и нефтепродукты при небрежном обращении с ними тоже представляют экологическую угрозу. В основном они загрязняют реки, озера, моря и океаны.

Основными источниками загрязнения воды являются: утечка нефти и нефтепродуктов во время катастроф вследствие повреждения судов, транспортирующих эти продукты; слива продуктов химической, нефтехимической и горнодобывающей промышленности в реки, откуда они попадают в моря и океаны; загрязнения отходами жизнедеятельности людей.

На поверхности воды от нефти и нефтепродуктов образуется пленка, которая не пропускает солнечные лучи и кислород в водную среду. Это замедляет процессы фотосинтеза, соответственно вызывая гибель водорослей, рыб, водоплавающих птиц и других морских животных.

В результате загрязнения сточными водами, которые содержат отходы промышленности, в реках, озерах, морях и океанах увеличивается содержание сульфида водорода, солей азотной и ортофосфорной кислот. Поэтому размножается много водорослей, вода «зацветает». Это явление негативно влияет на другие экосистемы, водоемы загрязняются, что может привести к их полному исчезновению. Самовосстановления экосистем - длительный процесс.

Вывод:

• Источниками углеводородов являются природные залежи газа, нефти и угля.
• Природный газ - смесь углеводородов, в состав которой входит: метан - 90-95%, этан - 1-4%, пропан - 1-1,5%, бутан - 0,1-1%, пентан - 1%, а также в незначительных объемных процентах - гексан, азот, сульфид водорода, углекислый газ. Применяют в качестве топлива и сырья для органического синтеза.
• Сопутствующие нефтяные газы содержат метан - 30-40%, этан - 7-7,5%, пропан - 21-22%, бутан - 20-20,5%. Характеризуются высоким содержанием пропана и бутана. Смесью этих сжиженных газов наполняют баллоны, а также ее используют в качестве топлива в быту и горючее для автотранспорта. Кроме того, применяют как химическое сырье для синтеза пластмасс и каучуков, газового бензина и тому подобное.
• Нефть - смесь, в состав которой входят углеводороды различных классов. Во время термического разложения образуются нефтепродукты бензин, лигроин, керосин, газойль, мазут. Все нефтепродукты получили широкое применение: авиационный и автомобильный бензин, топливо для котлов и дизельных двигателей, масла, парафин, вазелин, гудрон и тому подобное.
• Каменный уголь - твердое ископаемое углеводородное сырье, содержащее 75-90% углерода. Продуктами переработки (коксования) каменного угля являются кокс, каменноугольная смола, коксовый газ, надсмольная вода. Все продукты коксования используют в металлургической промышленности и промышленности органического синтеза.
• Природный газ, нефть и нефтепродукты, каменный уголь при неправильном использования в промышленности угрожают окружающей среде.

Справочный материал по теме: Углеводороды

Кислородсодержащие органические вещества

Понятие о спиртах:

Состав и строение молекул этанола

Кроме органических веществ, в состав которых входят Углерод и Водород, существуют кислородсодержащие соединения. К ним относятся спирты - одно- и многоатомные. Представителем одноатомных спиртов является этанол, многоатомных - глицерин. Рассмотрим их состав и строение молекул.

Этанол - органическое соединение, строение которого можно рассматривать как производное этана, в молекуле которого замещен один атом Водорода. 

Напишем структурные формулы этих соединений.

Органические вещества, в состав которых входит одна или несколько гидроксильных групп, называют спиртами.

На рисунке 91 изображено масштабную модель молекулы этанола. Обе модели показывают, что в составе молекулы этанола есть только одна гидроксильная группа. Такие спирты относятся к группе одноатомных.

На основе структурной формулы этанола можно составить электронную формулу, заменив черточки точками.

Электронная формула наглядно показывает, что в молекуле этанола атомы Углерода - четырехвалентны.
Сокращенная структурная формула этанола: СН₃-СН₂ОН.
Наличие в составе молекулы гидроксильной группы, в частности атома Кислорода, вызывает ее полярность. Атом Кислорода, как более электроотрицательный, оттягивает на себя электронную плотность связи О-Н.
На атоме Кислорода образуется частичный отрицательный заряд, а на атоме Водорода - частичный положительный. Их обозначают соответственно δ- и δ +. Смещение электронной плотности обозначают стрелкой, направленной к более электроотрицательному элементу.

 

Итак, молекула этанола - полярная. Это влияет на свойства вещества и класса веществ, к которому оно принадлежит.

Физические свойства этанола

Этанол (этиловый спирт) - это жидкость, хорошо растворимая в воде в любых соотношениях. Прозрачная, имеет характерный запах. Температура кипения низкая и составляет 78,4 ° С. Плотность - 0,8 г/мл.

Среди спиртов нет газов. Это объясняется наличием полярной ковалентной связи, благодаря чему между молекулами, подобно воде, возникает водородная связь.

Вспомните, какую связь называют водородной.

Образование водородной связи между молекулами спиртов показано на примере этанола (рис. 92), а между молекулами воды и этанола - на рисунке 93.

Водородная связь образуется между атомом Водорода, на котором концентрируется частичный положительный заряд одной молекулы, и атомом Кислорода другой молекулы, на котором сосредоточен частичный отрицательный заряд. Молекулы спирта ассоциированные.

Химические свойства этанола

Вам уже известно, что свойства веществ зависят от их строения. Поэтому свойства этанола обусловленные составом молекулы, которая содержит группу ОН и остаток насыщенного углеводорода этана -С₂Н₅. Все органические вещества горят. Проведем демонстрационный опыт.
Опыт 1. Нальём этанол на дно чашки Петри и осторожно зажжем его как легковоспламеняющееся вещество, он быстро загорается и горит голубым, едва заметным пламенем с выделением большого количества тепла (рис. 94).

Уравнение реакции:

Состав и строение молекулы глицерина

Глицерин - трехатомный спирт, то есть в его молекуле содержится не одна, как у этанола, а три группы ОН. Строение его молекулы можно рассматривать как производное пропана, у которого у каждого атома Углерода один атом Водорода замещен гидроксильной группой (рис. 95, 96).

Физические свойства глицерина

Глицерин - жидкость без запаха и цвета, вязкая. Вязкость его по сравнению с этанолом, обусловлена ​​наличием трех гидроксильных групп. С их участием образуется больше водородных связей, чем у этанола. Сладкий на вкус. Температура кипения глицерина - 42 ° С. Это гигроскопичное вещество, то есть имеющее способность впитывать воду из воздуха. Поэтому глицерин хорошо растворим в воде. Проведем демонстрационный опыт.

Опыт 2. Нальём в пробирку воду объемом 0,5-1 мл. Добавим несколько капель глицерина и перемешаем смесь. Добавим еще несколько капель глицерина и снова перемешайте.  По результатам исследования можно сделать вывод, что глицерин хорошо растворим в воде.

Химические свойства глицерина

Химические свойства глицерина, как и физические, обусловленные наличием трех гидроксильных групп.

Поэтому их можно сравнивать с химическими свойствами этанола, то есть одноатомных спиртов.
Глицерин горит почти бесцветным пламенем, несмотря высокое содержание Углерода. Уравнение реакции: 

Глицерин взаимодействует с гидроксидом меди (II). Продемонстрируем это опытом.

Опыт 3. Добудьте гидроксид меди (II) реакцией обмена между растворами сульфата меди (II) и гидроксида натрия.

Напишите самостоятельно уравнения реакции.

К образовавшемуся осадку добавим глицерин объемом 1 мл. Смесь перемешаем. Наблюдаем, что осадок растворяется и образуется синий раствор глицерата меди (II).
С помощью этой реакции можно определить многоатомные спирты и отличить их от других органических соединений. Следовательно, эта реакция является качественной на многоатомные спирты.

Ядовитость этанола. Пагубное воздействие алкоголя на организм человека

Этанол - спирт, который оказывает наркотическое действие на организм человека. Изучая основы здоровья и биологию, вы узнали, что систематическое употребление спиртных напитков приводит к хроническому отравлению организма. Возникает заболевание - алкоголизм. Болезнь вызывает свойство этанола хорошо растворяться, а следовательно, и легко всасываться в кровь, которая разносит его ко всем органам. В печени спирты окисляются до альдегидов - токсических веществ, вызывающих такую ​​тяжелую болезнь, как цирроз (разрушение клеток печени).

При длительном употреблении спиртов поражаются все органы: ухудшается работа сердца и почек, нервной, сердечно-сосудистой систем. Снижается аппетит, возникают изменения в органах пищеварения.
У человека, который систематически употребляет алкоголь, наблюдаются ослабленное внимание, некоординированные движения, тормозится работа головного мозга.

Особый вред алкоголь наносит здоровью детей и подростков. Употребление его снижает остроту зрения и слуха, задерживает рост и умственное развитие, может вызвать страшное заболевание - малокровие.

Чтобы предотвратить эту опасность, каждый человек должен осознать губительное действие алкоголя и сознательно вести здоровый образ жизни. Это поможет решить две проблемы общества: медицинскую и социальную.

Применение этанола

Этанол и глицерин - спирты, имеющие важное значение в промышленности и быту. Области применения этанола представлен на рисунке 97.

Ознакомимся с каждой областью применения этанола подробнее.

В медицине этанол применяют для компрессов при простудных заболеваниях, изготовления лечебных настоек, для обеззараживания поверхности тела во время операций, анализа крови, дезинфекции хирургических инструментов, рук врача. Антисептическим действием этанола пользуются для консервирования биологических препаратов.

Этанол - альтернативный источник энергии для двигателей внутреннего сгорания, поскольку он, по сравнению с бензином, является экологически чистым. Добавка к бензину 10% этанола экономит использование нефти. Как энергетическое топливо используют в быту.

В качестве растворителя этанол применяют для изготовления экстрактов из растений, настоек из лечебных трав, их цветов или семян. В парфюмерии этанол - основной компонент ароматических косметических средств (духов, одеколонов, парфюмированной воды и т.д.). Получили распространение дезодоранты - средства против пота. Однако аэрозоли, в которых они растворены, негативно влияют на озоновый слой планеты.

В быту этанол пригоден для выведения жирных пятен. В пищевой промышленности его используют в качестве консерванта пищевых продуктов.
Достаточно широкий спектр применения этанола в качестве сырья в органическом синтезе. Значительное его количество расходуется на синтез уксусной кислоты, синтетических каучуков, резины, пластмасс, эфиров.

Применение глицерина

Глицерин - трехатомных спирт, используют в фармацевтической промышленности для изготовления мазей, гелей и кремов. На основе глицерина добывают нитроглицерин - сосудорасширяющее средство, в форме таблеток или капсул применяют при заболевании сердца. Это то самое вещество используют и для производства взрывчатых веществ. Глицерин, как и этанол - хороший растворитель. Поэтому его применяют для выведения пятен органического происхождения.
Как смягчающее средство, глицерин используют в косметологии для изготовления кремов, помад, зубных паст. Он входит в состав туалетного мыла. В кожевенной промышленности глицерин применяют для выделки кожи, а в текстильной - для смягчения нитей.

В пищевой промышленности глицерин добавляют к ликерам, хлебобулочным, макаронным и кондитерским изделиям.

Вывод:

• Этанол - одноатомный спирт, в состав которого входит остаток насыщенного углеводорода этана -С₂Н₅ и одна гидроксильная группа ОН.
• Глицерин - трехатомный спирт, молекулу которого рассматривают как производное пропана, у которого один атом Водорода у каждого атома Углерода замещен на гидроксильную группу.
• Физические и химические свойства спиртов (одноатомных и многоатомных) обусловлены наличием гидроксильных групп. В гидроксильной группе электронная плотность связи -О ← Н смещена к атому Кислорода. Молекулы спиртов полярные.
• Полярность молекул является причиной образования водородной связи.
• Этанол и глицерин вступают в реакции полного окисления, в результате которых образуются оксид углерода (IV) и вода. Реакции экзотермические.
• Качественной реакцией на глицерин является образование синего раствора при взаимодействии с гидроксидом меди (II).
• Этанол и глицерин широко применяют в медицине, пищевой промышленности, парфюмерии, органическом синтезе и тому подобное.
• Глицерин также используют в кожевенной и текстильной промышленности, производстве мыла, зубных паст, косметики.

Уксусная кислота физические и химические свойства, применение

Состав и строение молекулы уксусной кислоты: На примере уксусной кислоты вы ознакомитесь с представителем класса кислородорганических соединений - кислотами.

Раствор этой кислоты с массовой долей 9% известен под названием «уксус», его используют как вкусовую приправу.
Рассмотрим состав и строение молекулы уксусной кислоты. Ее можно рассматривать как производную метана, в молекуле которого один атом Водорода замещен на группу -СООН.

Сокращены структурная и электронная формулы, модели молекулы уксусной кислоты (рис. 98, 99) доказывают, что атом Углерода, как и в других органических соединениях, четырехвалентный.

Физические свойства

Уксусная кислота - бесцветная жидкость, прозрачная, с характерным запахом, летучая, кислая на вкус. Она хорошо растворяется в воде и сама растворяет многие органические соединения.

Плотность уксусной кислоты при обычных условиях - 1,05 г/см³, то есть она немного тяжелее воды. Температура плавления составляет 16,6 ° С, температура кипения - 181,1 ° С.

Объясните, почему температура кипения уксусной кислоты является высокой.

Химические свойства

Выясним состав молекулы уксусной кислоты. Она состоит из группы -CH₃ и карбоксильной группы. Атом Кислорода, соединенный двойной связью с атомом Углерода, как более электроотрицательный, вызывает смещение электронной плотности к нему. В результате ослабляется связь между атомами Кислорода и Водорода. Атом Водорода становится подвижнее и может замещаться, подтверждая ее кислотный характер.

Электролитическая диссоциация

Несмотря на то, что уксусная кислота является слабым электролитом, она распадается частично на ионы - катионы Водорода и анионы кислотного остатка:

Диссоциации кислоты и наличие ионов Водорода в растворе можно подтвердить изменением окраски индикаторов. Проведем демонстрационный опыт.

Вспомните действие неорганических кислот на индикаторы.

Опыт 1. Действие уксусной кислоты на индикаторы. Нальем в три пробирки раствор уксусной кислоты объемом 1,5-2 мл. В каждую из пробирок добавим по несколько капель растворов индикаторов: в первую - лакмуса, во вторую - метилового оранжевого, в третью опустим универсальную индикаторную бумагу. Наблюдаем изменение окраски индикаторов, что является убедительным доказательством кислотной среды в растворе этой кислоты.

Взаимодействие с металлами

Взаимодействует уксусная кислота с металлами, проверим с помощью опыта.

Вспомните, как взаимодействуют неорганические кислоты с металлами.

Опыт 2. Взаимодействие уксусной кислоты с магнием. Положим в две пробирки по грануле магния. Нальем в первую пробирку раствор уксусной кислоты, во вторую - соляной кислоты.
В двух пробирках происходят реакции, сопровождающиеся выделением водорода. Однако в пробирке с уксусной кислотой водород выделяется медленнее. Это свидетельствует о том, что она является слабой кислотой. Напишем уравнение реакции:

Ионно-молекулярное уравнение:

Соли уксусной кислоты получили общее название ацетаты.
Объясните, почему в ионно-молекулярном уравнении уксусная кислота представлена ​​в молекулярной форме.

Взаимодействие со щелочами. Как и неорганические кислоты, уксусная кислота взаимодействует с растворами щелочей. Проведем демонстрационный опыт.

Опыт 3. Взаимодействие уксусная кислоты с щелочами. Нальем в пробирку раствор гидроксида натрия объемом 1 мл и добавим несколько капель раствора фенолфталеина. Небольшими порциями добавим раствор уксусной кислоты.
Фенолфталеин обесцвечивается. Итак, уксусная кислота нейтрализовала щелочь: 

Ионно-молекулярное уравнение реакции:

Опыт 4. Взаимодействие уксусной кислоты с солями. Положим в пробирку кусочек мела. Добавим раствор уксусной кислоты. Происходит выделение газа:

Результаты проведенных исследований свидетельствуют о том, что уксусная кислота проявляет свойства, подобные свойствам неорганических кислот.
Однако, как органическое соединение, она горит слабосветящимся пламенем с образованием оксида углерода (IV) и воды.

Применение уксусной кислоты

Уксусная кислота, известная человечеству издавна, имеет чрезвычайно широкий спектр применения в быту и различных отраслях промышленности (рис. 100).

Расскажите о применении уксусной кислоты, пользуясь схемой (рис. 100), или выполните учебный проект.

Вывод:

• Уксусная кислота - представитель насыщенных карбоновых кислот, в состав которой входит остаток молекулы метана -СН₃ и карбоксильная группа -СООН.
• Карбоксильная группа обуславливает свойства уксусной кислоты вследствие поляризации связи к более электроотрицательному атому Кислорода и ослаблениясвязи между атомами Кислорода и Водорода.
• Уксусная кислота - слабый электролит, однако меняет окраску индикаторов. Как кислота реагирует с металлами, основаниями, солями.
• Уксусную кислоту широко применяют в различных отраслях промышленности: пищевой, текстильной, фармацевтической, она является сырьем для органического синтеза, растворителем многих веществ.

Понятие о высших карбоновых кислотах

В отличие от уксусной кислоты, высшие карбоновые кислоты характеризуются тем, что в состав их молекул входят более 10 атомов Углерода. Они принадлежат к одноосновным, потому что в каждой молекуле содержится только одна карбоксильная группа. Среди высших карбоновых кислот есть кислоты насыщенного и ненасыщенного состава.

К высшими насыщенным одноосновным карбоновым кислотам относятся пальмитиновая (гексадекановая) и стеариновая (октадекановая) кислоты.

Рассмотрим состав их молекул. Химическая формула пальмитиновой кислоты: СН₃- (CH₂) ₁₄-СООН. Ее молекула содержит насыщенный углеводородный радикал -С₁₅Н₃₁ и карбоксильную группу -СООН.

Химическая формула стеариновой кислоты СН₃- (CH₂) ₁₆-СООН. Углеводородный радикал -С₁₇Н₃₅ соединен с карбоксильной группой. Из высших ненасыщенных карбоновых кислот распространена олеиновая (9-октадеценовая) кислота, молекулярная формула которой С₁₇Н₃₃-СООН. Модели масштабных молекул пальмитиновой и олеиновой кислот изображено на рисунках 101 и 102.

Физические свойства высших карбоновых кислот. Пальмитиновая и стеариновая кислоты - твердые вещества белого цвета (рис. 103), нерастворимые в воде.

 

Они не имеют запаха, жирные на ощупь. Удостовериться в этом можно, исследовав стеариновую свечу. Высшие ненасыщенные кислоты в основном растительного происхождения, хотя есть исключения. Олеиновая кислота - жидкость, жирная, нерастворимая в воде. 

Химические свойства

Высшие карбоновые кислоты, насыщенные и ненасыщенные, реагируют с растворами щелочей с образованием солей пальмитиновой, стеариновой и олеиновой кислот. Уравнения реакций:

В результате взаимодействия с гидроксидами натрия и калия образуются натриевые и калиевые соли пальмитиновой и стеариновой кислот, которые являются основной составной частью мыла. Пальмитиновая и стеариновая кислоты реагируют с растворами солей.
К примеру: 

Олеиновая кислота, реагируя со щелочами, образует соли - олеаты.

Напишите самостоятельно уравнения реакций взаимодействия олеиновой кислоты с гидроксидом натрия и карбонатом натрия.

Взаимодействие высших карбоновых кислот с содой - это промышленный способ получения хозяйственного мыла. Добавляя ароматизаторы, красители, жиры, растительные добавки, духи, из него изготавливают различные сорта туалетного мыла. Его качество зависит от ингредиентов и способа производства. Итак, соли высших карбоновых кислот называют мылом. Их разделяют на твердые и жидкие. Натриевые соли - это твердое мыло, калиевые - жидкое. Они хорошо растворимы в воде, мыльные на ощупь, проявляют высокое моющее действие.

Моющее действие мыла

Основным веществом мыла являются соли высших карбоновых кислот. В их состав входят неполярный большой (С₁₅-С₁₇) углеводородный радикал и полярная составляющая - группа атомов.

Попадая в воду, ионы кислотных остатков высших карбоновых кислот своими полярными полюсами ориентируются на полярные молекулы воды, а неполярными углеводородными радикалами - к неполярным частицам грязи. Частицы грязи попадают в окружение «мыльных» ионов, они легко отщепляются и переходят в раствор.

Нерастворимыми в воде являются соли высших карбоновых кислот, в состав которых входят ионы Кальция и Магния. Они образуются в результате реакций обмена между солями, содержащиеся в жесткой воде и выпадают в осадок. В результате мыло теряет моющее свойство.

В последнее время получил распространение способ мыловарения в домашних условиях. Популярность такого мыла обусловлена ​​тем, что оно качественное и полезное. Для изготовления мыла в домашних условиях используют натуральные жиры - как твердые, так и жидкие, в частности: свиное, говяжье, баранье сало, оливковое, льняное, конопляное, пальмовое и другие масла, натуральные красители и душистые травы, фрукты. Мылу предоставляют различную форму, цвет, благодаря чему оно имеет значительно красивый вид (рис. 104) 

 

Физиологическое действие мыла

Прежде всего мыло является средством гигиены человека. Хозяйственное мыло - антисептик, поэтому может быть использовано для лечения ран, воспалительных процессов кожи, грибковых заболеваний ногтей на ногах и стопах. Мытье волос хозяйственным мылом лишает человека перхоти, которая появляется в результате сухости кожи головы. Мылом протирают место ожога, а мыльным раствором лечат насморк на начальной стадии.

Туалетное мыло проявляет полезное действие в зависимости от ингредиентов в нем. Это могут быть экстракты различных трав, в частности ромашки, алоэ, календулы лекарственной (календулы), зверобоя, пихты. Они действуют как защитное, успокаивающее, тонизирующее, питательное средство, предупреждают покраснение от внешних раздражителей, прыщей и угрей. Вазелин, глицерин и мед в мыле помогают избежать пересыхания кожи, размягчают ее, делают нежной и привлекательной.

Поэтому важно уметь правильно подобрать мыло для собственного пользования. В этом вам поможет умение прочитать и проанализировать этикетку. Избыточное количество синтетических веществ, ароматизаторов, красителей, веществ для дезинфикции негативно влияет на кожу, делает ее сухой и грубой, вызывает аллергические проявления.

В каждом хозяйстве мыло является средством соблюдения чистоты не только рук и тела, но и одежды (стирка), посуды, поверхностей мебели. Производство мыла в домашних условиях может стать основой предпринимательской деятельности всей семьи.

В природе встречаются растения, содержащие сапонины. Название происходит от латинского слова sapo, что означает «мыло». Сапонины содержатся в различных частях растений: корнях и корневищах, стеблях, листьях, цветах. Им свойственна высокая поверхностная активность. Сапонины есть в бузине, корневищах мыльнянки лекарственной, папоротника, орляка, корнях женьшеня, синюхи голубой, калужницы болотной, белой лилии и другие. Они обезболивают раны, разжижают бронхиальную слизь, устраняют воспаление.

Вывод:

• Высшие одноосновные карбоновые кислоты делятся на насыщенные и ненасыщенные. Из насыщенных наиболее распространены пальмитиновая и стеариновая кислоты, из ненасыщенных - олеиновая.
• В состав высших карбоновых кислот входят неполярные углеводородные радикалы с большим количеством атомов углерода (С₁₅ - С₁₇) и полярные карбоксильные группы -СООН.
• Натриевые и калиевые соли высших карбоновых кислот называют мылом. Натриевые соли образуют твердое мыло, калиевые - жидкое.
• Моющее действие мыла обусловлено его составом и строением.
• Мыло - средство гигиены, залог чистоты посуды, одежды, поверхности мебели, средство профилактики и лечения многих заболеваний кожи и организма в целом.
• Моющее действие присуще многим растениям, содержащих сапонины.

Жиры, их биологическая роль

Состав и строение молекул жиров: В состав жиров входят остатки молекул уже изученных вами органических соединений. Это - глицерин и высшие карбоновые кислоты.
Итак, жиры - это сложные вещества, образованные трехатомных спиртом глицерином и высшими карбоновыми кислотами.

Жиры - это продукты взаимодействия глицерина и высших карбоновых кислот.

Для определения жиров французские химики М. Е. Шеврель и Е. М. Бертло использовали два взаимосвязанных метода научного исследования: анализ и синтез. В 1817 г. М. Е. Шеврель разложил жиры на глицерин и неизвестные в то время соединения, которыми оказались карбоновые кислоты: пальмитиновая, стеариновая, олеиновая. Его соотечественник в 1854 осуществил синтез жира из глицерина и стеариновой кислоты - тристеарат.

Работы этих ученых подтвердили состав и строение жиров.
На основе их исследований составим молекулярную формулу жира - тристеарата.

Буквы R, R ', R "обозначают остатки молекул высших карбоновых кислот.

Вспомните, какие высшие карбоновые кислоты вам известны и чем они отличаются по составу и строению.

Физические свойства

Между составом, строением и свойствами веществ существует тесная взаимосвязь. Поэтому строение молекул жиров тоже напрямую влияет на их свойства. Итак, в зависимости от того, углеводородные радикалы каких кислот входят в состав жиров, их разделяют на твердые (сала) и жидкие (масла). Классификация и состав жиров представлен на рисунке 105.

Жиры, животные и растительные, - маслянистые вещества нерастворимые в воде, легче нее, поэтому во время попадания в воду скапливается на ее поверхности. Имеют низкие температуры плавления.

Например, триолеоат плавится при температуре -4 ° С, а тристеарат - 65 ° С. Такой диапазон температур плавления обусловлен наличием в составе остатков насыщенных и ненасыщенных высших кислот. Жиры имеют низкую теплопроводность.

Животные жиры - твердые. Это сливочное масло, свиной жир (сало, смалец), говяжий, бараний, гусиный и другие жиры.
Исключение - рыбий жир, который является жидкостью. Бывают твердые жиры растительного происхождения: кокосовое масло, масло какао.

Растительные жиры - жидкости, имеют характерные запахи и различные вкусовые качества. Наиболее распространенными являются подсолнечное, кукурузное, оливковое масла; менее распространены льняное, конопляное, рапсовое, облепиховое, соевое, тыквенное, ореховое, кедровое, горчичное. Масла изготавливают из различных частей растения: семян, зародышей, ядер орехов, косточек, мякоти плодов и т.д. (рис. 106).

Часто не все масличные растения выращивают ради собственно масла. Оно является побочным продуктом производства волокна из льна, конопли, хлопка и др. Сырьем для изготовления масел являются отходы пищевых производств, содержащие значительное количество масла. Это, в частности, зародыши зерновых культур, семена тыквы, томатов, чая, плодовых деревьев, виноградные косточки.

Основным сырьем для производства масла являются семена подсолнечника, льна, озимого рапса, горчицы, сои и др. Ведущую роль среди масличных культур, несомненно, играет подсолнечник. Годовое производство подсолнечного масла составляет более 1 млн т. Семя подсолнечника содержит почти 57% масла, а ядро ​​- до 65%.

В организме человека жиры накапливаются в сальнике, подкожной клетчатке, нервной ткани, печени, почках.

Итак, жиры - распространенные в природе вещества, которые выполняют важные биологические функции и получили широкое применение.

Биологическая роль жиров

Жиры относятся к биологически активным веществам, которые выполняют чрезвычайно важные биологические функции в живых организмах.

Прежде всего отметим, что они является обязательным компонентом пищи. В организм человека жиры попадают с пищевыми продуктами, которые содержатся в мясе, овощах и фруктах. В организме человека жиры окисляются, высвобождая при этом большое количество энергии. Эта энергия нужна для работы всех органов и образования жиров, необходимых нашему организму. Избыток жиров, попадающий в организм, откладывается и служит дополнительным источником питательных веществ и энергии. Кроме того, жиры выполняют строительную функцию, поскольку участвуют в построении клеточных мембран.

Благодаря низкой теплопроводности жиры для многих животных является средством терморегуляции. Накапливаясь под кожей, жиры защищают организм от переохлаждения (например, китов, тюленей), повреждения тканей вследствие ударов, то есть выполняют защитную функцию. Известно, что многие растения на поверхности листьев имеют тонкую жировую пленку, которая защищает от проникновения внутрь вредных газов, избыточного количества воды и др. Так же у человека жиры образуют липидный барьер кожи, предотвращая испарение влаги и оберегая кожный покров от пересыхания. Жир помогает телу эффективно использовать белки и углеводы. Достаточное содержание жиров необходимо для хорошей деятельности мозга, концентрации внимания и памяти.

Применение жиров

Значение и функции жиров обусловливают их широкое применение (рис. 107).

Белки семян масличных культур используют для повышения биологической ценности многих пищевых продуктов. Из жидких жиров производят маргарин - продукт насыщения остатков ненасыщенных карбоновых кислот водородом.

Вывод:

• Жиры - продукты взаимодействия глицерина и высших карбоновых кислот.
• Жиры делятся на твердые и жидкие. Твердые жиры преимущественно имеют животное происхождение, жидкие - растительное.
• Твердые жиры - продукты взаимодействия глицерина и насыщенных высших карбоновых кислот. Жидкие жиры - продукты взаимодействия глицерина и ненасыщенных высших карбоновых кислот.
• Жиры выполняют энергетическую, строительную, терморегуляционную, защитную и другие важные функции в живых организмах.
• Жиры, как биологически активные вещества, полезные для организма человека. Благодаря свойствам жиров их широко используют в различных отраслях промышленности, в быту и как пищевой продукт.

Справочный материал по теме: кислородосодержащие органические вещества

Углеводы: глюкоза, сахароза

Общая характеристика углеводов: Вы начинаете изучать новый класс веществ - углеводы. Они играют важную роль в природе и жизни человека. Углеводы (так же как и спирты, органические кислоты, жиры) относятся к кислородсодержащим соединениям. У первых известных представителей этих веществ соотношение количества атомов Водорода и Кислорода в молекулах составило 2 : 1 (как и в молекуле воды), а третьим химическим элементом является Углерод. Так возникло название «углеводы», то есть в состав этих соединений входит углерод и вода. Общая формула: С_m(H₂O)_n.

Формула и название общепринятые до сих пор, хотя химики и обнаружили представителей этого класса веществ, которые имеют другое соотношение водорода и кислорода в своем составе. Общее название углеводов сахариды (сахара), очевидно, потому, что некоторые их представители сладкие на вкус.

Глюкоза, состав молекулы

Известно, что впервые глюкозу выделили из винограда, поэтому в литературе до сих пор ее называют виноградным сахаром.
В природе содержится в клеточном соке многих овощей и фруктов, в листьях, стеблях, корневищах растений. Глюкозу, имеющуюся в меде, спелых плодах фруктово-ягодных культур, используют как пищевой продукт.

Молекулярная формула глюкозы - С₆Н₁₂О₆. Учитывая общую формулу, ее можно представить следующим образом: С₆(Н₂О) ₆.
Рассмотрев шаростержневую и масштабную модели молекул глюкозы, делаем вывод, что она может принимать как развернутую, так и циклическую формы (рис. 108, 109).

Кроме того, наблюдается наличие пяти гидроксильных групп.

Вспомните, как экспериментально доказать, что в молекуле веществ есть несколько групп -OH.

Происходит другой, не менее важный для растения процесс - дыхание, или расщепление. 
Уравнение реакции фотосинтеза:

Напишите самостоятельно уравнение реакции полного окисления глюкозы.

Сахароза и ее состав

Сахароза - это природный продукт, синтезируется из глюкозы и состоит из остатков молекул глюкозы и фруктозы. Молекулярная формула: С₁₂Н₂₂О₁₁, или С₁₂(Н₂О)₁₁.
Сахароза хорошо известна вам как пищевой продукт.

Физические свойства глюкозы и сахарозы

Физические свойства глюкозы и сахарозы очень похожи. Оба вещества - бесцветные, кристаллические, хорошо растворимые в воде, сладкие на вкус. Сахароза - легкоплавкое вещество, которое после охлаждения расплава застывает, образуя твердую массу - карамель (рис. 111).

Естественным сырьем для добывания сахарозы являются корнеплоды сахарной свеклы. Кроме сахарной свеклы, содержащей 16-20% сахарозы, ее добывают из сахарного тростника, который иногда имеет высокое содержание сахарозы. Массовая доля ее в составе тростника достигает 14-26%. В значительно меньшем количестве сахароза содержится в плодах и листьях растений.

На рисунке 112 изображена модель молекулы сахарозы, где показано имеющиеся в молекуле гидроксильные группы. Это подсказывает, что сахароза реагирует с гидроксидом меди (II). Действительно, если к гидроксиду меди (II) долить раствор сахарозы, осадок растворяется и образуется синий раствор сахарата меди (II). С помощью этой реакции можно выявлять сахарозу, то есть она является качественной не только на глюкозу, но и на сахарозу.

Биологическая роль глюкозы и сахарозы

Прежде всего глюкоза является биологически активным веществом и необходимым питательным веществом. Попадая в организм, она всасывается в кровь, которая доставляет ее к органам. В здоровом организме при участии гормонов инсулина и гликогена поддерживается постоянный уровень этого вещества в крови.
Избыток глюкозы откладывается в виде гликогена в печени и мышцах или превращается в жир.

Сахарозу используют как пищевой продукт, вкусовую добавку ко многим блюдам, консервант, а также во время выпечки кулинарных изделий. В организме сахароза распадается на глюкозу и фруктозу.

Сахароза попадает в организм человека в рафинированном (очищенном) виде. Во время рафинирования она теряет полезные биологически активные вещества. Это влияет на нарушение углеводного обмена. Чрезмерное употребление сахарозы приводит к ожирению, снижению работы мозга, сердца, сосудов, нарушается обмен веществ.

Негативные последствия наблюдаются и при недостатке глюкозы в организме. Он истощается, снижается иммунитет. Итак, глюкоза и сахароза - жизненно необходим источник энергии в живых организмах.

Применение глюкозы и сахарозы

Эти вещества применяют в процессе производства вин, молочнокислых продуктов (кефира, сметаны, ряженки), квашеной капусты, огурцов, маринования овощей и фруктов. Кроме того, из пищевых продуктов производят этанол, о применении которого вам уже известно (см. рис. 97).

Вывод:

• Углеводы - органические вещества, состав молекул которых представлены общей формулой: С_m(H₂O)_n.
• Молекулярные формулы глюкозы и сахарозы соответственно: С₆Н₁₂О₆ и С₁₂Н₂₂О₁₁.
• Физические свойства этих соединений подобные, поскольку они имеют сходный состав и строение: бесцветные, кристаллические, хорошо растворимые в воде, сладкие на вкус.
• Наличие гидроксильных групп в составе глюкозы и сахарозы определяется качественной реакцией на многоатомные спирты. Это взаимодействие с гидроксидом меди (II) с образованием синего раствора глюконата меди (II) и сахарата меди (II) .
• Глюкоза и сахароза - углеводы, распространены в природе, являются ценными пищевыми продуктами и биологически активными веществами, источником энергии.

Углеводы: крахмал, целлюлоза

Состав и строение молекулы крахмала: Крахмал - углевод, который принадлежит к естественным полимерам. Образуется в зеленых листьях растений в ходе фотосинтеза и накапливается в семенах, корневищах, клубнях, стеблях, листьях.

Вспомните, какие вещества называют полимерами. Что называют мономером и что такое степень полимеризации?

Крахмал (так же как все полимеры) состоит из мономерных звеньев, которые многократно повторяются. Мономерами в макромолекулах крахмала являются остатки молекулы глюкозы состава -С₆Н₁₀О₅-, поэтому состав молекулы крахмала можно подать формулой: (-С₆Н₁₀О₅-) _n.

Схема образования полимера:

Бывают макромолекулы крахмала линейной и разветвленной структуры.

Физические свойства крахмала

Крахмал - белый аморфный порошок, хрустящий на ощупь (если растереть крахмал пальцами, ощущается характерное поскрипывание), нерастворимый в холодной воде. Однако в горячей воде образуется крахмальный клейстер. Проведем лабораторный опыт.

Состав и строение молекулы целлюлозы

Целлюлоза - самый распространенный среди углеводов природный полимер. В состав целлюлозы входят остатки молекулы глюкозы состава -С₆Н₁₀О₅-, поэтому состав молекулы такой же, как и у крахмала: (-С₆Н₁₀О₅-) _n. Чем отличаются молекулы этих веществ? Ученые выяснили, что их структурные звенья по-разному сочетаются между собой. Относительная молекулярная масса целлюлозы составляет от нескольких сотен до десятков сотен тысяч. Мономерные звенья размещаются линейно, образуя длинные волокна.

Физические свойства целлюлозы, ее распространение в природе

Целлюлоза - твердое волокнистое вещество белого цвета. Из хлопка, конопли, льна можно выделить отдельные молекулы и убедиться, что они имеют линейную структуру. Целлюлоза не растворяется в воде и органических растворителях, проявляет устойчивость к нагреванию и высокую механическую прочность. Этот природный полимер имеет другое название - клетчатка, указывает на непосредственное его распространение, поскольку из нее построены растительные клетки. Волокна растений (рис. 115) и древесина характеризуются высоким содержанием целлюлозы.

Так, ее массовая доля достигает 50%, в древесине, а в хлопковом волокне - 85-90%. Применение углеводов. Рассмотрим применение двух природных полимеров - крахмала и целлюлозы (рис. 116, 117).

Под действием ферментов, при пониженных температурах, крахмал превращается в глюкозу.

Опишите самостоятельно взаимодействие крахмала с водой с образованием глюкозы.

Как видим, крахмал применяют в быту и промышленности. Целлюлоза же приобрела значительно более широкое применение.

Биологическая роль углеводов

Углеводы относятся к веществам, которые необходимы каждому человеку. Об этом свидетельствуют области их применения. Значительное количество углеводов используют как компонент пищи, преимущественно растительной. Попадая в организм человека и животных, они выполняют очень важные функции. Прежде всего они являются основным источником энергии в организме человека и животных. При полном разложении 1 г углевода выделяется 17,6 кДж энергии. Именно в этом заключается энергетическая функция углеводов. При чрезмерном количестве углеводы превращаются в гликоген - полисахарид, который откладывается в печени и мышцах и является дополнительным источником энергии и регулятором уровня сахара в крови.

Углеводы входят в состав растительных клеточных оболочек, поддерживая их устойчивость, прочность и соответствующую форму. У человека и животных содержатся в костях. Некоторые углеводы участвуют в синтезе нуклеиновых кислот: дезоксирибонуклеиновой (ДНК) и рибонуклеиновой (РНК). Этим объясняется их строительная функция.

Защитная функция заключается в поддержании иммунитета. Полисахариды содержатся в слизи, покрывающей поверхность пищевода, дыхательных путей, защищая их от проникновения болезнетворных бактерий, вирусов и механических повреждений. Кроме того, они обладают способностью регулировать процесс окисления жиров, то есть проявляют регуляторную функцию.

Ознакомившись с самыми распространенными представителями углеводов, можем классифицировать их по составу и строению (рис. 118).

Вывод:

• Крахмал и целлюлоза - природные полимеры, состав которых выражается формулой: (-С₆H₁₀O₅-)_n. В строении они отличаются сочетанием и количеством мономерных звеньев в макромолекуле.
• Относительные молекулярные массы высоки, поскольку мономерные звенья повторяются от нескольких сотен до нескольких тысяч раз, а у целлюлозы - до десятков тысяч.
• Физические свойства: крахмал - белый аморфный порошок, хрустящий на ощупь, нерастворимый в холодной воде. В горячей воде образует крахмальный клейстер. Целлюлоза - твердое, волокнистое вещество белого цвета, не растворяется в воде и органических растворителях. Устойчива к нагреванию, имеет высокую механическую прочность.
• Качественной реакцией на крахмал является появление синей окраски при действии йода.
• Крахмал и целлюлоза - углеводы, распространенные в природе, являются биологически активными веществами, источниками энергии, структурными компонентами клеток, играют защитную и регуляторную функции.

Справочный материал по  теме: Углеводы

Решение задач на тему: Углеводы

Задача №173

Какие химические реакции подтверждают тот факт, что глюкоза — вещество с двойственной химической функцией?

Решение. Наличие альдегидной группы в составе глюкозы можно доказать по реакции «серебряного зеркала»

Как многоатомный спирт глюкоза образует ярко-синий раствор со свежеосажденным гидроксидом меди (II).

Ответ. Реакции с

Задача №174

Рассчитайте, сколько серебра можно получить при взаимодействии 18 г глюкозы с избытком аммиачного раствора оксида серебра. Какой объем (н. у.) газа выделится при спиртовом брожении такого же количества глюкозы, если выход продукта реакции составляет 75%?

Решение. Запишем уравнение реакции с аммиачным раствором оксида серебра в упрощенном виде:

(на самом деле образуется не глюконовая кислота , а ее аммонийная соль, однако на массу серебра это упрощение не влияет).

= 18/180 = 0,1 моль; v(Ag) = = 0,2 моль; m(Ag) = 0,2 • 108 = 21,6 г.

Реакция спиртового брожения глюкозы описывается уравнением

Из 0,1 моль глюкозы теоретически можно получить 0,2 моль , а практически — 0,2 • 0,75 = 0,15 моль, которые занимают объем 0,15 • 22,4 = 3,36 л.

Ответ. 21,6 г серебра; 3,36 л углекислого газа.

Задача №175

С помощью каких реакций можно осуществить следующие превращения: сахароза глюкоза глюконовая кислота?

Решение. Сахароза гидролизуется при нагревании в подкисленном растворе:

Глюкоза окисляется свежеосажденным гидроксидом меди (II) с образованием глюконовой кислоты :

Ответ. Гидролиз с последующим окислением.

Задача №176

При полном гидролизе сахарозы образовалось 270 г смеси глюкозы и фруктозы. Определите массы сахарозы и воды, которые вступили в реакцию.

Решение. Гидролиз сахарозы описывается уравнением

1-й    способ (пропорция). При гидролизе 1 моль сахарозы ( = 342) расходуется 1 моль воды ( = 18) и образуется по 1 моль глюкозы и фруктозы ( = 180) общей массой 180 + 180 = 360 г. Составляем две пропорции:

1) 342 г сахарозы 360 г смеси

х г сахарозы 270 г смеси

х = 270 • 342/360 = 256,5;

2) 18 г воды 360 г смеси

у г воды 270 г смеси

у = 270 • 18/360 = 13,5.

2-й способ (через моли). Пусть в реакцию вступило х моль сахарозы, тогда образовалось по х моль глюкозы и фруктозы. Масса смеси равна 270 = m(глюкозы) + m(фруктозы) = 180x + 180х = 270, откуда х = 0,75.

m(сахарозы) = vM = 0,75 • 342 = 256,5 г.

Согласно уравнению реакции, масса воды равна массе полученной смеси за вычетом массы сахарозы: m(Н₂0) = 270 - 256,5 = 13,5 г.

Ответ. 256,5 г сахарозы, 13,5 г воды.

Задача №177

Установите формулу сложного эфира, образованного целлюлозой и азотной кислотой, если известно, что он содержит 6,76% азота по массе.

Решение. Запишем формулу целлюлозы в виде . В реакции этерификации с азотной кислотой от одной до трех групп -ОН могут превращаться в группы . Пусть число превращенных групп равно х, тогда общая формула сложного эфира:

Мономерное звено содержит такую же долю азота, что и вся макромолекула. Рассмотрим 1 моль мономерных звеньев. Его масса равна молярной массе: 6 • 12 + 7 + 2 • 16 + (3 - х) 17 + x • 62 = 162 + 45х г. В нем содержится х моль атомов азота массой 14x г. По условию, массовая доля азота равна 6,76%:

 откуда х = 1. Сложный эфир — мононитрат целлюлозы, .

Ответ. .

Кислородсодержащие органические соединения

Кислородсодержащие органические соединения – соединения, в состав которых входят атомы Углерода, Водорода и Кислорода. Свойства кислородсодержащих органических веществ очень разнообразны, и они определяются тем, в состав какой группы атомов входит атом Кислорода.

К кислородсодержащим органическим веществам относятся соединения, молекулы которых кроме атомов Углерода и Водорода содержат атомы Кислорода. Это спирты, фенолы, альдегиды, карбоновые кислоты, сложные эфиры, жиры, углеводы. Схему классификации кислородсодержащих органических веществ изображено на рис. 26.

Состав и строение молекул насыщенных одноатомных спиртов. Насыщенные одноатомные спирты, так же как и углеводороды, способны образовывать гомологические ряды.

Рассмотрим табл. 8 (с. 62) и ознакомимся с первыми четырьмя представителями гомологического ряда насыщенных одноатомных спиртов. Как видим, каждый последующий член ряда отличается от предыдущего тем, что углеродная цепь растет на группу атомов -СН₂-.

Вспомните, как называется группа атомов -СН₂-.

Производные насыщенных углеводородов, в молекулах которых один или несколько атомов Водорода замещены на характерные (функциональные) гидроксильные группы, называют спиртами.

Изомерия и номенклатура насыщенных одноатомных спиртов

Этим спиртам свойственна структурная изомерия, обусловленная как порядком сообщения атомов Углерода в углеродной цепи, так и положением характеристической (функциональной) группы ОН.

Приведем примеры структурных изомеров пропанола, бутанола и пентанола:

По систематической номенклатуре насыщенные одноатомные спирты называют алканолами.

Названия спиртов с неразветвленной углеродной цепью образуют от названий алканов с добавлением суффикса -ол (табл. 8).

Производные насыщенных углеводородов, в молекулах которых один или несколько атомов Водорода замещены на характерные (функциональные) гидроксильные группы, называют спиртами.

Название изомера с разветвленной углеродной цепью составляют по следующему алгоритму:

1) выбирают самую длинную углеродную цепь с гидроксильной группой и нумеруют е, начиная с конца, к которому гидроксильная группа размещена ближе;

2) перед названием углеродной цепи указывают положения алкильных заместителей и их названия по алфавиту;

3) после названия углеродной цепи обозначают положения гидроксильной группы и добавляют суффикс -ол.

Составьте самостоятельно формулы трех структурных изомеров пентанола и назовите их по систематической номенклатуре.

Водородная связь между молекулами спирта

Наличие в молекулах спиртов характеристической (функциональной) гидроксильной группы влияет на свойства этих веществ. Атом Кислорода, входящий в гидроксильную группу, более электроотрицательный, чем атом Водорода. Поэтому он оттягивает на себя электронную плотность связи О ← Н (стрелка указывает на смещение электронной плотности к Кислороду). Соответственно на атоме Кислорода образуется частичный отрицательный заряд, а на атоме Водорода - частичный положительный. Их обозначают δ- (читают «дельта минус») и δ + (читают «дельта плюс»). Итак, в молекулах спиртов в характеристической (функциональной) группе имеется полярность связи, ее изображают так:

Благодаря полярности молекулы спиртов образуют водородные связи между собой (рис. 27), то есть молекулы ассоциированы (соединены в сложные агрегаты).

Физические свойства

Строение молекул насыщенных одноатомных спиртов влияет на их свойства. Вследствие образования между молекулами этих веществ водородных связей среди них нет газов. Поэтому первые их представители - жидкости, а содержащие 12 и более атомов Углерода, - твердые вещества. С ростом относительной молекулярной массы повышаются температура кипения и плотность.

Обратите внимание! Метанол и этанол имеют специфический алкогольный запах.
Важно знать, что метанол является сильным ядом, который даже в незначительных дозах вызывает слепоту и смерть. Этанол менее ядовит, однако систематическое его употребление вызывает тяжелое заболевание - алкоголизм.
 

Химические свойства. Наличие характеристической (функциональной) группы определяет химические свойства спиртов, как и водородная связь.

Полное и частичное окисление спиртов

Спирты горят с образованием оксида углерода (IV) и воды и выделением большого количества теплоты. Обратимся к демонстрациям.
Опыт 1. Полное и частичное окисление. Нальем поочередно метанол и этанол на дно двух чашек Петри и подожжем их. Наблюдаем, что оба спирта горят голубым пламенем:

Спирты вступают в реакции частичного окисления сильными окислителями.
Например, при взаимодействии этанола с перманганатом калия в кислой среде образуется уксусная кислота

Опыт 2. Окисление этанола до ацетальдегида. Нагрейте в пламени горелки медную спираль до образования черного налета - оксида меди (II). Погрузим эту спираль в пробирку с этанолом. Появляется неприятный запах ацетальдегида. Спираль восстанавливает свою окраску, становится блестящей. Таким образом, произошла реакция окисления. Уравнение реакции:

 

Реакции дегидратации

Насыщенные одноатомные спирты при определенных условиях обладают способностью отщеплять воду. Такие реакции называют внутримолекулярной дегидратацией. Они происходят при наличии концентрированной серной кислоты или другого катализатора (например, Al₂O₃). Уравнение реакции:

Дегидратация может происходить и между одиночными молекулами спиртов при условии, что температура не превышает 140 °С и спирт в избытке. Такие реакции называют межмолекулярной дегидратацией. Уравнение реакции:

Подвергая межмолекулярной дегидратации этанол, получают представителя класса эфиров - диэтиловый эфир состава C₂H₅-O-C₂H₅, который применяют в медицине как обезболивающее средство.

Взаимодействие со щелочными металлами

Спирты обладают способностью вступать в реакции замещения с активными металлами. Если в пробирку налить этанол и поместить туда кусок натрия, закрыв отверстие газоотводной трубкой, то наблюдается выделение газа. Экспериментально доказано, что образуется алкоголят - этанолят натрия и водород. Уравнение реакции:

Взаимодействие с галогенидами водорода

Спирты вступают в химическое взаимодействие с галогенидами водорода при наличии концентрированной серной кислоты:

в результате которого образуются галогенопроизводные алканов.

Добывание этанола

Вы ознакомились с внутримолекулярной дегидратацией спиртов на примере этанола. Обратной реакцией, то есть гидратацией этилена, в промышленности добывают этанол, который используют для технических нужд.

Составьте уравнение реакции добычи этанола из этилена способом гидратации.

Этанол также добывают способом спиртового брожения глюкозы. Эта реакция каталитическая, происходит при наличии дрожжей. Схема реакции:

Природу спиртового брожения исследовала ученый-химик М. Корнукова.

Действие спиртов на организм человека

Среди насыщенных одноатомных спиртов чаще всего используют метанол и этанол. Метанол является сильным ядом. Употреблять его категорически запрещено, ведь даже в малых дозах он вызывает слепоту, а попадание в организм человека более 25 мл метанола вызывает смерть.

Этанол - наркотик замедленного действия. Из курсов основ здоровья и биологии вам известно, что систематическое употребление спиртных напитков приводит к отравлению организма. Алкоголизм - заболевание, основывающееся на свойстве этанола хорошо растворяться и легко всасываться в кровь. С кровью он попадает ко всем внутренним органам, вызывая сбои в их функционировании.

Употребление алкоголя особенно вредно в подростковом возрасте: поскольку скорость обменных процессов в организме молодого человека достаточно высока, это существенно увеличивает негативное влияние этанола.
Больные алкоголизмом наносят материальный и моральный ущерб не только собственным семьям, но и обществу. Чтобы предотвратить эту опасность, каждый человек должен осознать гражданскую ответственность за себя и свое окружение, вести здоровый образ жизни, заботиться о собственном здоровье. Это будет способствовать решению общественных проблем, в частности моральной, медицинской и социальной.

Вывод:

• Кислородсодержащие органические вещества - соединения, в состав молекул которых кроме атомов Углерода и Водорода входят атомы Кислорода.
• Спирты - производные насыщенных углеводородов, в молекулах которых один или несколько атомов Водорода замещены на характерные (функциональные) гидроксильные группы ОН.
• Названия спиртов с неразветвленной углеродной цепью образуют от названий алканов с добавлением суффикса -ол.
• Общая формула насыщенных одноатомных спиртов С_nH_{2n + 1}-OH, R-OH.
• Названия изомеров с разветвленной углеродной цепью составляют так: 1) выбирают самую длинную углеродную цепь с гидроксильной группой и нумеруют его, начиная с того конца, к которому ближе расположена гидроксильная группа; 2) перед названием углеродной цепи отмечают положение алкильных заместителей и их названия в алфавитном порядке; 3) после названия углеродной цепи обозначают положения гидроксильной группы и добавляют суффикс -ол.
• Между молекулами спиртов есть водородная связь, от нее зависят свойства этого класса веществ. Также на химические свойства спиртов влияет характеристическая (функциональная) гидроксильная группа ОН.
• Спирты вступают в реакции полного и частичного окисления, дегидратации, взаимодействуют с щелочными металлами, галогенидами водорода.
• Этанол добывают гидратацией этилена и спиртовым брожением глюкозы.
• Злоупотребление спиртными напитками наносит значительный ущерб здоровью людей.

Понятие о многоатомных спиртах на примере глицерина

Состав и строение молекулы: Изучая насыщенные одноатомные спирты, вы узнали, что в составе каждой из них молекулы содержится одна характеристическая (функциональная) гидроксильная группа. Глицерин - трехатомный спирт. Это означает, что в состав его молекулы входят три гидроксильные группы. Строение молекулы глицерина можно рассматривать как производное насыщенного углеводорода пропана, в молекуле которого у каждого атома Углерода один атом Водорода замещен на гидроксильную группу. Структурная формула глицерина:

Название этого спирта по систематической номенклатуре ИЮПАК пропан-1,2,3-триол.

Размещение атомов в молекуле глицерина изображено шаростержневой и масштабной моделями (рис. 28, а, б).
Объясните пространственное размещение атомов Углерода в молекуле глицерина, воспользовавшись рис. 28.

Физические свойства

Глицерин (от греч. Glikeros - сладкий) - вязкая жидкость, бесцветная, сладкая на вкус. Вязкость и высокая плотность глицерина зависят от количества гидроксильных групп, в которых наблюдается поляризация связи, а следовательно, образования значительно большего числа водородных связей между молекулами.
Глицерин - гигроскопичен, то есть впитывает воду из воздуха. Он хорошо растворяется в воде в любых соотношениях. Температуры плавления и кипения соответственно составляют 17,8 °С и 290 °С.

Химические свойства

Это вещество, несмотря на высокое содержание Углерода в молекуле, сгорает почти бесцветным пламенем. Реакция экзотермическая:

Итак, глицерин вступает в реакцию полного окисления.

Вспомните, какая реакция на многоатомные спирты, в частности глицерин, является качественной.

Взаимодействие со щелочными металлами

Вам уже известно, что смещение электронной плотности в гидроксильной группе к атому Кислорода ослабляет его связь с Водородом. Благодаря этому глицерин, как и одноатомные насыщенные спирты, вступает в реакции замещения. Таковы реакции со щелочными металлами. Реакция происходит по-разному, в зависимости от соотношения глицерина и металла в смеси реагентов. Например, могут замещаться один, два или все три атома Водорода в гидроксильных группах:

Поскольку атомы Водорода в гидроксильной группе более подвижны, глицерин может вступать в другие реакции замещения: с галогенидами водорода, азотной кислотой, щелочами и гидроксидами металлических элементов.

Применение глицерина

Благодаря физическим и химическим свойствам (гигроскопичность, вязкость, низкая температура плавления) глицерин получил широкое применение в общественном производстве (рис. 29).

Вывод:

• Глицерин - трехатомный спирт, молекулу которого рассматривают как производное пропана, у которого один атом Водорода у каждого атома Углерода замещен на гидроксильную группу. Систематическая название - пропан-1,2,3-триол. Наличие трех характеристических гидроксильных групп в молекуле глицерина определяет его свойства.
• Глицерин - вязкая жидкость, бесцветная, сладкая на вкус, гигроскопична, хорошо растворима в воде, имеет низкую температуру плавления.
• Глицерин вступает в реакцию полного окисления с образованием оксида углерода (IV) и воды. Реакция экзотермическая.
• Глицерину свойственны реакции замещения за счет атомов Водорода в гидроксильной группе или всей группы.
• Основные области применения глицерина изображено на рис. 29.

Фенол, физические и химические свойства

Состав и строение молекулы: Представителем органических веществ, в молекулах которых гидроксильные группы непосредственно соединены с бензольным кольцом, является фенолом. Состав молекулы этого вещества рассматривают как производную бензола, в молекуле которого один атом Водорода замещен на характеристическую гидроксильную группу. Структурная и молекулярная формулы фенола соответственно

Как видно из структурной формулы и модели молекулы фенола (рис. 30), гидроксильная группа -OH непосредственно соединена с атомом Углерода бензольного кольца. Итак, молекула фенола имеет форму правильного шестиугольника, в котором атомы Углерода располагаются под углом 120 °, то есть молекула фенола плоская.

Физические свойства: Фенол - бесцветное кристаллическое вещество с характерным запахом, ядовито. На воздухе окисляется и приобретает розовую окраску.
Поскольку температура плавления фенола составляет 42 °С, то он хорошо растворяется в горячей воде. В этом легко убедиться, если пробирку с фенолом поместить в стакан с горячей водой. Обладает антисептическим действием.

Химические свойства: По составу молекулы фенола можно спрогнозировать его свойства. Поскольку молекула фенола содержит гидроксильную группу, он проявляет свойства, характерные для этой группы. Однако в его молекуле имеется бензольное кольцо, а следовательно, ему присущи также свойства бензола.
Учитывая наличие гидроксильной группы, фенол должен вступать в реакции замещения. Проверим это с помощью опытов.

Реакции с гидроксильной группой

Проведем виртуальный опыт. Положим в пробирку кристаллы фенола и нагреем до плавления. Если добавить небольшой кусок металлического натрия, то в пробирке начнет выделяться газ водород.
Таким образом, произошла реакция замещения:

Итак, можно сделать вывод, что фенол проявляет свойства, подобные свойствам спиртов.

На гидроксильную группу осуществляет определенное влияние и бензольное кольцо. Оно оттягивает на себя электронную плотность атома Кислорода гидроксильной группы, ослабляя между ними связь. Атом Водорода становится подвижнее, что тоже влияет на свойства фенола.

Благодаря наличию бензольного кольца фенол, в отличие от спиртов, реагирует с раствором щелочи, образуя соль и воду:

Назовите образованные вещества и тип реакции.
В отличие от спиртов фенол проявляет кислотные свойства. В растворе он очень слабо диссоциирует:

Тривиальное название фенола - карболовая кислота.

Реакции в бензольном кольце

Вам уже известно, что реакция бензола с бромом при обычных условиях не происходит. А в молекуле фенола наличие гидроксильной группы влияет на связи между атомами в бензольном кольце: в положениях 2, 4, 6 атомы Водорода имеют большую подвижность. Поэтому бромная вода реагирует с фенолом, замещая атомы Водорода на атомы Брома:

В результате реакции образуется белый осадок 2,4,6-трибромофенола. Итак, можно сделать вывод, что фенол вступает в реакции замещения по гидроксильной группе и бензольному кольцу.

Влияние на здоровье человека и окружающую среду:

Фенол является продуктом переработки каменного угля, а вам известно, что углеводородное сырье при небрежном применении негативно влияет на здоровье человека и окружающую среду. Во время синтеза фенолоформальдегидных пластмасс, красителей, взрывчатых веществ происходят выбросы ядовитых газов в окружающую среду. Вместе с другими промышленными отходами фенол попадает в сточные воды, в результате чего погибают водоросли, отравляется рыба.

Фенол - ядовитое вещество, представляет угрозу не только для здоровья человека, но и для растений и животных. Поэтому производство и промышленное использование фенола тесно связано с вопросами экологии, с охраной природы от промышленных отходов, содержащих фенол.

Каждый человек, который работает на коксохимическом производстве или на производствах, связанных с использованием фенола, должен осознавать эту опасность для здоровья и экологической ситуации в стране, быть ответственным перед обществом за чистоту воздуха, водоемов и почв, ведь это напрямую влияет на здоровье и трудоспособность граждан.

Вывод:

• Состав молекулы фенола рассматривают как производную бензола, в молекуле которого один атом Водорода замещен на характеристическую гидроксильную группу ОН. Молекулярная формула фенола С₆Н₅-ОН.
• Фенол - бесцветное кристаллическое вещество с характерным запахом, ядовитое, легкоплавкое, хорошо растворяется в горячей воде.
• Фенолу свойственны реакции замещения, происходящие по гидроксильной группу и в положениях 2, 4, 6 в бензольном кольце. Это обусловлено влиянием гидроксильной группы на бензольное кольцо.
• Фенол и его производные являются угрозой для здоровья и работоспособности человека, составляют значительные экологические опасности.

Справочный материал на тему: Фенолы и спирты

Решение задач на тему: Спирты и фенолы

Задача №178

Напишите структурные формулы всех третичных спиртов состава . Назовите эти соединения.

Решение. Общая формула третичных спиртов:

где R, R', R" — предельные углеводородные радикалы. Один атом Углерода из шести соединен с гидроксильной группой, а пять атомов входят в состав трех радикалов. Разбить пять атомов на три радикала можно двумя способами: 1) один радикал и два радикала ; 2) два радикала и один радикал . Последнему способу соответствуют два изомера, так как существует два радикала состава : — (пропил) и — (изопропил). Таким образом, всего существует три третичных спирта состава :

Ответ. Три изомера.

Задача №179

Напишите уравнения реакций, которые позволят осуществить следующие превращения:

Приведите структурные формулы соединений А—D.

Решение. 1) При хлорировании этана на свету образуется хлорэтан (вещество А):

2) Спиртовой раствор КОН отщепляет молекулу хлороводорода от хлорэтана с образованием этилена (вещество В):

3) Этилен в присутствии кислот присоединяет воду:

Вещество С — этанол .

4)Этанол окисляется кислым раствором перманганата калия до уксусной кислоты (вещество D):

Уравнение реакции с электронным балансом:

Ответ.

Задача №180

Соединение неизвестного строения медленно реагирует с натрием, не окисляется раствором дихромата натрия, с концентрированной соляной кислотой реагирует быстро с образованием алкилхлорида, содержащего 33,3% хлора по массе. Определите строение этого соединения.

Решение. Характер реакций с и с НСl свидетельствует о том, что неизвестное вещество — третичный спирт. При реакции с НСl образуется третичный алкилхлорид:

Один моль RCl содержит 1 моль Сl массой 35,5 г, что составляет 33,3% от общей массы; следовательно, молярная масса алкилхлорида равна M(RCl) = 35,5/0,333 = 106,5 г/моль, а молярная масса углеводородного радикала равна M(R) = 106,5 - 35,5 = 71 г/моль. Единственный радикал с такой молярной массой — .

Третичные спирты имеют общую формулу:

Один атом Углерода из пяти соединен с гидроксильной группой, а четыре атома входят в состав трех радикалов. Разбить четыре атома углерода можно единственным способом: два радикала и один радикал Искомый спирт — 2-метилбутанол-2:

Ответ. 2-метилбутанол-2.

Задача №181

При действии избытка натрия на смесь этилового спирта и фенола выделилось 6,72 л водорода (н. у.). Для полной нейтрализации этой же смеси потребовалось 25 мл 40%-ного раствора гидроксида калия (плотность 1,4 г/мл). Определите массовые доли веществ в исходной смеси.

Решение. С натрием реагируют и этанол, и фенол:

а с гидроксидом калия — только фенол:

Из 0,25 моль фенола в реакции с натрием выделилось 0,25/2 = 0,125 моль , а всего выделилось 6,72/22,4 = 0,3 моль . Оставшиеся 0,3 - 0,125 = 0,175 моль выделились из этанола, которого израсходовано 0,175 • 2 = 0,35 моль.

Массы веществ в исходной смеси: = 0,25 • 94 = 23,5 г, = 0,35 46 = 16,1 г. Массовые доли: = 23,5/(23,5 + 16,1) = 0,593, или 59,3%, - 16,1/(23,5 + 16,1) = 0,407, или 40,7%.

Ответ. 59,3% фенола, 40,7% этанола.

Задача №182

При обработке 10,5 г этиленового углеводорода водным раствором перманганата калия получили 15,2 г двухатомного спирта. При реакции этого спирта с избытком натрия выделилось 4,48 л газа (н. у.). Определите строение спирта и рассчитайте его выход в первой реакции.

Решение. Запишем общее уравнение окисления любых этиленовых углеводородов водным раствором перманганата калия:

Спирт реагирует с натрием по уравнению

Молярную массу спирта можно определить по количеству выделившегося водорода: = 4,48/22,4 = 0,2 моль; = 0,2 моль; = 15,2/0,2 = 76 г/моль, откуда n = 3. Искомый углеводород — пропен, двухатомный спирт — пропандиол-1,2:

Количество исходного пропена составляет: = 10,5/42 = 0,25 моль. Теоретически могло образоваться 0,25 моль пропандиола-1,2, а практически образовалось 0,2 моль. Выход пропандиола-1,2 равен: = 0,2/0,25 = 0,8.

Ответ. Пропандиол-1,2; выход 80%.

Задача №183

Напишите уравнения реакций, соответствующие такой последовательности превращений:

В уравнениях укажите структурные формулы реагентов и продуктов реакций.

Решение. В первой реакции происходит присоединение двух атомов Брома; следовательно, соединение содержало одну двойную связь. Во второй реакции происходит замещение группы ОН на атом Вr; следовательно, первое и второе соединения — спирты. Наконец, в последней реакции три атома Брома замещаются на три группы ОН с образованием трехатомного спирта.

Для того чтобы написать уравнения реакций со структурными формулами, вспомним, что в непредельных спиртах группа ОН не может находиться при двойной связи, поэтому

возможны следующие структуры исходного непредельного спирта состава :

Исходя из данных задачи, мы не можем однозначно выбрать какую-либо из этих структур: они все удовлетворяют условиям задачи. Предпочтительнее других, однако, третья структура, которая содержит вторичную спиртовую группу, так как вторичные спирты легче первичных замещают гидроксильную группу на атом галогена. Уравнения реакций:

Ответ. Исходное вещество — бутен-З-ол-2, конечное — бутантриол-1,2,3.

Альдегиды

Состав и строение молекул: К альдегидам относятся такие соединения, как формальдегид, ацетальдегид, пропаналь тому подобное. У веществ этого класса в составе их молекул имеется характерная альдегидная группу 

Состав молекул альдегидов рассматривают как производные алканов, в молекулах которых один атом Водорода у первого атома Углерода замещен на альдегидную группу. Исключением является первый представитель этого класса - формальдегид, в составе которого вместо остатка алкана содержится атом Водорода.

Вам уже известно, что свойства каждого класса органических соединений определяются характеристической (функциональной) группой.

Рассмотрим, как распределяется электронная плотность двойной связи между атомами Углерода и Кислорода. Особенность этой связи заключается в его поляризации. Атом Кислорода как более электроотрицательный оттягивает на себя электронную плотность связи, вследствие чего он приобретает частичный отрицательного заряда δ-. На атоме Углерода концентрируется частичный положительный заряд.

Масштабные модели молекул первых двух представителей альдегидов изображено на рис. 31. Такое строение характеристической (функциональной) группы обусловливает химическую активность альдегидов.

Изомерия и номенклатура альдегидов

Физические свойства:

Альдегиды образуют гомологический ряд. Ознакомимся с первыми четырьмя представителями этого класса соединений (табл. 9).

Химические свойства ацетальдегида:

Рассмотрим химические свойства альдегидов на примере ацетальдегида.

Реакции полного и частичного окисления:

Ацетальдегид легко окисляется. Реакции горения происходят с образованием оксида углерода (IV) и воды. Уравнение реакции полного окисления:

Частичное окисление происходит под действием аммиачного раствора оксида серебра (I) или при взаимодействии с гидроксидом меди (II). Обратимся к демонстрациям.
Опыт 1. Взаимодействие с оксидом серебра (I).
Нальем аммиачный раствор оксида серебра (I) объемом 1-1,5 мл в чисто вымытую содой пробирку и добавим несколько капель раствора ацетальдегида. Нагреем пробирку со смесью в стакане с горячей водой. Через некоторое время на стенках пробирки наблюдаем осадки металлического серебра. Уравнение реакции:

Эту реакцию можно продемонстрировать виртуально. Она получила название реакция «серебряного зеркала» и является качественной реакцией на альдегиды.
Опыт 2. Взаимодействие с свежеосажденным гидроксидом меди (II).
Добудем гидроксид меди (II) реакцией обмена между солью меди и щелочью. Уравнение реакции:

В результате реакции образуется голубой осадок. Добавьте к осадку раствор ацетальдегида объемом 1-1,5 мл и нагрейте пробирку со смесью. Выпадает желтый осадок гидроксида меди (I). Это соединение неустойчиво, оно сразу же превращается в красно-коричневый осадок оксида меди (I) и воду. Уравнения реакций:

Взаимодействие альдегидов с свежеосажденным гидроксидом меди (II) тоже является качественной реакцией на альдегиды. Ее можно наблюдать виртуально.

Реакции присоединения: Этот тип реакций присущ альдегидам по положению двойной связи в альдегидной группе. Если смесь ацетальдегида и водорода пропустить над нагретым катализатором, то ацетальдегид восстанавливается до этанола. Уравнение реакции восстановления ацетальдегида:

Итак, при определенных условиях альдегиды могут окисляться и восстанавливаться.

Способы добывания ацетальдегида: Изучая свойства спиртов, вы ознакомились с реакцией их окисления. В лабораторных условиях в качестве окислителя используют оксид меди (II) или пероксид водорода.

Вспомните уравнение реакции окисления этанола.

Кроме этого способа, применяют также реакцию окисления этилена при наличии катализатора. Приведем уравнение реакции (не для запоминания):

Эта реакция экономически выгодна в промышленности, так этилен добывают из метана, который является сравнительно недорогим сырьем.

Ацетальдегид добывают гидратацией ацетилена (реакция Кучерова), уравнение этой реакции приведено в табл. 7.

Альдегиды - ядовитые вещества, которые наносят вред организму человека. Формальдегид используют для изготовления формалина - водного раствора с примесью метанола, который применяют как средство для дезинфекции. Пропитанные фенолформальдегидными смолами плиты, из которых изготавливают мебель, опасные для здоровья людей, находящихся в помещениях с такой мебелью.

Для обороноспособности страны нужно производство взрывчатых веществ. Сырьем для их добычи является формальдегид.

Вывод:

• Альдегиды - органические вещества, в состав молекул которых входит альдегидная группа , которая определяет свойства этого класса веществ.
• Систематические названия альдегидов происходят от названий соответствующих алканов с добавлением суффикса -аль.
• Альдегиды образуют гомологический ряд. Общая формула R 
• Для альдегидов свойственна структурная изомерия углеродной цепи. Нумерация длинной углеродной цепи начинается с атома Углерода характеристической (функциональной) альдегидной группы.
• Альдегиды - летучие жидкости (за исключением формальдегида) с резким запахом, растворимые в воде. Из-за отсутствия водородных связей между их молекулами имеют более низкие температуры кипения, чем у соответствующих спиртов.
• Альдегиды вступают в реакции полного и частичного замещения и присоединения. Реакции частичного окисления, происходящих между альдегидами и аммиачным раствором оксида серебра (I) и свежеосажденным гидроксидом меди (II), - качественные реакции на альдегиды, поскольку в результате первой реакции образуется «серебряное зеркало», а в результате второй - красно-коричневый осадок оксида меди (I) Сu₂О.
• Реакции присоединения происходят по положению двойной связи в альдегидной группе. Альдегиды восстанавливаются до спиртов.
• В лабораторных условиях альдегиды добывают окислением спиртов.

Решение задач на тему: Альдегиды и кетоны

Задача №184

Какой простейший альдегид имеет изомер?

Решение. Для альдегидов характерны только изомерия углеродного скелета и межклассовая изомерия с кетонами, непредельными спиртами и некоторыми другими классами соединений. Если учитывать только изомерию скелета, то простейший альдегид, имеющий изомерный ему альдегид, — это бутаналь: —СН=0. Изомером является альдегид с разветвленным скелетом — 2-метилпропаналь: — СН = 0.

Если же учитывать межклассовую изомерию, то простейшим альдегидом, имеющим изомер, будет ацетальдегид. Ему изомерна окись этилена. Оба вещества описываются молекулярной формулой :

Такую же молекулярную формулу имеет виниловый спирт =СН— ОН, однако это вещество неустойчиво и в момент образования изомеризуется в ацетальдегид.

Ответ. Ацетальдегид .

Задача №185

Вычислите массу ацетальдегида, полученного окислением этилена, если на реакцию затрачено 5,6 л кислорода (н. у.).

Решение. Реакция окисления этилена кислородом воздуха протекает в присутствии катализатора — хлорида палладия — по уравнению

= 5,6/22,4 = 0,25 моль; = 0,5 моль; = 0,5 • 44 - 22 г.

Ответ. 22 г ацетальдегида.

Задача №186

При окислении 17,6 г неизвестного кислородсодержащего органического соединения образовалось 24,0 г одноосновной карбоновой кислоты, при взаимодействии которой с избытком гидрокарбоната натрия выделилось 8,96 л (н. у.) газа. Определите строение исходного соединения.

Решение. Реакция кислоты с гидрокарбонатом натрия протекает по уравнению

= 8,96/22,4 = 0,4 моль; v(RCOOH) = = 0,4 моль; M(RCOOH) = 24,0/0,4 = 60 г/моль, откуда M(R) = 60 - М(СООН) = 60 - 45 = 15 г/моль, R — , что соответствует уксусной кислоте .

Уксусную кислоту можно получить окислением этанола или ацетальдегида:

Для получения 0,4 моль уксусной кислоты требуется в первом случае 0,4 моль этанола массой 0,4 • 46 = 18,4 г, а во втором случае — 0,4 моль ацетальдегида массой 0,4 • 44 = 17,6 г. Условию задачу соответствует вторая реакция.

Ответ. Ацетальдегид =0.

Задача №187

Определите структурную формулу соединения, если известно, что оно состоит из 37,7% С, 6,3% Н и 56,0% Сl (по массе). 6,35 г паров этого соединения занимают объем 1,12 л (н. у.). При гидролизе этого соединения образуется вещество, состоящее из С, Н, О, а при восстановлении последнего образуется вторичный спирт.

Решение. В объеме 1,12 л содержится 1,12/22,4 = 0,05 моль данного вещества. Его молярная масса равна 6,35/0,05 = 127 г/моль. В 1 моль вещества содержится 127 • 0,56 = 71 г Cl (2 моль), 127 • 0,377 = 48 г С (4 моль) и 127 • 0,063 = 8 г Н (8 моль). Формула вещества — .

Вторичные спирты образуются при восстановлении кетонов; следовательно, при гидролизе С₄Н₈С1₂ образуется кетон. Это означает, что два атома Хлора находятся при одном атоме Углерода в середине цепи. Искомое вещество — 2,2-дихлорбутан

Уравнения реакций:

Ответ. 2,2-дихлорбутан

Задача №188

Напишите уравнения реакций, соответствующие такой последовательности превращений:

В уравнениях укажите структурные формулы реагентов и продуктов реакций.

Решение. Анализ такого рода схем проводят путем арифметического сравнения молекулярных формул. Например, если из молекулярной формулы третьего вещества вычесть формулу второго вещества, то получим

т. е. вторая реакция — это присоединение HCN. Синильная кислота присоединяется к альдегидам и кетонам. Таким образом, — карбонильное соединение; какое именно, на основании данных задачи однозначно установить нельзя. Поэтому можно выбрать любое карбонильное соединение, например бутаналь . Уравнение второй реакции:

Далее, в первой реакции происходит отщепление двух атомов Водорода. Это соответствует окислению спиртов в карбонильные соединения. В данном случае окисляется бутанол-1:

Наконец, в последней реакции происходит присоединение , т. е. двух молекул воды. Это соответствует полному гидролизу цианидной группы с образованием соли аммония:

Ответ. Исходное вещество — бутанол-1, конечное вещество — аммонийная соль 2-гидроксипентановой кислоты.

Карбоновые кислоты

Распространение в природе, классификация: Карбоновые кислоты, в отличие от альдегидов, очень распространенные в природе органические соединения. Они входят в состав растительных и животных организмов. Муравьиная, лимонная, щавелевая, янтарная, яблочная кислоты есть в свободном состоянии, в то же время остатки их молекул содержат в своем составе жиры, эфиры и другие соединения. К таким кислотам относятся этановая (уксусная), бутановая (масляная), гексадекановая (пальмитиновая), октадекановая (стеариновая) и др.

Классифицируют карбоновые кислоты по количеству в их составе характеристических (функциональных) групп атомов -СООН. Если кислота содержит в своем составе одну характеристическую (функциональную) группу, ее называют одноосновной, две - двухосновной, больше - многоосновной.

В зависимости от природы углеводородной цепи различают гомологические ряды кислот: насыщенные одноосновные карбоновые кислоты и ненасыщенные: алкеновые, алкиновые, ароматические (рис. 32).

Состав и строение молекул насыщенных одноосновных кислот

Ознакомившись со схемой классификации кислот, можно сделать вывод: к насыщенным одноосновным карбоновым кислотам относятся такие, которые в своем составе содержат одну характеристическую (функциональную) карбоксильную группу -СООH и насыщенную углеводородную цепь. Их строение рассматривают как производные алканов, в молекулах которых один атом Водорода замещен на карбоксильную группу.

Насыщенные одноосновные карбоновые кислоты образуют гомологический ряд, восемь представителей которого приведены в табл. 10.

Шаростержневую и масштабную модели молекулы представителя насыщенных одноосновных кислот - уксусной - изображено на рис. 34.

Номенклатура насыщенных одноосновных кислот

Образование названий гомологов по систематической номенклатуре приведены в табл. 10. Одноосновным карбоновым кислотам свойственна структурная изомерия углеродного цепи. Напишем структурные формулы пентановой кислоты и ее изомеров:

Изомерия также может быть между классами органических веществ.

Химические свойства уксусной кислоты:

На химические свойства уксусной кислоты влияет строение ее характеристической (функциональной) группы.

Вам уже известно, что характеристическая группа молекулы уксусной кислоты состоит из двух групп: гидроксильной ОН и карбонильной С = О. Атом Кислорода, содержащийся в составе карбонильной группы, оттягивает на себя электронную плотность химической связи, вследствие чего связь между атомами Кислорода и Водорода в гидроксильной группе ослабляется. Смещение электронной плотности, которое можно изобразить так:

определяет кислотные свойства этого вещества.
Для того чтобы убедиться, что резкой границы между неорганическими и органическими веществами нет, обратимся к табл. 11 и сравним химические свойства насыщенных одноосновных карбоновых кислот (на примере уксусной) и неорганических (соляной, серной) кислот.

Реакции между карбоновыми кислотами и спиртами с образованием сложных эфиров называют реакциями этерификации.

Добывание уксусной кислоты: Вам уже известно, что в результате частичного окисления альдегидов образуются карбоновые кислоты.

Вспомните реакции частичного окисления альдегидов. Напишите уравнения реакций.

Окисления этанола: уксусную кислоту добывают окислением этанола в присутствии катализатора. Уравнение реакции:

Окисления ацетальдегида: Поскольку с реакцией частичного окисления ацетальдегида вы уже ознакомились, то отметим, что окислителями могут быть и перманганат калия, дихромат калия и другие сильные окислители. Уравнение реакции:

Экономически выгодный промышленный способ добычи уксусной кислоты - это окисление алканов воздухом при наличии катализаторов.

Вывод:

• Карбоновые кислоты классифицируют по количеству характеристических (функциональных) групп и по насыщенности углеводородной цепи.
• К насыщенным одноосновным карбоновым кислотам относятся такие, которые содержат в своем составе одну характеристическую (функциональную) карбоксильную группу и насыщенный углеводородный цепь.
• Строение насыщенных одноосновных карбоновых кислот рассматривают как производные алканов, в молекулах которых один атом Водорода замещен на карбоксильную группу -СООН. Общая формула С_nH_{2n + 1}COOH или R-COOH.
• Названия насыщенных одноосновных карбоновых кислот образуют по алгоритму: алкан + овая + кислота. Например: этан + овая + кислота → уксусная кислота.
• Наличие карбоксильной группы в составе молекулы карбоновых кислот определяет их физические и химические свойства.
• Химические свойства карбоновых кислот подобны свойствам неорганических кислот, кроме взаимодействия со спиртами, в результате которого образуются эфиры карбоновых кислот.
• Реакции между карбоновыми кислотами и спиртами с образованием сложных эфиров называют реакциями этерификации.
• Добывают насыщенные одноосновные карбоновые кислоты окислением спиртов (в присутствии катализатора) и альдегидов.

Справочный материал по теме: Альдегиды, карбоновые кислоты

Решение задач на тему: Карбоновые кислоты и их производные

Задача №189

Образец предельной одноосновной органической кислоты массой 3,7 г нейтрализовали водным раствором гидрокарбоната натрия. При пропускании выделившегося газа через известковую воду было получено 5,0 г осадка. Какая кислота была взята?

Решение. Запишем уравнение реакции нейтрализации:

Количество выделившегося углекислого газа можно определить по реакции с известковой водой:

= m/М = 5/100 = 0,05 моль; = 0,05 моль.

Согласно уравнению нейтрализации, количество кислоты равно количеству углекислого газа: v(RCOOH) = = 0,05 моль. Молярная масса кислоты равна M(RCOOH) = m/v = 3,7/0,05 = 74 г/моль, откуда следует, что M(R) = 74 - М(СООН) = 74 - 45 = 29 г/моль, что соответствует радикалу . Искомая кислота — пропионовая .

Ответ. .

Задача №190

Напишите структурные формулы шести органических соединений состава .

Решение. Формула относится к ряду , который описывает карбоновые кислоты и сложные эфиры. В состав молекул карбоновых кислот, имеющих формулу , входят карбоксильная группа СООН и углеводородный радикал состава . Так как существует два радикала (пропил и изопропил), то кислот состава две:

Сложные эфиры состава имеют вид RCOOR', где R и R' — два углеводородных радикала с суммарной формулой (R' не может быть атомом водорода, так как иначе получилась бы карбоновая кислота, а не сложный эфир). Существует четыре сложных эфира такого вида:

Всего существует более 70 соединений состава , которые принадлежат к самым разным классам органических соединений, например циклические двухатомные спирты, альдегидо- и кетоноспирты и т. д.

Ответ. Две кислоты и четыре сложных эфира.

Задача №191

Каким образом можно осуществить реакции: ацетат натрия » уксусная кислота » хлоруксусная кислота? Напишите уравнения реакций.

Решение. Уксусная кислота — слабая, поэтому сильные кислоты вытесняют ее из ацетатов:

Уксусная кислота на свету реагирует с хлором:

Задача №192

При окислении (без разрыва С—С-связи) предельного одноатомного спирта получена кислота с выходом 80%. При действии на эту кислоту избытка цинка выделилось 4,48 л водорода (н. у.). Какая кислота и в каком количестве была получена? Сколько граммов и какого спирта потребовалось, если известно, что при дегидратации спирта образуется 2-метилпропен?

Решение. Запишем уравнения и схемы реакций:

2-Метилпропен может быть получен при дегидратации 2-метилпропанола-1 (первичного спирта) или 2-метилпропа-нола-2 (третичного спирта). Так как, по условию, спирт окислен в кислоту без разрыва С — С-связи, то был взят первичный спирт — 2-метилпропанол-1, при окислении которого образовалась 2-метилпропановая (изомасляная) кислота:

По уравнению растворения цинка в кислоте, для получения 4,48 л водорода (0,2 моль) необходимо 0,4 моль изомасляной кислоты массой 0,4 88 = 35,2 г. Чтобы получить такое количество кислоты с выходом 80%, необходимо взять 0,4/0,8 = 0,5 моль 2-метилпропанола-1 массой 0,5 • 74 = 37 г.

Ответ. 35,2 г изомасляной кислоты; 37 г 2-метилпропанола-1.

Задача №193

Раствор формальдегида в смеси уксусной и муравьиной кислот общей массой 2,33 г может полностью прореагировать с 18,7 мл 8,4%-ного раствора гидроксида калия (плотность раствора 1,07 г/мл), а полученный при этом раствор выделяет при нагревании с избытком водно-аммиачного раствора нитрата серебра 9,72 г осадка. Установите мольные доли компонентов в исходной смеси.

Решение. Запишем уравнения и схемы реакций:

(Обратите внимание на то, что формальдегид дает две реакции «серебряного зеркала» подряд, так как образующаяся при первоначальном окислении муравьиная кислота также дает реакцию «серебряного зеркала».)

Пусть моль.

Из реакций с КОН следует: v(KOH) = х + у = 18,7 • 1,07 • 0,084/56 = 0,03 моль. Из реакций с следует: v() = 2х + 4z = 9,72/108 = 0,09 моль. Масса смеси: 46х + 60у + 30z = 2,33 г.

Решение системы трех уравнений дает: х = 0,005, у = 0,025, z = 0,02 моль.

Ответ. Мольные доли: 10% НСООН, 50% , 40% .

Задача №194

Имеется 148 г смеси двух органических соединений одинакового состава . Определите строение этих соединений и их массовые доли в смеси, если известно, что одно из них при взаимодействии с избытком гидрокарбоната натрия выделяет 22,4 л (н. у.) оксида углерода (IV), а другое не реагирует с карбонатом натрия и аммиачным раствором оксида серебра, но при нагревании с водным раствором гидроксида натрия образует спирт и соль кислоты.

Решение. Известно, что оксид углерода (IV) выделяется при взаимодействии карбоната натрия с кислотой. Кислота состава может быть только одна — пропионовая .

По условию, выделилось 22,4 л , что составляет 1 моль, значит кислоты в смеси также было 1 моль. Молярная масса исходных органических соединений равна = 74 г/моль; следовательно, 148 г составляют 2 моль.

Второе соединение при гидролизе образует спирт и соль кислоты, значит это — сложный эфир:

Составу отвечают два сложных эфира: этилформиат и метилацетат . Эфиры муравьиной кислоты реагируют с аммиачным раствором оксида серебра, поэтому первый эфир не удовлетворяет условию задачи. Следовательно, второе вещество в смеси — метилацетат.

Так как в смеси было по 1 моль соединений с одинаковой молярной массой, то их массовые доли равны и составляют 50%.

Ответ. 50%

Задача №195

Относительная плотность паров сложного эфира по водороду равна 44. При гидролизе этого эфира образуются два соединения, при сгорании равных количеств которых образуются одинаковые объемы углекислого газа (при одинаковых условиях). Приведите структурную формулу этого эфира.

Решение. Общая формула сложных эфиров, образованных предельными спиртами и кислотами, — . Значение n можно определить из плотности по водороду:

откуда n = 4, т. е. эфир содержит 4 атома Углерода. Так как при сгорании спирта и кислоты, образующихся при гидролизе эфира, выделяются равные объемы углекислого газа, то кислота и спирт содержат одинаковое число атомов Углерода, по два. Таким образом, искомый эфир образован уксусной кислотой и этанолом и называется этилацетат:

Ответ. Этилацетат.

Задача №196

При гидролизе сложного эфира, молярная масса которого равна 130 г/моль, образуются кислота А и спирт Б. Определите строение эфира, если известно, что серебряная соль кислоты содержит 59,66% серебра по массе. Спирт Б не окисляется дихроматом натрия и легко реагирует с хлороводородной кислотой с образованием алкилхлорида.

Решение. Сложные эфиры имеют общую формулу RCOOR'. Известно, что серебряная соль кислоты RCOOAg содержит 59,66% серебра; следовательно, молярная масса соли равна M(RCOOAg) = M(Ag)/0,5966 = 181 г/моль, откуда M(R) = 181 - (12 + 2 • 16 + 108) = 29 г/моль. Этот радикал — этил , а сложный эфир был образован пропионовой кислотой

Молярная масса второго радикала равна M(R') = = 130 - 73 = 57 г/моль. Этот радикал имеет молекулярную формулу  По условию, спирт не окисляется и легко реагирует с НСl; следовательно, этот спирт — третичный

Таким образом, искомый эфир образован пропионовой кислотой и mpem-бутанолом и называется трет-бутилпропионат:

Ответ. Трет-бутилпропионат.

Задача №197

При гидролизе 356 г жира, образованного одной карбоновой кислотой, образовалось 36,8 г глицерина. Установите структурную формулу жира.

Решение. Запишем уравнение гидролиза:

Найдем количество глицерина: v(глиц.) = m/М = 36,8/92 = 0,4 моль. Количество жира равно количеству глицерина. Зная массу жира, можно найти его молярную массу: М(жира) = m/v = 356/0,4 = 890 г/моль.

откуда можно найти молярную массу радикала, входящего в состав кислоты: М(R) = (890 - 173)/3 = 239 г/моль. Методом перебора числа атомов Углерода нетрудно установить, что такую молярную массу имеет радикал , который соответствует стеариновой кислоте. Исходный жир имеет структуру

Ответ. Тристеарат глицерина.

Расчетные задачи на вычисление по химическим уравнениям количества вещества, массы или объема по количеству вещества, массе или объему реагентов, которые содержат определенную долю примесей

Решение задач этого типа имеет практическое значение, поскольку формирует математическую компетентность и практический опыт в ситуациях выбора и принятия решений. Изучение способов добывания веществ и их применение способствует формированию инициативы и предприимчивости. Во время работы в малых группах - воспитывает ответственное отношение к выполнению различных видов учебной деятельности, способствует дальнейшему выбора направления обучения и выбора профессии.

Особенностью этого типа задач является то, что вещества, которые вступают в реакцию (реагенты), содержат в своем составе определенное количество примесей - веществ, масса или объем которых не влияет на ход реакций. Поэтому, решая задачи такого типа, сначала надо отсчитать примеси и найти количество вещества, массу и объем чистого вещества. Итак, рассмотрим решения задач этого типа.

Задача №198

Карбид кальция массой 160 г с массовой долей примесей 20% прореагировал с водой. Вычислите объем образовавшегося газа (н. у.). Назовите газ.
Известно:
m (CaC₂) = 160 г
w (прим.) - 20%

V (газа) -?
Решение
1. Вычисляем массовую долю чистого CaC₂ в карбиде:
100% - 20% = 80% или 0,8.
2. Находим массу чистого CaC₂ в карбиде:
160 г ∙ 0,8 = 128 г.
3. Составляем уравнение реакции взаимодействия карбида кальция с водой:

М (CaC₂ ) = 64 г/моль;

Ответ: выделился ацетилен объемом 44,8 л.
 

Задача №199

Этанол массой 230 г подвергли окислению в присутствии катализатора. Образовалась уксусная кислота количеством вещества 4 моль. Вычислите массовую долю примесей в реагенте.
Известно:
m (С₂Н₅ОН ) = 230 г
ν (СН₃СООН ) = 4 моль

w (прим.) -?
Решение
1. Записываем уравнение реакции окисления:
С₂Н₅ОН + О₂ → СН₃СООН + Н₂О.

Из уравнения видно, что из этанола определенного количества вещества должно образоваться такое же количество уксусной кислоты, то есть
ν (C₂H₅OH): ν (CH₃СОOH) = 1: 1;
ν (C₂H₅OH) = 4 моль.
2. Вычисляем массу чистого этанола:
М (C₂H₅OH) = 46 г/моль;
m (C₂H₅OH) = 46 г/моль ∙ 4 моль = 184 г.
3. Вычисляем массу примесей в этаноле:
m (прим.) = 230 г - 184 г = 46 г.
4. Вычисляем массовую долю примесей в этаноле:
w (прим.)
Ответ: массовая доля примесей в этаноле составляет 20%.

 

Задача №200

При термическом разложении метана объемом 1 м³ образовался ацетилен объемом 480 л (н. у.). Вычислите объемную долю примесей в метане и объем водорода, выделившегося при этом.
Известно:
V (CH₄) = 1 м³
V (С₂Н₂) = 480 л

w (прим.) -?
V (H₂) -?
Решение
1. Записываем уравнение реакции термического разложения метана:

Из уравнения реакции видно, что во время разложения 2 моль метана образуется 1 моль ацетилена и 3 моль водорода.
Согласно закону объемных отношений газов при разложении метана объемом 2 л образуется ацетилен объемом 1 л и водород объемом 3 л.
2. Вычисляем объем чистого метана:
V (CH₄) = 480 л ∙ 2 = 960 л.
3. Вычисляем объемную долю метана:
w (CH₄) = 960 л/1000 л ∙ 100%; w (CH₄) = 96%.
4. Вычисляем объемную долю примесей в метане:
100% - 96% = 4%.
5. Находим объем образуемого водорода:
V (H₂) = 960 л ∙ 3/ 2; V (H₂) = 1440 л.
Ответ: объемная доля примесей в метане составляет 4%, объем водорода - 1440 л.

Вывод:

• Решение задач этого типа имеет практическое значение: формирует математическую компетентность и практический опыт в ситуациях выбора и принятия решений, способствует формированию инициативы и предприимчивости, финансовой грамотности, выбора будущей профессии.
• Особенностью задач этого типа является то, что вещества, которые вступают в реакцию, содержат примеси, которые не влияют на ход реакций. Поэтому, решая аналогичные задачи, сначала нужно отсчитать содержание примесей и только потом вычислять количество вещества, массу и объем чистого вещества.

Сложные эфиры. Жиры как представители эфиров

Состав и строение молекул: Вы ознакомились с реакцией этерификации.

Эти реакции происходят между карбоновыми кислотами и спиртами. Например, вследствие взаимодействия пропионовой кислоты и этанола образуются этилпропионат и вода:

Если заменить углеводородную цепь кислоты на R, а остаток спирта на R ', получим общую формулу эфиров:

Сложные эфиры - производные углеводородов, молекулы которых содержат сложноэфирную группу -СОО-R ".

Сложным эфирам свойственна структурная изомерия углеродной цепи и изомерия между классами соединений.

Номенклатура сложных эфиров: По систематической номенклатуре названия эфиров образуют по алгоритму:

Например, составим названия эфиров, структурные формулы которых:

Физические свойства: сложные эфиры - летучие жидкости с приятным запахом, бесцветные, малорастворимые в воде. Эти вещества легче воды, имеют более низкие температуры плавления и кипения, чем у соответствующих кислот.
Благодаря эфирам все цветы, фрукты и овощи различаются между собой своим специфическим запахом. Это свойство эфиров получило применение в производстве духов, в пищевой промышленности их используют как добавку в тесто, а фруктовые эссенции - для изготовления напитков.

Химические свойства: Реакции этерификации обратимы.

Вспомните из курса неорганической химии, какие реакции называют обратимыми.

Поскольку реакции этерификации обратимы, то одновременно с прямой происходит обратная реакция. Сложный эфир, который образуется при взаимодействии карбоновых кислот со спиртом, вступает в реакцию с водой, в результате чего образуются спирт и кислота.

Реакции взаимодействия эфиров с водой с образованием спирта и кислоты называют реакциями гидролиза.

Например, запишем реакцию гидролиза этилацетата:

Чтобы сместить равновесие химической реакции в нужном направлении, необходимо увеличить концентрацию одного из исходных веществ (реагентов) или удалить один из продуктов реакции.

Жиры как эфиры: Вы узнали о взаимодействии насыщенных одноосновных кислот с одноатомными спиртами. Однако глицерин тоже может вступать в реакции этерификации с карбоновыми кислотами. Продуктами таких реакций являются жиры.

Жиры - эфиры глицерина и высших карбоновых кислот.

Чаще всего в состав жиров входят остатки молекул высших карбоновых кислот: стеариновой, пальмитиновой, олеиновой, линолевой и др.

Уравнения этерификации с образованием жира:

Состав и строение молекул жиров: Французский химик М. Е. Шеврель в 1817 осуществил реакцию разложения жиров до глицерина и неизвестных в то время соединений. Как выяснилось позже, неизвестные соединения - это высшие карбоновые кислоты: пальмитиновая, стеариновая, олеиновая. Его соотечественник П. Э. М. Бертло в 1854 г. совершил обратную реакцию - из глицерина и стеариновой кислоты синтезировал тристеарат.

Итак, исследованиями этих ученых с помощью методов анализа и синтеза было установлено химический состав жиров.

Узнайте самостоятельно с интернет-источников о жизни и научной деятельности ученых-химиков и подготовьте краткое сообщение.

Классификация жиров: Вам уже известно, что между составом, строением и химическими свойствами органических веществ существует тесная взаимосвязь.

Ознакомьтесь со схемой классификации жиров, изображенной на рис. 35 (с. 94). Как видно из схемы, в зависимости от того, остатки молекул каких кислот содержат в своем составе жиры, их разделяют на твердые (сала) и жидкие (масла). По происхождению различают растительные и животные жиры.

Химические свойства: Растительные жиры имеют ненасыщенный состав остатков молекул высших карбоновых кислот. Поэтому в случае хранения их долгое время на воздухе под действием тепла и света происходит процесс окисления. В результате появляется неприятный запах, они становятся горькими на вкус.

Для жидких жиров характерны реакции гидрирования, то есть присоединения водорода по положению двойных связей. Во время гидрирования вещество превращается в соединение насыщенного состава, жидкий жир - в твердый:

Таким образом производят известный вам пищевой продукт - маргарин. Жиры вступают в реакции гидролиза, т.е. реагируют с водой с образованием глицерина и соответствующих высших карбоновых кислот.

Во время реакций гидролиза жиров при наличии щелочей образуются глицерин и соли высших карбоновых кислот - мыла. В частности, натриевые соли - это твердое мыло, калиевые - жидкое. Схема реакции:

Реакции щелочного гидролиза называют омылением.

С опытами реакций гидрирования и получения жиров ознакомьтесь виртуально.

Вывод:

• Сложные эфиры - производные углеводородов, молекулы которых содержат сложноэфирную группу -СООR.
• Для эфиров характерна структурная изомерия углеродной цепи и изомерия между классами соединений.
• Алгоритм образования названий эфиров по систематической номенклатуре таков: алкил (остаток спирта) + алкан + оат → алкилалканоат.
• Реакции взаимодействия эфиров с водой с образованием спирта и кислоты называют реакциями гидролиза.
• Жиры - это сложные эфиры глицерина и высших карбоновых кислот.
• По происхождению жиры делятся на растительные - масла и животные - сала.
• Жиры ненасыщенного состава вступают в реакции гидрирования и превращаются в твердые жиры.
• Характерное свойство жиров - реакции гидролиза, продуктами которых являются глицерин и высшие карбоновые кислоты. При наличии щелочи происходит реакция омыления жира, в результате чего образуются соли высших карбоновых кислот - мыла.

Справочный материал по теме:  Сложные эфиры. Жиры как представители сложных эфиров

Углеводы: глюкоза, сахароза

Классификация углеводов, их образование и распространение в природе: С представителями органических веществ этого класса вы частично ознакомились в курсе химии. Это природные органические вещества, которые играют важную роль в жизни человека. К ним относятся низкомолекулярные соединения - глюкоза, фруктоза, лактоза, сахароза и высокомолекулярные - крахмал и целлюлоза. Схему классификации углеводов изображено на рис. 36.

Углеводы - распространенные в природе вещества. Из моносахаридов распространенной является глюкоза. Она содержится в клеточном соке растений. Особенно высокое содержание ее в виноградном соке, арбузах, спелых яблоках и грушах, что придает им сладкий вкус. В составе меда преимущественно два моносахарида: глюкоза и фруктоза. Глюкоза в небольшом количестве также есть почти во всех клетках организма человека.

Сахароза образуется в корнеплодах сахарной свеклы и в стеблях сахарного тростника, откуда ее добывают. Содержание сахарозы в сахарной свекле составляет 16-20%, а в сахарном тростнике может достигать 16-26%. Кроме того, она содержится в плодах и листьях многих растений.

Физические свойства глюкозы и сахарозы подобны. Это бесцветные кристаллические вещества (в измельченном состоянии белые), сладкие на вкус, хорошо растворимые в воде, сахароза - легкоплавкое вещество, которое после охлаждения застывает.

Глюкоза: молекулярная формула и ее открытая форма

Формула глюкозы С₆Н₁₂О₆ или С₆(Н₂О)₆. Она образуется в зеленых листьях растений, содержащих хлорофилл, из углекислого газа и воды под действием солнечной энергии (рис. 37). 

Составьте самостоятельно уравнение реакции образования глюкозы в результате действия солнечной энергии. Вспомните, что происходит с глюкозой в процессе дыхания.

Рассмотрим строение молекулы глюкозы. Из молекулярной формулы видим, что в состав молекулы входят шесть атомов Кислорода. Это наталкивает на мысль о наличии в молекуле глюкозы характеристических (функциональных) групп.
Предположим, что молекула глюкозы содержит гидроксильные группы.

В то же время вам известно, что многоатомные спирты (глицерин) вступают в реакции этерификации. Исследованиями установлено, что при взаимодействии глюкозы с уксусной кислотой, 1 моль глюкозы реагирует с 5 молями уксусной кислоты. Итак, глюкоза является пятиатомным спиртом, а точнее альдегидоспиртом.

Молекула глюкозы может иметь циклическую или открытую (альдегидную) форму. Модели ее молекул изображена на рис. 38.

Открытую форму глюкозы отображает структурная формула

Химические свойства глюкозы:

Поскольку глюкоза имеет двойственную химическую природу, она проявляет химические свойства, характерные для многоатомных спиртов и альдегидов.
Как альдегид, глюкоза вступает в реакции неполного окисления с аммиачным раствором оксида серебра (I) и реакции восстановления с водородом. Во время окисления глюкозы происходит реакция «серебряного зеркала».
Глюкоза окисляется до глюконовой кислоты. Уравнение реакции:

По разрыву двойной связи в альдегидной группе присоединяется водород. В результате глюкоза восстанавливается до шестиатомного спирта - сорбита. Уравнение реакции:

Глюкоза при наличии ферментов или определенных бактерий вступает в реакции брожения различного вида. Например, в результате действия ферментов дрожжей и без доступа воздуха глюкоза образует этанол:

Под влиянием молочнокислых бактерий глюкоза окисляется до молочной кислоты:

С молочнокислым брожением связаны процессы скисания молока, квашение капусты и др. Кислые молоко и квашенная капуста являются ценными пищевыми продуктами.

Итак, состав, строение и химические свойства глюкозы свидетельствуют о том, что она является альдегидоспиртом.

Сахароза: состав, молекулярная формула

Молекулярная формула сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁. Иначе формулу можно записать так: С₁₂(Н₂О)₁₁. В состав ее молекулы входят остатки молекул глюкозы и фруктозы. Поэтому сахароза относится к дисахаридам. Строение молекулы сахарозы изображено на рис. 39.

Химические свойства сахарозы: Сахароза хорошо известна вам по быту - это пищевой продукт сахар. Как все органические вещества, она горит с образованием углекислого газа и воды.

Напишите самостоятельно уравнение реакции горения сахарозы.

Сахароза вступает в реакции гидролиза, происходящих при повышенной температуре и наличии неорганических кислот или под действием ферментов. К примеру, если прокипятить раствор сахарозы с серной кислотой, то сахароза гидролизуется с образованием глюкозы и фруктозы. Уравнение реакции:

Проверить наличие глюкозы можно с помощью известных вам качественных реакций на альдегиды - взаимодействия с аммиачным раствором оксида серебра (I) или свежеосажденным гидроксидом меди (II).

Вывод:

• Углеводы - органические вещества, которые классифицируют на моно-, ди- и полисахариды. Общая формула моносахаридов глюкозы и фруктозы С₆(Н₂О)₆, дисахарида сахарозы С₁₂(Н₂О)₁₁.
• • Самый распространенный моносахарид - глюкоза, молекулярная формула которой С₆Н₁₂О₆. Образуется в результате фотосинтеза из углекислого газа и воды в зеленых листьях растений под действием солнечной энергии.
• Глюкоза - альдегидоспирт, что подтверждено ее химическими свойствами. Как многоатомный спирт вступает в реакции этерификации с карбоновыми кислотами, в качественную реакцию с гидроксидом меди (II). Как альдегид - окисляется аммиачным раствором оксида серебра (I) или свежеосажденным гидроксидом меди (II) при нагревании до глюконовой кислоты. Ей свойственна реакция восстановления водородом в шестиатомный спирт сорбит. Под влиянием бактерий вступает в реакции спиртового и молочнокислого брожения.
• Сахароза - дисахарид, молекулярная формула которого С₁₂Н₂₂О₁₁. В состав молекулы сахарозы входят остатки молекул глюкозы и фруктозы. Вступает в реакции окисления, гидролиза.

Углеводы: крахмал, целлюлоза

Сравнительная характеристика состава, строения и физических свойств крахмала и целлюлозы: Крахмал и целлюлоза - природные полимеры, синтезируемые растительными организмами. Сравним их состав, строение молекул и физические свойства (табл. 12).

Вспомните качественную реакцию на крахмал и как его можно обнаружить в пищевых продуктах.

Химические свойства крахмала и целлюлозы: Учитывая состав молекул крахмала и целлюлозы, можно предположить, что это вещества с подобными химическими свойствами. Об одном из свойств крахмала вы уже узнали - это способность образовывать синюю окраску в реакции с раствором йода. Такая реакция является качественной реакцией на крахмал.
С помощью йода крахмал можно обнаружить в пищевых продуктах: белом хлебе, майонезе, йогурте, колбасе (рис. 40).

Сравним химические свойства крахмала и целлюлозы (табл. 13).

Искусственные волокна: Из целлюлозы, которую выделяют из древесины, производят ацетатный и вискозный шелк. Это искусственные волокна, так как сырьем для их производства является натуральный материал. Искусственные волокна имеют высокую прочность и упругость, некоторые - низкую теплопроводность, поэтому хорошо сохраняют тепло. Они легко драпируются, устойчивые к действию света. По гигиеническим свойствам им свойственна средняя гигроскопичность. Однако, имея немало ценных свойств, искусственные волокна уступают натуральным по определенным характеристикам: во время намокания теряют прочность, плохо пропускают воздух и впитывают влагу, чувствительны к высоким температурам, легко электризуются.

Благодаря своим свойствам искусственное волокно получило широкое применение и используется в больших количествах. Ознакомьтесь с производством искусственных волокон в мире с помощью диаграммы (рис. 41).

Влияние искусственных волокон на здоровье человека и окружающую среду: Производство искусственных тканей связано с использованием различных красителей, которые могут вызвать аллергические реакции у человека. Они плохо пропускают воздух, поэтому одежда из таких тканей нарушает энергообмен организма с окружающей средой, в результате чего возникают изменения в обмене веществ, могут появляться сыпи на коже. Некоторые из искусственных тканей хорошо проводят тепло, поэтому летом в них чрезмерно жарко, а зимой - холодно. Искусственные ткани являются электростатическими. Это приводит к налипанию пыли, прилипанию одежды к телу и даже «искрению» одежды.

Производство искусственных волокон наносит вред окружающей среде. Загрязнение почв отходами промышленного производства, выбросы в воздух и водоемы вредных оксидов, красителей вызывают серьезные заболевания и являются причиной преждевременной смерти людей. Чистота почв - это не только основа устойчивого аграрного развития, но и решение проблем, связанных с экологической, энергетической и оборонной безопасностью государства.

Вывод:

• Крахмал и целлюлоза - природные полимеры, состав молекул которых отражает формула (-С₆Н₁₀О₅-)_n.
• Макромолекулы состоят из остатков молекул глюкозы, которые имеют разное количество структурных звеньев. Поэтому относительная молекулярная масса у крахмала и целлюлозы неодинакова: у крахмала - от нескольких сотен до нескольких тысяч атомных единиц массы, у целлюлозы - несколько миллионов атомных единиц массы.
• Макромолекулы отличаются геометрией молекул: крахмал имеет линейные и разветвленные карбоновые цепи, целлюлоза - только линейные.
• Общность в составе и строении приводит к сходству в свойствах. Оба вещества подвергаются гидролизу с образованием глюкозы, происходит по схеме 
• Из целлюлозы изготавливают искусственные волокна: ацетатное и вискозное, которые могут негативно влиять на здоровье человека, а несоблюдение норм безопасности при производстве - наносить вред окружающей среде.

Справочный материал по теме:  Углеводы

Азотсодержащие органические вещества

Нитросоединения — органические соединения, содержащие одну или несколько нитрогрупп —NO₂.

Аминокислоты, их состав

Аминокислоты - это органические вещества, которые можно назвать «кирпичиками» белков. Они широко распространены в природе, поскольку входят в состав растительных и животных организмов и организма человека.

Рассмотрим состав молекул аминокислот.

Вы изучили состав и строение молекулы уксусной кислоты. Как органическая кислота, она содержит в составе молекулы свойственную для всех кислот карбоксильную группу -СООН, которая соединена с группой атомов -СН₃,
которая называется радикал метил. Если в составе радикала молекулы уксусной кислоты СН₃-СООН один атом Водорода заместить на аминогруппу -NH₂, то образуется аминокислота. Например, H₂N-CH₂-COOH - аминоуксусная кислота.
Название ее происходит от названия уксусной кислоты с добавлением слова «амино». Эта кислота самая простая и содержит по одной амино- и карбоксильной группе (рис. 119).

 
Если в составе радикала пропионовой кислоты Н₃С-СН ₂ СООН атом Водорода заменить аминную группу, то получим аминопропановую кислоту состава H₂N-CH₂-CH₂-COOH и т. д. Однако аминогруппа может размещаться не только на конце молекулы, но и у другого атома Углерода. Например, у атома Углерода, непосредственно соединенного с карбоксильной группой. Тогда состав молекулы отражает формула:

 
Эта аминокислота называется 2-аминопропановая, или α-аминопропановая.
Именно такие аминокислоты входят в состав белков.

Исследование молекул аминокислот показало, что в их состав может входить не только по одной группе, как в составе простейших из них, но и больше. Есть аминокислоты, молекулы которых содержат две карбоксильные или две аминогруппы.

Карбоксильные и аминогруппы проявляют различные химические свойства: первая - кислотные, вторая - основные. В аминокислотах имеются и другие группы, в частности гидроксильная -ОН, сульфидная -SH. Все они участвуют в образовании связей. Именно благодаря этому уникальному свойству аминокислот структура белковой молекулы очень сложная.

Физические свойства

Аминокислоты - кристаллические бесцветные вещества. Большинство из них хорошо растворимые в воде, имеют высокие температуры плавления. Среди большого разнообразия кислот в природе в составе белков, содержащихся в организме человека, есть 20 α-аминокислот. О том, что основным структурным компонентом белков являются аминокислоты, впервые заявил И. Горбачевский, выделив их в чистом виде.

В 1902 г. Э. Г. Фишер сформулировал пептидную гипотезу о наличии в составе белков остатков молекул аминокислот.
Белки как биологические полимеры. Белки - это природные высокомолекулярные вещества (биополимеры). Как класс веществ они были выделены благодаря исследованиям прежде всего французского химика А. де Фуркруа, которого считают основоположником исследования белков, а также других ученых XVIII в.

Белкам принадлежит ведущая роль среди всех высокомолекулярных органических соединений, входящих в состав клеток всех организмов. Они преобладают количественно по сравнению с углеводами и жирами.
В состав молекул белков входят не только атомы Углерода, Водорода, Кислорода, но и Азота, Серы, Фосфора и др. Ученые исследовали более 1000 белков, некоторые из них синтезировали. Большой вклад в определение структуры белков сделал американский химик Л. К. Полинг.
Мономерами в составе полимерных молекул являются остатки α-аминокислот. Огромное разнообразие белковых молекул объясняется различными комбинациями остатков α-аминокислот, подобно тому, как из 32 букв алфавита создается множество слов. Каждый белок имеет постоянный состав аминокислотных остатков, которые размещаются в определенной, присущей только ему, последовательности.

Итак, какой состав белковой молекулы? Так как карбоксильная и аминогруппы α-аминокислот имеют разную химическую природу, они могут взаимодействовать. В частности, аминная группа одной кислоты взаимодействует с карбоксильной группой другой. Между ними образуется пептидная связь:

Вещества, содержащие пептидную связь, называют пептидами.
В результате взаимодействия молекул аминокислот образуются дипептиды, трипептиды, полипептиды. Побочным продуктом реакции является вода. К примеру:

Свойства белков

Некоторые свойства белков легко обнаружить с помощью белка куриного яйца, который хорошо растворяется в воде в любых соотношениях. Во время растворения образуется коллоидный раствор.

Если к раствору белка долить концентрированный раствор соли, то он осаждается в виде осадка.

Например, казеин молока осаждают кальций хлоридом. Так же осадить белок из молока можно уксусной кислотой (рис. 120). Казеиновый осадок, который образуется из молока, есть не что иное, как пищевой продукт - сыр.

При нагревании белок сворачивается и вернуть его в прежнее состояние невозможно. Тогда говорят о денатурации белка, то есть его разрушении, потери им своего строения.

Объясните, что происходит с белком куриного яйца во время жарки яйца или варки.

Биологические функции аминокислот и белков

Аминокислоты - важные для живых организмов вещества, без которых невозможен обмен веществ. Важнейшей функцией является их участие в синтезе белков, поддержании уровня рН в организме.

Биологические функции аминокислот тесно связаны с функциями белков. Белки - органические вещества, без которых не существует жизнь. Их важные биологические функции обусловлены составом и строением.

Белки входят в состав всех растительных, животных организмов и организма человека. Из молекул белков построены клеточные мембраны, они содержатся в мышечной, соединительной и нервной тканях, есть в ногтях, волосах - выполняют строительную функцию.

Белки выполняют и запасную функцию. Попадая в организм человека или животных, они расщепляются до аминокислот, из которых синтезируются белки, свойственные именно этому организму. Поэтому важно пополнять организм продуктами, содержащими белки. Такими продуктами являются молоко, сыр, мясо, яйца, рыба, орехи, плоды бобовых растений и т.д. (рис. 121).

Питательные вещества, поступающие в организм с пищей, транспортируются к различным органам. И в этом процессе тоже участвуют белки. Например, гемоглобин крови переносит кислород к клеткам организма. При наличии кислорода происходит окисление веществ и высвобождение энергии. В мышечной ткани такую ​​роль выполняет миоглобин.
Итак, белки выполняют транспортную функцию.

Переваривание пищевых продуктов в организме осуществляется с помощью биологических катализаторов - ферментов. Эти вещества ускоряют процесс окисления, способствуя обмену веществ. В этом проявляется каталитическое действие белков. Кроме каталитического действия на обмен веществ влияют белки-гормоны. Гормоны регулируют кровяное давление, содержание сахара в крови, йода, гликогена, влияют на рост, превращение углеводов в жиры.

Одновременно с синтезом белковых молекул в организме происходит их распад, что в конце приводит к образованию углекислого газа и воды. При этом высвобождается энергия, необходимая для жизнедеятельности организма. В этом заключается энергетическая функция белков.

Белки, как источник энергии и аминокислот, используют для откорма сельскохозяйственных животных. Эти белки добывают микробиологическим синтезом из отходов углеводов, продуктов переработки нефти и газа.

Биологическая ценность пищевого белка в значительной степени зависит от степени его усвоения. Это определяется соответствием аминокислотного состава белка, поступающего с пищей, аминокислотному составу белков организма. Белков животного происхождения для этого не хватает. Поэтому для обеспечения биосинтеза присущих организму человека белков человеку нужны не только животные, но и растительные белки. Наибольшее содержание белков в зерновках злаковых, плодах бобовых культур.

Вывод:

• Аминокислоты - органические вещества, молекулы которых содержат в своем составе различные по характеру группы: карбоксильную, свойственную кислотам, и аминогруппу, присущую органическим основаниям. У некоторых аминокислот имеются гидроксильные -ОН и сульфидные -SH группы, которые тоже участвуют в создании структуры молекулы белка.
• Аминокислоты выполняют важные для организма функции, в частности участвуют в обмене веществ, синтезе белков, регулирующих рН в организме.
• В состав белковых молекул входят остатки 20 α-аминокислот. От последовательности соединения остатков α-аминокислот зависят строение и биологические функции белков.
• Белки - природные полимеры, имеющие сложное строение молекул. Мономерами в составе полимерных молекул являются остатки α-аминокислот. Каждый белок имеет постоянный состав аминокислотных остатков, которые размещаются в определенной, присущей только ему, последовательности.
• Белки выполняют важные функции в организме, в частности: строительную, защитную, транспортную, каталитическую, энергетическую. Они являются жизненно необходимыми веществами для живых организмов.

Природные и синтетические органические соединения

Органические соединения классифицируют по источникам их получения. Вы уже изучили природные источники углеводов, жиров, белков. Эти вещества встречаются в природе в готовом виде или как продукт переработки природных ресурсов. Природные органические вещества играют важную роль, поскольку с их участием происходят жизненно необходимые реакции в живых организмах. Кроме того, они являются источником сырья для химии органического синтеза. Классификация природных органических веществ представлена на рисунке 122.

Однако природные резервы органических веществ исчерпываются из-за хозяйственной деятельности человека. В связи с этим ученые, изучая состав и строение природных органических веществ, начали поиск способов изготовления синтетических органических веществ.

Сейчас это отдельная отрасль химической промышленности, производящая такие вещества, которых нет в природе, но без которых трудно представить жизнь и благополучие человека. К ним относятся (рис. 123): пластмассы, синтетические каучуки и волокна, строительные материалы и смеси, лаки, краски, масла, красители, фармацевтические препараты и медицинское оборудование, косметические и гигиенические моющие средства, резина, взрывные вещества, средства борьбы с вредителями сельскохозяйственных растений и домашних животных, корм для животных, маргарин, белковая икра, горючее и тому подобное.

Защита окружающей среды от стойких органических загрязнителей

Вы узнали, чем полезны для человека и общественного хозяйства продукты органического синтеза. Однако химические производства наносят немалый ущерб окружающей среде. Результатом загрязнения является накопление в атмосфере, воде, почве вредных веществ, которые негативно влияют на организм человека, растительные и животные организмы.

Что понимают под понятием «стойкие органические загрязнители»? Стокгольмской конвенции о стойких органических загрязнителях (2001) определено, что это органические вещества, которые «обладают токсичными свойствами, проявляют устойчивость к разложению, характеризуются биоаккумуляцией и является объектом трансграничного переноса по воздуху, воде и мигрирующими видами, а также осаждаются на большом расстоянии от источника их выброса, накапливаясь в экосистемах суши и водных экосистемах». К ним относятся полихлорированные диоксины и дибензофураны, гексахлорбензол, средства борьбы с переносчиками болезней (порошок ДДТ), пестициды и тому подобное.

Самыми опасными являются токсичные вещества и стойкие органические хлорсодержащие соединения, образующиеся в результате антропогенной деятельности, в частности работы транспорта, предприятий энергетики, химических производств.

Стойкие органические загрязнители долго хранятся, не разлагаются и не растворяются; на них не действуют вещества, которыми нейтрализуют другие загрязнители, и природные восстановительные процессы. Попадая в окружающую среду, они нарушают естественные процессы круговорота веществ и энергии. Например, современная промышленность широко использует фреоны, в частности аэрозольные распылители в баллончиках с краской, лаком, духами (рис. 124). Они могут храниться в атмосфере до 80 лет. Их молекулы на солнце распадаются, высвобождая атомарный хлор, один атом которого может разложить 10000 молекул озона. Это разрушает озоновый слой планеты. Вместе с аэрозолями мелкие частицы пыли вызывают непрозрачность атмосферы. Это может стать причиной снижения температуры земной поверхности.

Стойкие органические загрязнители способны быстро распространяться по планете. Они аккумулируются в растительных и животных организмах и через цепь питания попадают в организм человека, вызывая тяжелые заболевания.

Какие методы используют, чтобы загрязнителей? Прежде всего это: ограничение выбросов хлорсодержащих соединений промышленными предприятиями; внедрение лучших видов природоохранной деятельности их  регулирование; рациональное хозяйствование в сфере профилактических мероприятий.

Кроме того, для очистки окружающей среды применяют механические, химические и биологические методы. С помощью механических методов выделяют грубые примеси стойких загрязнителей, для этого используют отстойники, сита, фильтры. После механической проводят химическую очистку. Ее суть заключается в том, что к загрязнителям добавляют вещества, которые обезвреживают их. В биологической очистке сточных вод, почв участвуют аэробные бактерии, которые разлагают загрязняющие вещества на углекислый газ и воду.

С целью защиты окружающей среды от стойких органических загрязнителей рекомендуют такие меры, как рециркуляцию, утилизацию; прямое, повторное или альтернативное их использования; замену сырьевых материалов, которые являются стойкими органическими загрязнителями, на безопасные; максимальное уменьшение этих веществ в продуктах питания; избегать использование элементного хлора или химических веществ, образующих элементный хлор и тому подобное.

А самое важное то, чтобы человек осознал свою роль в борьбе за сохранение среды, в которой он живет. Молодое поколение должно воспитывать в себе экологический образ мышления. В частности, необходимо сознательно ограничивать попадание стойких органических загрязнителей в окружающую среду, контролируя соблюдение норм их содержания в воздухе, воде, почве. Человечество должно осознать, что загрязнители приводят к уменьшению, а иногда даже к исчезновению целых экологических систем, пагубно влияют на здоровье человека.

Вывод:

• По происхождению органические вещества разделяют на природные и синтетические.
• К природным органических веществ относятся углеводы, жиры и белки, то есть те, что образуются естественным путем.
• Синтетические органические вещества являются продуктами химической промышленности. Добывают их в лаборатории или на производстве.
• Синтетических органических веществ значительно больше, и они имеют более широкий спектр применения.
• Среди органических веществ немало стойких загрязнителей окружающей среды, в частности воздуха, водоемов и почв. Их обезвреживают механическими, химическими и биологическими методами.

Решение задач на тему: Нитросоединения и амины

Задача №201

Напишите структурные формулы всех нитросоединений состава . Укажите первичные, вторичные и третичные нитросоединения.

Решение. Изомерия нитросоединений связана со строением углеродного скелета и с положением группы . Существует два углеродных скелета, содержащих четыре атома Углерода, — разветвленный и неразветвленный:

В каждом из этих скелетов возможны два разные положения нитрогруппы (указаны стрелками). Таким образом, существует четыре нитросоединения состава :

В первичных нитросоединениях нитрогруппа связана с первичных атомом Углерода, во вторичных — с вторичным и т. д. В данном случае первичные нитросоединения — 1) и 4), вторичное — 2), третичное — 3).

Ответ. Четыре изомера.

Задача №202

Напишите общие уравнения реакций восстановления нитросоединений в амины: а) в кислой среде; б) в щелочной среде; в) в газовой фазе.

Решение. а) Восстановление нитросоединений в растворе удобно проводить водородом в момент выделения, который является сильным восстановителем. В кислой среде для этого используют цинк или железо:

б) В щелочной среде для получения водорода в момент выделения используют алюминий:

R-NO₂ + Al + 3NaOH -► RNH₂ + Na₃[Al(OH)₆] + H₂O

в) В газовой фазе восстановление проводят водородом при 250—350 °С на никелевом или медном катализаторе:

Задача №203

Образец нитробензола массой 85 г, содержащий 7% примесей, восстановили до анилина; выход реакции равен 85%. Вычислите массу образовавшегося анилина.

Решение. Запишем уравнение реакции:

= 85 • 0,93 = 79 г; = 79/123 = 0,64 моль. Теоретически из такого количества нитробензола могло получиться 0,64 моль анилина, а практически получилось 0,64 • 0,85 = 0,55 моль массой 0,55 • 93 = 51 г.

Ответ. 51 г анилина.

Задача №204

Газообразные продукты горения этиламина заняли объем 5,6 л (н. у.). Вычислите массу сгоревшего этиламина.

Решение. Уравнение сгорания этиламина имеет вид

Пусть в реакцию вступило х моль , тогда образовалось 2х моль и х/2 моль , всего — 2,5x моль газообразных продуктов.

По условию, v(газов) = 5,6/22,4 = 0,25 моль = 2,5x, откуда х = 0,1. Масса сгоревшего этиламина равна = vM = 0,1 • 45 = 4,5 г.

Ответ. 4,5 г .

Задача №205

Через 10,0 г смеси бензола, фенола и анилина пропустили ток сухого хлороводорода, при этом выпало 2,59 г осадка. Его отфильтровали, а фильтрат обработали водным раствором гидроксида натрия. Верхний органический слой отделили, его масса уменьшилась на 4,7 г. Определите массы веществ в исходной смеси.

Решение. При пропускании через смесь сухого хлороводорода выпадает осадок хлорида фениламмония, который нерастворим в органических растворителях:

= 2,59/129,5 = 0,02 моль; следовательно, = 0,02 моль,  = 0,02 • 93 = 1,86 г.

Уменьшение массы органического слоя на 4,7 г произошло за счет реакции фенола с гидроксидом натрия:

Фенол перешел в водный раствор в виде фенолята натрия. = 4,7 г. Масса бензола в смеси составляет 10 - 4,7 - 1,86 = 3,44 г.

Ответ. 1,86 г анилина, 4,7 г фенола, 3,44 г бензола.

Задача №206

К 40,0 л смеси, состоящей из углекислого газа, метиламина и диметиламина, добавили 30,0 л бромоводорода, после чего плотность газовой смеси по воздуху стала равна 1,836. Образовавшуюся твердую смесь нагрели и получили газовую смесь с плотностью по воздуху 2,028. Вычислите объемные доли газов в исходной смеси.

Решение. При добавлении бромоводорода к исходной смеси образуются твердые соли аминов:

При нагревании полученной смеси соли обратно разлагаются с образованием аминов и бромоводорода:

Пусть в исходной смеси содержалось х л , у л и (40 - х - у) л , тогда после добавления бромоводорода и осаждения солей в газовой смеси остались (40 - х -у) л и (30 - х - у) л HBr. То, что HBr был в избытке, следует из значения средней молярной массы оставшейся газовой смеси: = 1,836 • 29 = 53,24 г/моль. Это значение больше молярных масс всех веществ в исходной смеси; следовательно, после реакции в полученной смеси остался тяжелый газ, а именно HBr.

Запишем выражение для средней молярной массы смеси и HBr через объемы:

откуда х + у = 25.

В газовой смеси, полученной при нагревании солей, содержалось х л и (х + у) = 25 л HBr. Средняя молярная масса этой смеси равна 2,028 • 29 = 58,81 г/моль:

Решая систему двух уравнений, находим: х = 15, у = 10.

Объемные доли газов равны:

Ответ.

Аминокислоты

Азотсодержащие органические соединения

Азотсодержащие органические соединения: К азотсодержащим органическим веществам относятся насыщенные и ароматические амины, аминокислоты и нуклеиновые кислоты, а также высокомолекулярные соединения, благодаря которым существует жизнь, - белки.

Ознакомимся с классом азотсодержащих веществ - аминами.

Состав и строение молекул аминов

Вам уже известно, что азот в органических соединениях содержится не только в структуре углеродной цепи, но и в составе характеристических (функциональных) групп, в частности аминогруппы.

Амины - органические соединения, в состав молекул которых входит характеристическая (функциональная) аминогруппа -NH₂.

По строению молекул амины - производные аммиака, в молекуле которого один или несколько атомов Водорода замещены на алкильные (углеводородные) радикалы. Например, если в молекуле аммиака один атом Водорода замещен на алкильную группу -СН₃, то образуется метанамин (метиламин), если же имеется алкильная группа -С₂Н₅ - этанамин (этиламин). Их структурные формулы соответственно

Так образуются простые по составу и строению вещества, которые называют первичными аминами.

В случае замещения двух атомов Водорода образуются вторичные амины - диметиламин, а если замещены все три атома - третичные (триметиламин). Их структурные формулы соответственно такие:

Характеристическая группа этого класса соединений -NH₂, она же будет определять их свойства.

У аминов валентные углы составляют 106-108 °. Строение молекулы метанамина (метиламина) изображено на рис. 43.

Из рис. 43 видим, что в аминогруппе аминов имеется неподеленная электронная пара, которая влияет на свойства этих соединений. В частности, они вступают в химическое взаимодействие с кислотами (см. химические свойства).

Названия простейших по составу аминов

К простейшим по составу аминов относятся первичные амины, состав молекул которых отражает общая формула R-NH₂, где R - алкильная группа (углеводородный радикал). Названия этих соединений происходят от названий соответствующих алканов с добавлением слова -амин.

Ознакомьтесь со структурными формулами первичных насыщенных аминов и их названиями по систематической номенклатуре.

Из структурных формул делаем вывод, что у приведенных аминов аминогруппа размещается у первого атома Углерода. Поэтому, начиная с третьего представителя, указываем ее положение.

Модели молекулы метиламина изображено на рис. 45.

Химические свойства метиламина: Для метиламина свойственны реакции горения, взаимодействия с водой и соляной кислотой.
Реакции окисления. Метиламин горит в воздухе с образованием оксида углерода (IV), воды и азота. Уравнение реакции:

Взаимодействие с водой: Метиламин хорошо взаимодействует с водой, в результате чего образуется гидроксид метиламмония. Продукт реакции окрашивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет.

Вспомните, в какой среде - кислой, щелочной или нейтральной - индикатор фенолфталеин изменяет окраску на малиновую.

Итак, раствор метиламина проявляет щелочные свойства. Уравнение реакции:

Взаимодействие с соляной кислотой: Как и с водой, метиламин реагирует с соляной кислотой по положению неподеленной электронной пары. Уравнение реакции:

Взаимодействия метиламина с водой и соляной кислотой подтверждают основные свойства аминов. Итак, амины - органические основания.

Ароматические амины - Анилин: Ароматические амины образуются, если в молекуле бензола один атом Водорода замещается на аминогруппу. Самым простым ароматическим амином является анилин, состав молекулы которого отражает молекулярная формула С₆Н₅-NH₂. Строение молекулы анилина показано на рис. 46.

Рассмотрев рис. 46, сделаем вывод, что в молекуле анилина, так же как и у насыщенных аминов, аминогруппа содержит неподеленную электронную пару. Поэтому можно предположить, что анилин будет проявлять свойства органических оснований. Кроме того, наличие ароматической группы атомов -С₆Н₅ влияет на свойства аминогруппы.
В молекуле анилина имеется взаимное влияние атомов, в частности бензольное кольцо влияет на аминогруппу и наоборот. Это определяет химические свойства вещества.

Масштабную модель молекулы анилина изображено на рис. 47. 

Химические свойства анилина: Если подействовать на анилин раствором фенолфталеина, то изменение окраски не наблюдается. Это означает, что анилин как основание слабее насыщенных аминов.

Во время реакций с кислотами анилин по положению неподеленной электронной пары присоединяет ион Водорода. Проведем виртуальный опыт и пронаблюдаем, взаимодействует ли анилин с соляной кислотой. Очевидно, что анилин реагирует с кислотой. Продуктом реакции является соль - хлорид фениламмония. Уравнение реакции:

Влияние аминогруппы на бензольное кольцо проявляется в реакции с бромом.

Проведем снова виртуальный опыт и пронаблюдаем, реагирует ли анилин с бромной водой. Выпадение белого осадка свидетельствует о ходе реакции. Уравнение реакции:

в результате реакции образуется 2,4,6-триброманилин. Итак, если бензол не реагирует с бромной водой, то анилин благодаря влиянию аминогруппы замещает атомы Водорода в положениях 2, 4, 6.

Добывание анилина: Синтез анилина впервые осуществил русский химик М. Зинин в 1842 г. Реакция восстановления нитробензола происходит в присутствии катализатора и температуры 250-300 °С. Уравнение реакции:

С открытием этого синтеза началось промышленное производство анилина, который является незаменимым сырьем для получения многих органических веществ, в частности анилиновых красителей и лекарственных средств. Это требует большого количества анилина. Поэтому его добывают из бензола, который получают при коксовании каменного угля. Процесс происходит по такой цепочке превращений:

Влияние анилина и его производных на окружающую среду и организм человека: Анилин - вещество, на основе которой возникла и развилась анилинокрасочная промышленность. Поскольку анилин является очень ядовитым веществом, то и все красители на его основе также токсичны. Часто красители, используемые в текстильной и кожевенной промышленности, вместе с отходами попадают в сточные воды и почвы, а испаряясь, отравляют воздух. Вместе с красителями в окружающую среду попадают кислоты и щелочи. Все в целом неблагоприятно влияет на организм человека, вызывая заболевания верхних дыхательных путей, аллергические реакции.

Анилин применяют в производстве многих лекарственных средств (сульфаниламидные препараты), это вещество действует как обезболивающее и обладает способностью снижать температуру тела.

Обратите внимание! Даже лекарства могут повредить здоровью, если неправильно их употреблять, пренебрегая дозировкой.

Итак, хотя производство анилина и его производных и дало толчок к развитию промышленности синтеза органических веществ, его использование требует понимания как пользы, так и угрозы здоровью человека.

Вывод:

• Амины - органические соединения, в состав молекул которых входит характеристическая (функциональная) аминогруппа -NH₂.
• По строению молекул амины - производные аммиака, в молекуле которого один, два или три атома Водорода замещены на алкильные (углеводородные) радикалы.
• Названия насыщенных первичных аминов происходят от названия соответствующего алкана и слова амин. Схема образования названия: алкан + амин → алканамин.
• Общая формула аминов R-NH₂.
• Химические свойства метиламина: изменение окраски фенолфталеина на малиновое, полное окисление, взаимодействие с водой и соляной кислотой.
• Анилин - ароматический амин, состав молекулы которого рассматривают как продукт замещения одного атома Водорода в молекуле бензола на аминогруппу -NH₂.
• В молекуле анилина есть взаимное влияние атомов: аминогруппы на бензольного кольцо и наоборот. В результате анилин реагирует с кислотами в качестве основания, образуя соли, и вступает в реакцию замещения с бромной водой, которая происходит в бензольном кольце в положениях 2,4,6, образуя трибромпроизводное анилина.
• Амины - органические основания.

Аминокислоты

Состав и строение молекул: В курсе химии вы частично ознакомились с составом аминокислот, узнали об их роли в живой природе. Вам известно, что аминокислоты образуют мономерные звенья в составе белков. Само название «аминокислоты» достаточно красноречивое.

Аминокислоты - органические соединения, в состав молекул которых входят аминогруппы -NH₂ и карбоксильные группы -COOH.

Строение простой аминокислоты рассматривают как производную уксусной кислоты, в молекуле которой один атом Водорода замещен на аминогруппу (рис. 48).

Молекула аминоуксусной кислоты содержит в своем составе одну аминогруппу и одну карбоксильную. Практически это вещество проявляет амфотерные свойства: основные, характерные для аминогруппы, и кислотные,
свойственные карбоксильной группе. Однако по составу молекулы  аминокислоты очень разные, они могут содержать разное количество аминогрупп и карбоксильных групп. Кроме того, у некоторых аминокислот есть гидроксильные -ОН, сульфидные -S-, фенильные С₆Н₅- группы. Понятно, что с изменением состава меняется строение, а следовательно, и свойства этих соединений.

Вспомните состав и строение аминогруппы и карбоксильной группы. Обратите внимание на влияние атомов в молекулах органических соединений.

Химик и биохимик И. Горбачевский впервые высказал мысль о том, что в состав белковых молекул входят аминокислоты. Впоследствии (1902) немецкий химик-органик и биохимик Э. Г. Фишер, исследовавший белки и продукты их расщепления, установил, что в состав белков входят остатки молекул α-аминокислот.

Аминокислоты, в молекулах которых аминогруппа размещена у первого от карбоксильной группы атома Углерода. Общую формулу α-аминокислот изображено на рис. 49.

Структурные формулы, отражающие состав молекул и размещения характеристических (функциональных) групп некоторых аминокислот, а также их систематические и тривиальные названия приведены в табл. 14.

Шаростержневые модели некоторых аминокислот изображено на рис. 50.

Номенклатура аминокислот: По систематической номенклатуре названия аминокислот образуют по следующему алгоритму:

Например, H₂N-CH₂-CH₂-СН₂-COOH - это 4-аминобутановая кислота.
Для составления названий изомеров:
1) нумеруем длинную углеродную цепь, начиная с атома Углерода в карбоксильной группе;
2) перед названием обозначаем цифрой положения аминогруппы и других заместителей в алфавитном порядке;
3) добавляем название кислоты с суффиксом- овая и слово кислота. К примеру:

Химические свойства аминоуксусной кислоты. Аминокислоты - амфотерные вещества, то есть соединения, проявляющие свойства кислот и оснований.

Действие на индикаторы: Наличие карбоксильной группы в молекулах аминокислот должно обеспечивать кислую среду. Так же наличие аминогруппы - щелочную.
Если же в молекуле вещества есть одинаковое количество этих групп, то они нейтрализуют друг друга, поэтому индикаторы не меняют окраску. Если в составе молекулы аминокислоты есть две карбоксильные группы и одна аминогруппа, то индикаторы обнаруживают кислую реакцию. Если преобладают аминогруппы - щелочную.
Взаимодействие со щелочами. Как кислоты, аминокислоты реагируют с щелочами с образованием солей. Например, запишем уравнение реакции взаимодействия аминоуксусной кислоты с гидроксидом натрия:

Взаимодействие с кислотами: Реакции с кислотами происходят вследствие наличия в молекулах аминокислот аминогруппы с образованием соли. Уравнение реакции:

Образование пептидов. В результате взаимодействия аминогруппы с карбоксильной различных молекул аминокислот образуются пептиды:

Образованное вещество - дипептид. Если взаимодействуют три молекулы аминокислот образуется трипептид и т. д. Если же с помощью пептидных связей сочетаются много аминокислот, образуются полипептиды. Они могут содержать около 100 аминокислотных остатков.

Разнообразие пептидов зависит от того, какие аминокислоты входят в их состав. Реакции взаимодействия обратные, так пептиды гидролизуют при наличии сильной кислоты и при нагревании. Образование полипептидов является основой естественного процесса синтеза белков.

Биологическая роль аминокислот: Аминокислоты выполняют важные для организма функции. Прежде всего они являются «кирпичами», из которых построено большое разнообразие белковых молекул. В состав белков входят 20 α-аминокислот, из которых 8 кислот незаменимы, то есть такие, которые не синтезируют организмы животных и человека. Поэтому, чтобы удовлетворить потребности человеческого организма в этих аминокислотах, они должны поступать в него с продуктами питания растительного и животного происхождения.

Аминокислоты также являются хорошим энергетическим материалом. Например, для поддержания организма человека, истощенного тяжелым недугом, иногда вводят аминокислоты непосредственно в кровь. Тем самым облегчается их усвоение. В случае простудных заболеваний эффективным профилактическим и лечебным средством является афлубин, который активизирует иммунные силы организма.

Аминокислоты необходимы не только людям. Их применяют в качестве корма для откорма сельскохозяйственных животных.

Вывод:

• Аминокислоты - органические вещества, в состав молекул которых входят аминогруппы -NH₂ и карбоксильные группы -COOH. Количество этих групп в составе аминокислоты может быть разной.
• Кроме того, некоторые аминокислоты содержат гидроксильные -ОН, сульфидные -S-, фенильные С₆Н₅- группы.
• Общая формула α-аминокислот 
• По систематической номенклатуре названия аминокислот составляют по следующему алгоритму: амино + алкан + овая + кислота → аминоалкановая кислота.
• Аминокислоты благодаря наличию карбоксильной группы реагируют с щелочами, а с участием аминогруппы - с кислотами. Продуктами взаимодействия являются соли этих кислот.
• Аминокислоты взаимодействуют между собой с образованием пептидов. Связь  называют пептидной.
• Полипептиды содержат около 100 аминокислотных остатков.
• Образование полипептидов вызывает естественный процесс синтеза белков.

Белки как высокомолекулярные соединения

Состав и строение белковых молекул: Вам уже известно, что в состав молекул белков входят остатки молекул α-аминокислот. Наличие остатков молекул аминокислот в основе белковых молекул подтвердил Э. Г. Фишер, который впервые синтезировал полипептиды.

Разнообразие белковых молекул объясняется различными комбинациями аминокислотных остатков.

Каждый белок имеет постоянный состав остатков молекул α-аминокислот, которые размещаются в определенной, присущей только ему, последовательности. Этим определяется пространственное строение молекул белков, а следовательно, и их специфические свойства. Если изменить хотя бы один остаток молекулы аминокислоты в полипептидной цепи, то образуется другой по строению и свойствам белок.

Белки - полимеры, характеризующиеся постоянным составом остатков молекул α-аминокислот.

Свойства белков зависят от их строения. Структурная организация белковой молекулы является достаточно сложной (рис. 51).

Первичная структура зависит от последовательности аминокислотных остатков, которые соединены между собой пептидной связью.

В то же время вам известно, что в состав молекул аминокислот входят еще и гидроксильные, сульфидные, фенильные группы. Между ними тоже возникают связи, скручивая полипептидную цепь в спираль. Спираль удерживается благодаря возникновению водородных связей, и такую ​​структуру называют вторичной.

Третичная структура возникает в результате образования дисульфидных связей между отдельными участками спирали - там, где расположены характерные (функциональные) группы, содержащие Серу. В большинстве белков полипептидные цепи свернуты особым образом в компактный клубок - глобулу.

Несколько макромолекул, образующих третичную структуру, могут выполнять общую функцию, взаимодействуя между собой. В результате этих связей возникает белковый комплекс. Это и есть четвертичная структура белка.

Химические свойства белков: В курсе химии вы уже ознакомились с одним свойством белков.

Вспомните, что такое денатурация белка.

Итак, при нагревании структура белковой молекулы изменяется вследствие разрушения связей, обуславливающих их вторичную, третичную и четвертичную структуры. Белки теряют свои свойства, в соответствии с этим меняются их функции. Такой процесс называют денатурацией.

Белки денатурируют при очень низких температурах. Например, если температура тела человека повышается до 42 °С, человек умирает, потому что белки теряют свою биологическую активность.

Денатурацию белков хорошо наблюдать во время варки или жарки куриного яйца, осаждение белка из молока под действием растворов солей и кислот (например, для изготовления сыра). В любом случае белок не может вернуться к предыдущему состоянию (рис. 52).

Цветные реакции белков: Качественными реакциями на белки являются цветные реакции: биуретовая реакция - действие на раствор белка разбавленного раствора сульфата меди (II) и ксантопротеиновая - воздействие на белок концентрированной азотной кислотой (рис. 53).

Чтобы выявить другие свойства белков, проведем лабораторные опыты. Для этого воспользуемся раствором белка куриного яйца.

Биологические функции белков: Белки - высокомолекулярные органические вещества, благодаря которым существует жизнь, происходит рост и развитие организмов. Эти вещества представлены большим разнообразием белковых молекул и входят в состав не только растительных, животных и человека, но и вирусов, бактерий и т. Большое разнообразие их обусловлено ​​способностью двадцати α-аминокислот взаимодействовать между собой в определенном порядке с образованием полимерных молекул, то есть их природа определяется разной последовательностью размещения α-аминокислот. Особенность функций этих соединений состоит в том, что их невозможно заменить другими веществами, а значит, роль белков в организме человека чрезвычайно важна.

Прежде всего белки - это строительный материал для клеточных мембран, мышечных волокон - миофибрилл, а миозин и актин выполняют функции сокращения мышц. Белки входят в состав соединительной (коллаген) и нервной тканей, волос и ногтей. Следовательно, они выполняют строительную функцию.

Белки, благодаря наличию в их составе различных функциональных групп и их сложному строению, способные транспортировать гормоны, газы (кислород), различные питательные вещества ко всем органам. Так, газы в легкие и клетки переносит гемоглобин крови, в мышцах эту задачу выполняет миоглобин. Альбумин крови транспортирует жирные кислоты через клеточную мембрану. В этом заключается транспортная функция белков.

Переваривание и усвоение продуктов питания в организме осуществляется с помощью биологических катализаторов - ферментов, которые ускоряют биохимические процессы при обмене веществ. В результате высвобождается большое количество энергии. Такую функцию белков называют каталитической.

Белки способны регулировать обмен веществ. Регуляторную фунцию осуществляют биологически активные вещества - гормоны. Например, белок щитовидной железы - тиреоглобулин, гормоны тироксин, трийодтиронин регулируют содержание микроэлемента йода в крови. Инсулин - гормон поджелудочной железы, обеспечивает синтез жиров из углеводов, снижает содержание глюкозы в крови. При его отсутствии возникает тяжелое заболевание - сахарный диабет. Этот гормон, кроме регуляторной, выполняет еще и запасную функцию, поскольку участвует в синтезе гликогена. Гормоны гипофиза и пептид памяти, страха обеспечивают в головном мозге сложные психические и физиологические явления. Белки являются регуляторами считывания наследственной информации с ДНК.

Защитная функция белков заключается в том, что они оберегают организмы от воздействия чужеродных белков. В случае повреждений, в ответ на появление чужеродных тел - синтезируются антитела, то есть защитные белки, которые противодействуют микроорганизмам и быстро обезвреживают их. К белкам, выполняющим защитную функцию, принадлежит интерферон, который обладает способностью обезвреживать чужеродную нуклеиновую кислоту и токсины.

Вам уже известно, что в организме вместе с синтезом белковых молекул происходит их распад, в результате которого, после ряда преобразований, образуются углекислый газ и вода. При полном окислении белка массой 1 г выделяется приблизительно 17 кДж энергии. Высвобожденная при этом энергия используется на жизнедеятельность организма. Кроме того, во время расщепления белков образуется аммиак, токсичное для организма вещество. Для его обезвреживания тоже тратится энергия. Источником энергии является также преобразование некоторых аминокислот, которые не синтезируются в организме человека, поэтому они в составе белков поступают в организм с пищей. В этом заключается энергетическая функция белков.

Белкам свойственна передача генетической информации из поколения в поколение.

Применение белков: Прежде всего белки - это пищевые продукты. Ценным продуктом, который обеспечивает организм белком, являются куриные яйца. В белок куриных яиц входят все восемь незаменимых аминокислот: валин, метионин, триптофан, лизин, фенилаланин, изолейцин, лейцин, треонин. Для диетического питания норма употребления белков составляет 90-120 г в сутки. Диетическое питание с сбалансированным количеством белков в рационе имеет большое значение для укрепления иммунитета человека, так как создает противодействие болезнетворным бактериям.

Белки и белковые препараты применяют как лечебные средства. Большое значение для укрепления иммунной системы имеет применение гамма-глобулина. Фармацевтический препарат гамма-глобулина создает временный иммунитет против многих инфекционных заболеваний. В частности, его используют для профилактики и лечения кори и коклюша у детей.

В промышленности белки являются ценным сырьем для различных производств. Из шерсти и шелка изготавливают ткани. Из панцирей черепах и рогов животных производят мелкие вещи - расчески, пуговицы, украшения для интерьеров.

Вывод:

• Белки - высокомолекулярные соединения, состоящие из остатков молекул α-аминокислот.
• Белковые молекулы содержат значительно больше аминокислотных остатков, чем пептиды; каждому из белков присуща определенная последовательность их размещения. Этим определяются их пространственное строение и специфические свойства.
• Структурная организация белковой молекулы достаточно сложная: первичная структура поддерживается пептидными связями с образованием полипептидной цепи; вторичная - водородными связями, которые вызывают скручивание цепи в спираль; третичная - вследствие образования дисульфидных связей возникает глобула; четвертичная структура определяется как комплекс нескольких полипептидов.
• Разрушение связей, обуславливающих вторичную, третичную и четвертичную структуры белковой молекулы, называют денатурацией.
• Качественными реакциями на белки являются цветные реакции: биуретовая и ксантопротеиновая.
• Белки выполняют в организме важные биологические функции: строительную, транспортную, каталитическую, регуляторную, запасную, защитную, энергетическую.

Справочный материал по теме: Азотсодержащие соединения

Решение задач на тему: Аминокислоты, пептиды и белки

Задача №207

Напишите структурные формулы всех аминокислот состава и назовите их.

Решение. В состав молекулы аминокислоты кроме функциональных групп и СООН входят еще два атома Углерода. Обе функциональные группы могут быть связаны как с одним и тем же атомом Углерода:

так и с разными атомами Углерода:

Первая кислота называется -аминопропионовая кислота (или 2-аминопропионовая кислота, или аланин), вторая — (3-аминопропановая (или 3-аминопропионовая) кислота.

Ответ. 2 изомера, отличающиеся положением аминогруппы.

Задача №208

Определите строение сложного эфира а-аминокислоты, если известно, что он содержит 15,73% Азота по массе.

Решение. Сложные эфиры -аминокислот описываются общей формулой

где R — водород или углеводородный радикал, R' — углеводородный радикал. В 1 моль этого вещества содержится 1 моль N массой 14 г, что составляет 15,73% от общей (молярной) массы; следовательно, молярная масса эфира равна = 14/0,1573 = 89 г/моль. На долю двух радикалов приходится М(R + R') = 89 - + СН + СОО) = 16 г/моль. Это возможно только в том случае, если R = Н,  R' = Таким образом, искомый эфир — метилглицинат, т. е. метиловый эфир аминоуксусной кислоты:

Ответ. Метиловый эфир аминоуксусной кислоты.

Задача №209

Какой объем 10%-ного раствора гидроксида натрия (плотность 1,1 г/мл) может прореагировать с глицином, полученным из 32 г карбида кальция?

Решение. Глицин можно получить из карбида кальция по схеме:

Согласно этой схеме, число молей глицина равно числу молей карбида кальция: = 32/64 = 0,5 моль. Количество щелочи, необходимой для реакции с глицином по уравнению

также равно 0,5 моль. m(NaOH) = 0,5 • 40 = 20 г; m(р-ра NaOH) = 20/0,1 = 200 г; V(p-pa NaOH) = 200/1,1 = 182 мл.

Ответ. 182 мл.

Задача №210

Напишите структурные формулы двух дипептидов состава .

Решение. Молекула дипептида образована двумя остатками аминокислот и содержит пять атомов Углерода; следовательно, одна из аминокислот содержала два атома Углерода, а другая — три атома. Два атома Углерода содержит только простейшая аминокислота — глицин . Молекулярную формулу второй аминокислоты можно определить, если вспомнить, что при образовании дипептида из двух аминокислот выделяется молекула воды; поэтому, прибавляя к формуле дипептида и вычитая формулу глицина, получаем молекулярную формулу второй аминокислоты:

Такую формулу имеет ближайший гомолог глицина — аланин. Таким образом, оба дипептида образованы остатками глицина и аланина.

Молекулы пептидов несимметричны: на одном конце находится аминогруппа , на другом — группа СООН, поэтому структура пептида определяется не только аминокислотным составом, но и последовательностью соединения остатков аминокислот. В данном случае возможны два варианта соединения:

1)глицин-аланин:

(запись структуры пептидов обычно начинают с аминогруппы);

2)    аланин-глицин:

Ответ. Глицин-аланин, аланин-глицин.

Задача №211

Для полного гидролиза образца дипептида массой 9,60 г потребовалось 0,90 г воды. Установите структуру дипептида, если известно, что при гидролизе образовалась только одна аминокислота.

Решение. Уравнение гидролиза дипептида, образованного только одной аминокислотой, имеет вид

 = 0,90/18 = 0,05 моль; v(дипептида) =  = 0,05 моль; М(дипептида) = m/v = 9,60/0,05 = 192 г/моль.

Молярная масса дипептидной цепи равна = 130 г/моль, оставшиеся 192 - 130 = 62 г/моль приходятся на два радикала; M(R) = 62/2 = 31 г/моль, что соответствует группе , входящей в состав серина. Структура искомого дипептида:

Ответ. Серин-серин.

Задача №212

При полном гидролизе 14,6 г природного дипептида раствором гидроксида натрия (массовая доля щелочи 12%, плотность раствора 1,2 г/мл) из раствора выделено 11,1 г соли, массовая доля Натрия в которой равна 20,72%. Установите возможную структурную формулу исходного дипептида и вычислите объем раствора щелочи, израсходованного на гидролиз.

Решение. Запишем уравнение щелочного гидролиза в общем виде:

Одна из солей содержит 20,72% Na; следовательно, ее молярная масса равна 23/0,2072 = 111 г/моль и ее количество составляет 11,1/111 = 0,1 моль. Молярная масса углеводородного радикала, входящего в состав этой соли (это может быть как ), равна M(R) = 111 - - М(СН) - M(COONa) = 111 - 16 - 13 - 67 = 15 г/моль. Этот радикал — .

Найдем другой радикал. Количество дипептида равно 0,1 моль; следовательно, его молярная масса равна 14,6/0,1 = 146 г/моль. Молярная масса второго радикала равна 146 - - M(CONH) - М(СН) - М(СООН) = 146 - 16 - 28 - 43 - 13 - 45 = 1 г/моль. Этот радикал — Н.

Таким образом, одна из кислот, образовавших дипептид, — аминопропионовая, а другая — аминоуксусная. Каждая из этих аминокислот может находиться либо в «голове» дипептида (со стороны группы СООН), либо в «хвосте» (со стороны группы ), поэтому для дипептида возможны две формулы:

1) (аланилглицин);

2) (глицилаланин).

Ответ. Аланилглицин или глицилаланин.

Строение веществ. Многообразие веществ и химические реакций. Взаимосвязи между веществами и их взаимопревращения

Изучая химию, вы ознакомились со многими неорганическими и органическими веществами, характеризующихся различным составом и строением, а следовательно, и различными свойствами. Строение веществ зависит от того или иного вида химической связи.
Несмотря на это, их делят на вещества молекулярного и немолекулярного строения. Логично, что названия этих групп веществ связаны с названиями их структурных частиц: молекул и атомов или ионов (рис. 125 ).

К веществам молекулярного строения принадлежит значительное количество неорганических и органических веществ. В частности, из неорганических - неметаллы Н₂, О₂, Cl₂, летучие соединения неметаллических элементов с водородом НCl, HBr, HI, CH₄, NH₃, кислоты Н₂SO4, HNO₃, H₃PO₄. Из органических - почти все изученные вами представители органических соединений.

Приведите примеры представителей органических соединений молекулярного строения.

К веществам немолекулярного строения принадлежат три класса неорганических веществ и атомные соединения.
Вещества молекулярного и немолекулярного строения отличаются не только строением, но и свойствами. В твердом состоянии эти вещества образуют различные кристаллические решетки: молекулярные, атомные, ионные. В зависимости от того, как структурные частицы вещества сочетаются между собой, какой вид химической связи и тип кристаллической решетки, они проявляют различные свойства.

Сравним некоторые физические свойства веществ молекулярного и немолекулярного строения (табл. 14).

Многообразие веществ и химических реакций

Химические элементы, сочетаясь между собой, образуют чрезвычайно большое количество как неорганических, так и органических веществ.

Неорганическими веществами являются простые вещества металлы и неметаллы, которые, взаимодействуя с другими веществами, образуют сложные неорганические соединения: оксиды, кислоты, основания и соли. Основой преобразований есть разные типы химических реакций. Например, рассмотрим цепочку преобразований от металлов и неметаллов в сложные соединения:

Основой этой схемы являются реакции соединения, разложения, замещения и обмена.

Вспомните, на каком признаке основывается эта классификация. Напишите уравнения реакций по схеме.

Реакции горения и медленного окисления характеризуются изменением степеней окисления элементов до и после реакции. Во время протекания реакций обмена степени окисления не изменяются. В качестве примера,
рассмотрите реакции взаимодействия фосфора и меди с кислородом.

Напишите уравнения реакций между фосфором и медью и кислородом, составьте электронный баланс, поставьте коэффициенты.

Вам известно, что во время химических превращений может выделяться или поглощаться тепло. По тепловому эффекту реакции разделяют на экзо- и эндотермические. Например, вы наблюдали реакции горения метана, этилена, ацетилена, этанола - все они являются экзотермическими. Реакции, происходящие при постоянном нагревании смеси реагентов, называют эндотермическими.
Изучая неорганическую и органическую химию, вы узнали о наличии обратимых и необратимых реакций. Обратимые реакции при одинаковых условиях происходят в двух взаимно противоположных направлениях. К примеру:

В органической химии вы изучали процессы горения, фотосинтеза, дыхания, которые постоянно происходят в живой природе и с веществами неорганического происхождения.

Чем объяснить многообразие органических веществ? Прежде всего их распространением в природе и синтезированием в промышленных объемах.

Несмотря на то, что в состав соединений Углерода входит небольшое количество химических элементов, органических соединений существует гораздо больше, чем неорганических. На примере гомологического ряда метана вы увидели, что атомы Углерода имеют способность сочетаться между собой. При этом образуются карбоновые цепи. Каждый следующий представитель гомологического ряда отличается от предыдущего на группу атомов СН₂,
получившей название гомологическая разница. К примеру:

СН₄, СН₃-СН₃, СН₃-СН₂-СН₃ и т. д.

Такие гомологи образуют спирты: СН₃-ОН, С₂Н₅-ОН, С₃Н₇-ОН; карбоновые кислоты: СН₃-СООН, С₂Н₅-СООН, С₃Н₇-СООН и другие органические соединения.

При изучении этилена и ацетилена вы заметили в строении этих веществ наличие кратных связей: двойной и тройной. Это первые представители других гомологических рядов, в частности ненасыщенных углеводородов. Количество их зависит и от длины углеродной цепи, и от размещения связей в молекулах углеводородов. Разное размещения кратных связей влияет на их структуру, а следовательно, и на свойства. Это еще один признак, что помогает понять многообразие органических соединений.

Изучая представителей органических соединений, вы убедились, что каждый из них характеризуется наличием различных групп атомов. Эти группы определяют свойства соединений.

Для того, чтобы обобщить значение веществ и их превращений, вспомним круговорот химических элементов в природе. Суть круговорота состоит в ходе природных процессов, при которых структурные частицы вещества (молекулы, атомы, ионы) переходят от одних соединений к другим.

Вспомните из курса химии сведения о круговороте кислорода и круговороте воды в природе.

Это непрерывные процессы снабжения в атмосферу кислорода благодаря фотосинтезу и использования его при дыхании, окисления и горения веществ. Кроме круговоротов кислорода и воды, в природе происходят круговороты других биологически важных элементов-органогенов, в частности Углерода, Азота, Фосфора, Серы. Круговорот Углерода связан с круговоротом Кислорода, поскольку он начинает круговорот в виде оксида углерода (IV) (рис. 126).

Круговорот Углерода связан со многими химическими процессами в биосфере. На рисунке 126 показано, что круговорот Углерода происходит во время фотосинтеза, горения топлива, дыхания растений, животных, человека, гниения органических остатков, работы транспорта, химических и других предприятий, извержения вулканов, выветривание карбонатов и гидрокарбонатов и тому подобное. Непрерывные процессы окисления и восстановления, происходящих в природе, поддерживают равновесие между фотосинтезом и горением и окислением.

Не менее важное значение имеет круговорот Азота (рис. 127).

Рассмотрите внимательно схему круговорота Азота в природе и составьте самостоятельно рассказ о процессах, происходящих.

Химия и экология

При изучении химии в курсе основной школы вы ознакомились с веществами и их преобразованиями - естественными процессами, обеспечивающими баланс между накоплением веществ в биосфере и их использованием. Человек, как продукт природы и ее неотъемлемая часть, может жить только в непрерывном взаимодействии с ней.

Сейчас человек значительно расширил использование продуктов химической промышленности. Увеличились объемы синтезирования органических веществ, получивших применение как строительные материалы, лаки, краски, клеи, синтетические волокна и пластмассы, каучуки, резина, парфюмерные и моющие средства и тому подобное. Все производства органических веществ имеют большое влияние на окружающую среду и вызывают определенные экологические риски.

Исчерпываются запасы природных источников углеводородного сырья, которое обеспечивает сырьевую и энергетическую отрасли хозяйственной деятельности человека.

Чрезмерные выбросы в атмосферу вредных газов химической промышленности и автомобильного транспорта приводят к образованию и выпадению кислотных дождей. От них страдает растительный и животный мир, закисляются почвы и водоемы. Меняется структура почв, влияет на снижение их урожайности. Увеличение содержания углекислого газа в атмосфере приводит к глобальному потеплению, таянию ледников. В местах накопления мусора и различных отходов под действием света образуется фотохимический смог, в атмосферу попадает много пыли.

Использование фреонов приводит к разрушению озонового слоя, который защищает планету от попадания прямых ультрафиолетовых лучей и возникновения озоновых дыр.

Все эти факторы влияют на изменение круговорота химических элементов и веществ. Известно, что традиционные источники топлива являются исчерпываемыми, а продукты их сгорания создают экологические проблемы современности, о которых говорилось ранее.

В обеспечении экономики топливно-энергетическими ресурсами важное значение приобретает производство и потребление альтернативных видов топлива. К альтернативным видам жидкого топлива относятся: спирты, масла и прочее жидкое биологическое топливо, полученное из биосырья; горючие жидкости, извлеченные из промышленных отходов; газ водоносных пластов нефтегазовых бассейнов; метаногидраты, биогаз, водород и др.

Для обеспечения гармонии человека с природой необходимо знать и неукоснительно соблюдать его законы; рационально, планово и экономно использовать природные ресурсы; заботиться о чистоте воздуха, природных водоемов, почв.

Каждый культурный человек, который хочет быть здоровым и успешным в жизни, должен помнить, что он является частью природы, которую надо оберегать от негативных воздействий хозяйственной деятельности.

Вывод:

• Все вещества по происхождению делятся на неорганические и органические. В зависимости от состава и видов химических связей различают вещества молекулярного и немолекулярного строения.
• К веществам молекулярного строения принадлежат неорганические вещества, молекулы которых образованы неметаллическими элементами; кислоты. Из органических веществ молекулярное строение имеют почти все изученные вами представители отдельных классов, жиры и белки, то есть те, которые образуются естественным путем.
• Синтетическим органическим веществам тоже свойственно молекулярное строение.
• К веществам немолекулярного строения принадлежат в основном неорганические соединения (оксиды металлических элементов, основания, соли, металлы) и некоторые органические (соли высших карбоновых кислот).
• Многообразие веществ обусловлено ​​их взаимопревращениями и синтезом новых. Факторами, которые объясняют большое количество органических веществ, являются: а) способность атомов Углерода образовывать углеродные цепи различной формы; б) наличие веществ, образующих гомологические ряды; в) наличие кратных связей и их размещение в углеродной цепи; г) наличие различных групп атомов.
• Естественными процессами, которые регулируют баланс потребления и использования веществ, является круговорот элементов и веществ. Они основываются на фотосинтезе, дыхании, горении и медленном окислении, гниении.
• В процессе хозяйственной деятельности человек довольно часто загрязняет окружающую среду: воздух, воду, почву. Человек, как часть природы, должен рационально использовать природные богатства, оберегать окружающую среду и предотвращать ее загрязнение, что приводит к техногенным катастрофам и экологическим проблемам.

Место химии  среди наук о природе, ее значение 

Изучая химию в течение трех лет, вы ознакомились с неорганическими и органическими веществами, которые играют неоценимую роль в жизни человека.

Химия является составляющей естествознания, которая интегрирует научные знания о строении и свойствах неживых и живых природных объектов и процессов.

Вместе с другими естественными науками, такими как физика, география, экология, биология, она способствует системному восприятию и изучению природы, позволяет понять структуру микромира, объяснить его проявление в виде вещества или физического поля.

Изучение химии убедило вас, что эта интересная и содержательная наука исследует вещества, их состав, строение, свойства и явления, происходящие с ними. Но при изучении характеристики того или иного класса веществ или отдельной из них мы обращаем внимание на физические свойства. Решая задачи, используем физические законы и физические величины. Итак, химия, основываясь на исследовании элементарных частиц, физических тел и физических процессов, которые не связаны с преобразованием веществ, объясняет как раз их преобразования, происходящие во время химических реакций.

Изучение веществ, их состава, строения, свойств, функций создает основу для объяснения многих биологических процессов, происходящих в живых организмах. Поэтому можно сделать вывод о том, что химия, физика и биология тесно взаимосвязаны.

Важно сказать и о том, что резкой границы между этими науками и другими естественными дисциплинами нет. Они взаимосвязаны и обогащают друг друга. Поэтому на грани физики и химии появились такие науки, как физическая химия и химическая физика. На границе биологии и химии - биохимия, геологии и химии - геохимия.

Физическая химия - область науки, которая изучает химические явления и процессы на основе общих физических принципов и экспериментальных методов. Сосредоточена на изучении химических явлений.

Химическая физика - наука, которая исследует химические процессы физическими методами, в частности молекулярная физика и физика твердого тела.

Биологическая химия - наука о химическом составе организмов и процессах, что в них происходят. Исследует состав и строение белков, жиров, углеводов, нуклеиновых кислот, способы их преобразований, используя химические методы исследований.

Геологическая химия - наука о химическом составе Земли, распространении и миграции химических элементов в различных оболочках земного шара.

Место химии среди других наук о природе и взаимосвязи между ними показано на рисунке 128.

Кроме упомянутых выше наук о природе, важное место принадлежит экологии - науке о взаимосвязи живых организмов между собой и с окружающей средой. Астрономия - наука о законах движения, свойствах и развитии небесных тел.

Итак, химия - это наука, которая создает фундамент для исследований совместимых отраслей наук, глубоко проникает во все сферы жизни человека. Имея общие предмет и методы исследования, она является составляющей знаний о природе.

Роль химических знаний в познании природы. Наука о природе - это целостная система знаний, которая постоянно развивается и совершенствуется, открывая новые вещества и их свойства.

Вещество как реальная материя с ее составом, строением и свойствами, по которым ее узнают, хотя и являются независимыми от самого человека. Одним из свойств существования материи является движение, которое философия рассматривает как любое изменение предмета в целом.

Естественные дисциплины изучают различные формы движения материи в их иерархии. Самой простой является физическая форма движения материи, которая присуща физическим процессам: механическое движение атомов, молекул, микроскопических и космических тел; распространение электромагнитных и гравитационных волн; перемещение элементарных частиц. Эта форма движения материи присуща всем материальным телам.

Изучая химию, вы убедились в том, что с веществами и другими материальными объектами могут происходить изменения. Это подтверждается взаимопревращением веществ, которое наблюдается во время протекания химических реакций, и процессами, происходящими в клетках живых организмов. Но химические превращения сопровождаются определенными физическими явлениями: выделением тепла, света, изменением окраски и тому подобное.

Поэтому химия изучает химическую форму движения материи в тесной взаимосвязи с физической. Химическая форма движения материи связана с сообщением атомов между собой и образованием веществ и распадом веществ на атомы, из которых во время химических реакций образуются новые вещества. Итак, химия объясняет развитие живой и неживой природы на уровне химических элементов и их соединений.

Сложнее, чем упомянутые выше, является биологическая форма движения материи. Она охватывает различные биологические процессы в живых организмах: обмен веществ, саморегуляцию, связи в биоценозах, биосферные изменения. Иначе говоря, она обеспечивает взаимосвязи живых организмов с окружающей средой. Эта форма движения материи базируется на химической форме движения.

Рассматривая место химии среди других естественных наук, следует помнить о важности геохимии - науки о химическом составе Земли. В процессе эволюции из химических элементов Вселенной сформировалась оболочка Земли, получившая название биосфера - среда обитания живых организмов на Земле. Термин впервые применил австрийский геолог Э. Зюсс (1875). Он выделил биосферу как оболочку Земли, населенную живыми организмами. Биосфера охватывает части таких оболочек Земли, как нижняя атмосфера, гидросфера и верхняя литосфера.
Границы биосферы довольно широкие и достигают 20-25 км над поверхностью Земли, в среднем - от 1,5-2 км до 7-8 км вглубь литосферы.

По определению Вернадского, геохимия - наука, изучающая «историю химических элементов планеты», исследует химический состав Земли.  Ученый доказал, что в биосфере живые организмы и среда их существования находятся во взаимосвязи друг с другом. Именно вещества, состоящие из химических элементов, осуществляют эту взаимосвязь.

Развивая учение о биосфере, Вернадский доказал тесное взаимодействие и взаимозависимость всех форм жизни. Он сформулировал определение: «Биосфера является оболочкой жизни - сферой существования живого вещества». В. Вернадский охарактеризовал влияние человека («сферу разума») на биосферу. Через умственную деятельность и потребности человека природные объекты изменяются, нарушая природное равновесие. Поэтому в работе «Несколько слов о ноосфере» он отмечал, что ноосфера должна стать областью разума, где господствуют законы мудрости и гармонии.

По мнению ученых, мир является материальным, а материя постоянно движется и меняется в форме самых разнообразных веществ, образующих неживую и живую природу. В связи с тем, что влияние человека часто является губительным для природных экосистем, речь пойдет о сохранении природных ресурсов для будущих поколений в планетарном масштабе.

Учитывая все сказанное выше, можно сделать вывод, что химические знания - неотъемлемая составляющая познания природы во всех ее проявлениях.

Химия как наука о веществах, является частью общей культуры человечества. Поэтому химическое образование способствует разработке и использованию новых химических технологий, дает возможность безопасно пользоваться веществами в быту и на производствах, лишает окружающую среду экологических рисков, помогает понимать окружающий мир и взаимодействовать с ним.

Знание химии позволяет сформировать правильную научную картину мира, а следовательно, понимать роль веществ в природе и жизни общества.

Вывод:

• Химия - наука, которая тесно связана с физикой и биологией и взаимодействует с другими естественными науками: астрономией, экологией, геологией, географией. Однако резкой границы между естественными дисциплинами нет.
• На границе физики и химии появились такие науки, как физическая химия и химическая физика, а на границе биологии и химии - биохимия, геологии и химии - геохимия.
• Физическая химия - область науки, изучающая химические явления и процессы на основе общих физических принципов и экспериментальных методов. Сосредоточена на изучении химических явлений.
• Химическая физика - наука, которая исследует химические процессы физическими методами, в частности молекулярная физика и физика твердого тела.
• Биологическая химия - наука о химическом составе организмов и процессов, которые в них происходят. Исследует состав и строение белков, жиров, углеводов, нуклеиновых кислот, способы их преобразований, используя химические методы исследований.
• Геологическая химия - наука о химическом составе Земли, распространение и миграцию химических элементов в различных оболочках земного шара.
• Знание химии позволяет объяснить взаимосвязи между различными формами движения материи. Как наука о веществах, объясняет развитие живой и неживой природы, она изучает физическую форму движения материи и является основой биологических процессов в живых организмах.
• Учение о биосфере раскрывает тесные связи живых организмов со средой их обитания. И именно вещества, состоящие из химических элементов, обеспечивают эту взаимосвязь.
• Понимание химических явлений и процессов позволяет логически объяснить научную картину мира. Такая информация была, есть и будет частью общей культуры человечества.

Состав, свойства, применение отдельных представителей углеводородов

Гомологический ряд насыщенных углеводородов, их состав: Изучая начальные понятия об органических веществах, вы ознакомились с составом и строением молекулы метана и его гомологами. Вам известно, что в состав молекулы метана входят только два химических элемента - Углерод и Водород. Химическая формула метана СН₄, то есть молекула метана содержит один атом Углерода и четыре атома Водорода. Атом Углерода, образуя соединение, находится в возбужденном состоянии. Именно поэтому он может образовать четыре ковалентные связи с четырьмя атомами Водорода. Поскольку все валентные электроны атома Углерода участвуют в образовании химических связей, метан относится к насыщенным углеводородам.

В то же время, благодаря специфическому свойству атомов Углерода соединяться между собой с образованием цепей различного строения и состава, есть и другие вещества, молекулы которых содержат Углерод и Водород. Рассмотрим табл. 1 и вспомним состав, химические (молекулярные) формулы, сокращенные структурные (полуструктурные) формулы, общую формулу насыщенных углеводородов и некоторые физические свойства насыщенных углеводородов гомологического ряда метана, а также как меняется их агрегатное состояние, температуры плавления и кипения с ростом относительных молекулярных масс.

Рассмотрев табл. 1, видим, что по составу каждый следующий член этого ряда отличается от предыдущего на группу атомов -CH₂-. Эту группу называют гомологической разницей.

Составьте самостоятельно, воспользовавшись общей формулой, формулы гомологов метана, в состав которых входят: а) 7 и 9 атомов Углерода; б) 12 и 22 атомов Водорода.

Состав, свойства и применение отдельных представителей углеводородов

Вам уже известно, какой состав имеют насыщенные углеводороды. Сравним его с составом молекул других, непредельных углеводородов.

Прежде всего рассмотрим схему неполной классификации углеводородов (рис. 1).

Более подробную информацию о составе, свойствах и применении некоторых представителей насыщенных и ненасыщенных углеводородов получим из табл. 2 (с. 6), которая наглядно показывает сведения об этих веществах.

Вывод:

• Метан - простейший представитель гомологического ряда насыщенных углеводородов (алканов), в состав молекулы которого входят один атом Углерода и четыре атома Водорода.
• Метан образует гомологический ряд предельных углеводородов, в котором каждый последующий член этого ряда отличается по составу от предыдущего на группу атомов -СН₂-; ее называют гомологической разницей.
• В молекулах метановых углеводородов атомы Углерода соединены одинарной связью, а состав молекул отражает общая формула С_nH_{2n +2}.
• Метан, этан и другие насыщенные углеводороды вступают в реакции замещения с хлором (хлорирование) при ярком освещении с образованием галогенпроизводных.
• Этилен, ацетилен - представители ненасыщенных углеводородов, в молекулах которых имеются двойные и тройные (кратные) связи между атомами Углерода. Как ненасыщенные углеводороды они вступают в реакции присоединения водорода (гидрирование) и галогенов (галогенирование).
• Общим химическим свойством насыщенных (метан, этан) и ненасыщенных (этилен, ацетилен) углеводородов являются реакции горения.
• Насыщенные углеводороды используют для получения галогенпроизводных, изготовления лекарственных препаратов, полимеров, в качестве топлива, растворителей и тому подобное.
• Ненасыщенные углеводороды (этилен, ацетилен) тоже получили широкое применение, прежде всего в органическом синтезе. Этилен ускоряет созревание овощей и фруктов, ацетилен используют для резки и сварки металлов.

Решение задач на тему: Углеводороды с двойными связями и предельные углеводороды

Задача №213

Определите молекулярную формулу алкана, массовая доля Водорода в котором равна 16,67%.

Решение. 1-й способ. Возьмем образец алкана массой 100 г и найдем мольное отношение Водорода и Углерода:

Простейшая формула углеводорода — . Так как эта формула соответствует ряду , то она является истинной формулой алкана.

2-й способ. Возьмем 1 моль алкана , который содержит 2n + 2 моль атомов Водорода массой 2n + 2 г. Масса углеводорода равна 12n + 2n + 2 = 14n + 2 г. Для массовой доли водорода получаем уравнение

откуда n = 5.

Ответ. .

Задача №214

Определите молекулярную формулу алкана, если известно, что для сжигания 6 л этого вещества потребовалось 39 л кислорода. Сколько литров углекислого газа при этом образовалось?

Решение. Запишем общее уравнение сгорания алканов :

Объем кислорода в 6,5 раза превышает объем алкана. По закону Авогадро это означает, что для сгорания 1 моль алкана требуется 6,5 моль кислорода, т. е. (Зn + 1)/2 = 6,5, откуда n = 4. Формула алкана — .

Из закона Авогадро также следует, что объем углекислого газа в n = 4 раза превышает объем алкана: = 4 • 6 = 24 л.

Ответ.

Задача №215

Напишите структурные формулы всех алканов с пятью атомами Углерода в главной цепи, плотность паров которых по водороду равна 50. Назовите их по систематической номенклатуре.

Решение. Молярная масса алканов равна = 2 • 50 = 100 г/моль, откуда n = 7. Из семи атомов Углерода пять составляют главную цепь, а два входят в состав заместителей: двух групп — или одной группы —. Две группы — могут находиться в следующих положениях при главной цепи: 2,2-; 2,3-; 2,4-; 3,3-:

Одна группа — может находиться только в положении 3, в противных случаях она войдет в состав главной цепи и длина последней будет превышать пять атомов Углерода:

Ответ. Пять изомеров состава .

Задача №216

Какой минимальный объем 10%-ного раствора гидроксида калия (плотность 1,09 г/мл) потребуется для поглощения продуктов полного сгорания 100 л пропана (измерено при температуре 20 °С и давлении 95 кПа)?

Решение. Запишем уравнение сгорания:

Для расчета количества пропана надо использовать уравнение Клапейрона—Менделеева: = pV/(RT) = 95 • 100/(8,31 293) = 3,9 моль. Согласно уравнению реакции,  = 3 • 3,9 = 11,7 моль.

Минимальное количество гидроксида калия, которое требуется для поглощения углекислого газа, соответствует образованию кислой соли по уравнению

v(KOH) = = 11,7 моль; m(KOH) = 11,7 • 56 = 655,2 г; m(p-pa КОН) = 655,2/0,1 = 6552 г; V(p-pa КОН) = 6552/1,09 = 6011 мл 6,01 л.

Ответ. 6,01 л.

Задача №217

Напишите уравнения реакций, при помощи которых из метана можно получить бутан.

Решение. Задачу удобно решать методом ретросинтеза, т. е. от конца цепочки превращений к началу. Бутан — симметричный углеводород и поэтому может быть получен по реакции Вюрца:

Бромэтан образуется при взаимодействии этана с бромом при освещении или нагревании:

Этан — симметричный углеводород и может быть получен по реакции Вюрца:

Бромметан образуется при взаимодействии метана с бромом при освещении или нагревании:

Таким образом, схема превращения метана в бутан выглядит следующим образом:

Задача №218

При пропускании 11,2 л смеси метана, оксида углерода (IV) и оксида углерода (II) через раствор гидроксида натрия, взятый в избытке, объем исходной смеси уменьшился на 4,48 л (н. у.). Для полного сгорания оставшейся смеси потребовалось 6,72 л (н. у.) кислорода. Определите состав исходной смеси (в % по объему).

Решение. При пропускании смеси через раствор щелочи поглощается только оксид углерода (IV):

Объем поглощенного  составляет 4,48 л. Следовательно, = 4,48/22,4 = 0,2 моль. После поглощения объем смеси составил 11,2 - 4,48 = 6,72 л, что соответствует 0,3 моль.

Уравнения сгорания оставшихся газов:

Пусть в смеси было х моль и у моль СО, тогда на сгорание израсходовано 2х моль , а на сгорание СО — у/2 моль ; всего израсходовано 6,72/22,4 = 0,3 моль . Имеем систему

Отсюда х = 0,1, у = 0,2. Значит, в исходной смеси было 0,1 моль (2,24 л, или 20%), 0,2 моль СО (4,48 л, или 40%) и 0,2 моль (4,48 л, или 40%).

Ответ. 20% , 40% СО, 40% .

Задача №219

При электролизе водного раствора натриевой соли одноосновной карбоновой кислоты с неразветвленным скелетом на аноде образовались газ и жидкость, содержащая 84,21% Углерода по массе. Определите неизвестную соль и напишите уравнение реакции электролиза.

Решение. При электролизе водного раствора RCOONa на электродах протекают следующие процессы:

Катод:

Анод:

Суммарное уравнение электролиза имеет вид

R — предельный радикал, который описывается формулой Следовательно, углеводород относится к классу алканов и имеет формулу Значение n можно определить из массовой доли углерода (см. выше задачу 22-1):

откуда n - 4. Радикал R называется бутил, . Электролизу подвергалась натриевая соль пентановой (валериановой) кислоты, .

Ответ. .

Задача №220

При нагревании смеси 1,8 моль брома с избытком бутана образовалось два монобромпроизводных и поглотилось 19,0 кДж. При нагревании такого же количества исходной смеси до более высокой температуры поглотилось 19,4 кДж. В обоих случаях бром прореагировал полностью. Известно, что при образовании 1-бромбутана из простых веществ выделяется на 4,0 кДж/моль меньше, чем при образовании 2-бромбутана. Найдите теплоты обеих реакций и выход 1-бромбутана во второй реакции, если в первой реакции он составил 38,9%. Теплоты реакций можно считать не зависящими от температуры

Решение. Запишем уравнения реакции в следующем виде:

В первом опыте в этих реакциях образовалось 1,8 • 0,389 = 0,7 моль 1-бромбутана и 1,8 - 0,7 = 1,1 моль 2-бромбутана.

Если обозначить молярные теплоты реакций (1) и (2) через , то

Найти связь между теплотами реакций можно, если заметить, что в реакциях (1) и (2) все вещества одинаковы, кроме бромбутанов. Поэтому из закона Гесса следует, что разность теплот этих реакций равна разности теплот образования 1-бромбутана и 2-бромбутана:

Подставляя (4) в (3), находим: = -13,0, = -9,0 кДж/моль.

Пусть во втором опыте образовалось х моль 1-бромбутана и (1,8 - х) моль 2-бромбутана, тогда

откуда х = 0,8.

Выход 1-бромбутана равен 0,8/1,8 = 0,444.

Ответ. -13,0 и -9,0 кДж/моль; выход 44,4%.

Задача №221

Напишите структурные формулы всех непредельных углеводородов состава .

Решение. Непредельные углеводороды состава — это алкены. Для алкенов характерны изомерия углеродного скелета, изомерия положения двойной связи и цис-транс-изомерия.

Существует два углеродных скелета, содержащих четыре атома углерода: неразветвленный и разветвленный:

В неразветвленном скелете возможны два положения двойной связи: в середине цепи и в начале цепи, а в разветвленном скелете — только в начале цепи:

Наконец, в алкене с двойной связью в середине цепи каждый атом Углерода связан с двумя разными заместителями, поэтому этот алкен может существовать в виде цис- и транс-изомеров:

Таким образом, составу отвечают четыре алкена:

Ответ. Четыре изомера.

Задача №222

Этиленовый углеводород массой 7,0 г присоединяет 2,24 л (н. у.) бромоводорода. Определите формулу и строение этого углеводорода, если известно, что он является цис-изомером.

Решение. Этиленовые углеводороды присоединяют бромоводород по уравнению

v(HBr) = 2,24/22,4 = 0,1 моль; = v(HBr) = 0,1 моль; = 7,0/0,1 = 70 г/моль; следовательно, n = 5. Существует пять структурных изомеров этиленовых углеводородов состава :

Из этих веществ только пентен-2 имеет цис-транс-изомеры:

Ответ. Цис-пентен-2.

Задача №223

При пропускании алкена через избыток раствора перманганата калия масса выпавшего осадка оказалась в 2,07 раза больше массы алкена. Установите формулу алкена.

Решение. Окисление алкенов водным раствором перманганата калия описывается общим уравнением

Из 3 моль алкена (массой 3(12n + 2n) = 42n) образуется 2 моль осадка (массой 2 • 87 = 174 г). По условию задачи,

42л • 2,07 = 174,

откуда n = 2. Искомый алкен — этилен, .

Ответ. .

Задача №224

Предложите схему синтеза пропионовой кислоты из 1,2-дибромбутана.

Решение. Исходное соединение содержит четыре атома Углерода, а конечное — три атома, поэтому одна из стадий синтеза должна включать реакцию с уменьшением углеродной цепи. Одна из возможных реакций — жесткое окисление алкенов с разрывом двойной связи под действием горячего кислого раствора перманганата калия:

Необходимый для этой реакции бутен-1 образуется при дегалогенировании (отщеплении брома) 1,2-дибромбутана под действием цинка:

Ответ. Дегалогенирование и окисление.

Задача №225

На 1 моль иодистого алкила неизвестного строения подействовали спиртовым раствором гидроксида калия и получили смесь двух изомерных алкенов в соотношении 1 : 7 по массе. Главного продукта реакции получено 49 г. Определите строение исходного соединения и продуктов реакции.

Решение. Запишем уравнение реакции отщепления иодоводорода в общем виде:

Из 1 моль иодистого алкила образуется 1 моль смеси изомерных алкенов состава . Главного продукта получено 49 г, а побочного — в 7 раз меньше, т. е. 7 г. Один моль смеси алкенов имеет общую массу 56 г, т. е. = 56 г/моль, откуда n — 4.

Существует четыре изомерных иодистых алкила состава (по числу изомеров радикала ):

Запишем схемы реакций отщепления иодоводорода от этих веществ. Во всех случаях, кроме 2-иодбутана, образуется один-единственный продукт, так как в двух случаях (1-иод-бутан и 1-иод-2-метилпропан) атом Иода находится с краю цепи, а в одном случае (1-иод-2-метилпропан) в молекуле находится три одинаковых атома Углерода.

Отщепление иодоводорода от 2-иодбутана дает, согласно правилу Зайцева, два продукта: атом Водорода преимущественно отщепляется от группы с образованием бутена-2; побочный продукт — бутен-1:

Задача №226

При действии на непредельный углеводород избытка раствора хлора в четыреххлористом углероде образовалось 5,01 г дихлорида. При действии избытка водного раствора перманганата калия на такое же количество углеводорода избытка образовалось 3,90 г двухатомного спирта. Определите молекулярную формулу углеводорода и напишите структурные формулы четырех изомеров, отвечающих условию задачи.

Решение. Пусть формула неизвестного углеводорода — . Запишем уравнения реакций:

= m/М = 5,01/(12x + у + 71); = m/М = 3,90/(12х + у + 34). По условию, количества дихлорида и двухатомного спирта равны:

откуда 12x + 4 - у = 96. Простым перебором находим единственное химически возможное решение этого уравнения: х = 7, у = 12. Искомый углеводород имел формулу и принадлежал гомологическому ряду . Судя по степени ненасыщенности, в его составе кроме одной двойной связи имелся один цикл. Возможные изомеры:

Ответ. 

Состав, свойства, применение представителей кислородсодержащих органических веществ 

Представители кислородсодержащих органических соединений: Вы повторили состав и свойства углеводородов - соединений, в состав которых входят Углерод и Водород. Но среди органических соединений есть такие, которые в своем составе, кроме этих химических элементов, содержат Кислород. Они получили общее название «кислородсодержащие соединения». Вам уже известные представители таких соединений: это одно- и многоатомные спирты (рис. 2), а из кислот - уксусная кислота.

Рассмотрите внимательно шаростержневые модели молекул спиртов, вспомните их состав и запишите молекулярные формулы этих соединений.

Метанол и этанол - органические соединения, строение молекул которых можно рассматривать как производные насыщенных углеводородов метана и этана соответственно, в молекулах которых один атом Водорода замещен на гидроксильную группу ОН.

Это характеристическая (функциональная) группа спиртов.

Спирты, молекулы которых содержат одну гидроксильную группу, называют одноатомными.

Среди спиртов нет газов. Это объясняется наличием полярной ковалентной связи, благодаря чему между их молекулами, подобно молекулам воды, возникает водородная связь. Кроме одноатомных есть спирты, в состав молекул которых входят две или более гидроксильные группы. Такие спирты называют многоатомными.

Вам уже известен глицерин - вязкая жидкость без запаха и цвета. Вязкость его по сравнению с этанолом, обусловлена ​​наличием трех гидроксильных групп (рис. 2, в). С их участием образуется больше водородных связей, чем в молекуле этанола. Строение молекулы глицерина можно рассматривать как производное пропана, в молекуле которого у каждого атома Углерода один атом Водорода замещен на гидроксильную группу.

Глицерин является сладким на вкус, хорошо смягчает кожу, обладает способностью впитывать воду из воздуха. Как все органические вещества, спирты горят с образованием оксида углерода (IV) и воды и выделением теплоты. Напишите самостоятельно уравнения реакций горения метанола, этанола, глицерина.

Применение метанола, этанола, глицерина

Ознакомьтесь с табл. 3.

Как видим, представители кислородсодержащих соединений получили широкое применение в различных отраслях общественного производства.

Пагубное воздействие алкоголя на организм человека

Этанол - спирт, который оказывает наркотическое действие на организм человека. Систематическое употребление спиртных напитков приводит к алкоголизму - хроническому заболеванию всего организма. Этанол легко всасывается в кровь. Попадая в печень, спирт окисляется до токсичных веществ - альдегидов, которые вы будете изучать позже, и возникает тяжелая болезнь - цирроз (разрушение клеток печени).

При длительном употреблении спиртных напитков поражаются все органы: ухудшается работа почек, нервной и сердечно-сосудистой систем. Снижается аппетит, возникают изменения в органах пищеварения, ослабляется внимание, тормозится работа головного мозга, ухудшается зрение, нарушается координация движений.

Особого вреда алкоголь наносит здоровью в детском и подростковом возрасте. Раннее употребление алкоголя снижает остроту зрения и слуха, задерживает рост и умственное развитие, может вызвать страшное заболевание - малокровие.

Предотвратить эту опасность способен только тот человек, осознавший негативные последствия употребления алкогольных напитков, оберегает себя и свое окружение от пагубного воздействия алкоголя, ведет здоровый образ жизни. Это поможет решить две проблемы современного общества: медицинскую и социальную.

Уксусная кислота и ее физические свойства

К кислородсодержащим соединениям, которые вы изучали, принадлежит уксусная кислота. Ее водный раствор с массовой долей 9% в быту называется «уксус». Уксусная кислота отличается от метанола своей характеристической (функциональной) группой. Состав молекулы этой кислоты можно рассматривать как производное метана, в молекуле которого один атом Водорода замещен на группу атомов -СООН. Ее молекулярная формула СH₃ -СООН.

Рассмотрите модель молекулы уксусной кислоты (рис. 3) и вспомните физические свойства этого соединения.

Уксусная кислота является типичным представителем класса кислородсодержащих органических веществ - одноосновных карбоновых кислот. Как и в других органических соединениях атом Углерода в молекуле уксусной кислоты четырехвалентный.

Химические свойства уксусной кислоты

Рассмотрев рис. 3, сделаем вывод, что карбоксильная группа уксусной кислоты содержит гидроксильную группу ОН, которая характерна для спиртов, и карбонильную группу С = О. Атом Кислорода, входящий в состав карбонильной группы, вызывает смещение электронной плотности к нему (рис. 4)

В результате такого смещения связь между атомами Кислорода и Водорода в гидроксильной группе ослабляется. Атом Водорода становится подвижнее и может замещаться, как это происходит в неорганических кислотах.

Основными химическими свойствами уксусной кислоты являются следующие.

1. Действие на индикаторы. В результате реакции окраски индикаторов - лакмуса и метилового оранжевого - меняется на красный. Это свидетельствует о наличии ионов Водорода:

2. Взаимодействие с металлами:

3. Взаимодействие со щелочами (реакция наблюдается в присутствии фенолфталеина):

4. Взаимодействие с солями:

Итак, как видим, уксусная кислота проявляет свойства, подобные свойствам неорганических кислот.

Применение уксусной кислоты

Уксусная кислота получила широкое применение в быту и различных отраслях общественного производства (рис. 5).

Составьте самостоятельно краткий рассказ о применении уксусной кислоты, воспользовавшись схемой (рис. 5).

Вывод:

• Метанол, этанол принадлежат к спиртам.
• Свойства спиртов обусловлены наличием одной или нескольких характеристических (функциональных) гидроксильных групп ОН. Спирты, в состав которых входит одна гидроксильная группа, называют одноатомными. Спирты, содержащие в своем составе две или более характерные группы, называют многоатомными.
• Спирты получили широкое применение в различных отраслях общественного производства.
• Уксусная кислота - представитель насыщенных одноосновных карбоновых кислот. Молекулярная формула СН₃-СООН.
• Свойства уксусной кислоты определяются наличием карбоксильной группы -СООН, которая состоит из гидроксильной ОН и карбонильной С = О групп. 
• Химические свойства уксусной кислоты подобные общим свойствам неорганических кислот. Она меняет окраску индикаторов, взаимодействует с активными металлами, щелочами, солями.

Азотсодержащие органические вещества: аминоуксусная кислота. Классификация органических соединений

Аминоуксусная кислота: Первым представителем азотсодержащих органических соединений является аминоуксусная кислота.

Из курса биологии вам известно, что в состав высокомолекулярных природных полимеров - белков - входят остатки аминокислот. Какие же вещества относятся к аминокислотам?

Вы повторили состав уксусной кислоты, некоторые ее свойства. Вам известно о наличии в ее молекуле характеристической группы -СООН, которая определяет эти свойства. Если же в состав углеводородного заместителя молекулы уксусной кислоты СН₃-СООН ввести аминогруппу -NH₂, то образуется аминоуксусная кислота. Ее состав отражает формула H₂N-CH₂-COOH.

Характерным свойством аминогруппы является то, что она проявляет противоположные карбоксильной группе свойства: первая - основные, вторая - кислотные. Вещества, которые проявляют двойственную химическую природу: при взаимодействии с кислотами реагируют как основания, а со щелочами как кислоты, называют амфотерными.

Аминоуксусная кислота - амфотерное соединение. Поскольку карбоксильная группа и аминогруппа имеют разную химическую природу, они могут взаимодействовать между собой. Молекулы аминоэтановой кислоты, взаимодействуя между собой, образуют дипептид:

Впервые аминокислоты в чистом виде выделил ученый И. Горбачевский. Исследуя состав белковых молекул, он пришел к выводу, что основными структурными компонентами белков являются аминокислоты.

Применение аминокислот

В организм человека эти вещества поступают с пищей. Поэтому важно, чтобы она была полноценной и содержала все необходимые организму аминокислоты. Недостаток незаменимых аминокислот приводит к заболеваниям, связанных с истощением организма. В таком случае их вводят непосредственно в кровь.

Аминокислоты используют для производства лекарственных препаратов (в частности, аминомасляной как транквилизатора), в животноводстве - как кормовые добавки. Из аминогексановой кислоты добывают синтетическое волокно капрон.

Итак, суммируя изученное, органические вещества можно классифицировать так, как показано на рис. 6.

Вывод:

• К азотсодержащим органическим соединениям принадлежит аминоуксусная кислота, состав которой отражает формула H₂N-CH₂-COOH.
• Молекула аминоуксусной кислоты содержит две противоположные по химической природе группы атомов: аминогруппу -NH₂ и карбоксильную -COOH.
• Из-за наличия аминогруппы аминоуксусная кислота проявляет основные свойства, а наличие карбоксильной группы обуславливает кислотные. Вещества, которые проявляют такую ​​двойственную химическую природу, называют амфотерными. Аминоуксусная кислота - амфотерное соединение.
• Карбоксильные и аминогруппы различных молекул могут взаимодействовать между собой с образованием пептидных связей (пептидных групп).
• Молекулы аминокислот, взаимодействуя между собой, образуют пептиды.
• Ученый И. Горбачевский впервые обнаружил, что в состав белковых молекул входят остатки молекул аминокислот.
• Классификация изученных вами соединений изображена на рис. 6.

Решение задач на тему: Подгруппа азота

Задача №227

Сравните энергии связи в молекулах , , и химическую активность соответствующих веществ.

Решение. Энергия связи в молекуле — 945 кДж/моль. Значения аналогичных величин: для кислорода — 494 кДж/моль, фтора — 159 кДж/моль, белого фосфора — 200 кДж/моль. Как показано в гл. 13, фтор — самый активный из галогенов и реагирует почти со всеми известными веществами. Об исключительной активности белого фосфора сказано выше во введении. Кислород имеет высокую электроотрицательность, занимая второе место после фтора; его высокая реакционная способность общеизвестна (см. гл. 14).

Задача №228

Составьте уравнения химических реакций, позволяющих осуществить следующие превращения:

Решение. Для выделения аммиака из его солей обычно действуют на них гидроксидом кальция:

Аммиак энергично реагирует с азотистой кислотой:

При прокаливании нитрита аммония происходит реакция диспропорционирования с выделением молекулярного азота:

При высоких температурах (электрическая дуга, грозовой разряд) азот вступает в обратимую реакцию:

При обычных условиях NО легко вступает в реакцию с кислородом:

При растворении в воде в присутствии кислорода происходит необратимая реакция образования азотной кислоты:

Азотная кислота является сильным окислителем и реагирует с металлами, стоящими в ряду стандартных электродных потенциалов как до водорода, так и после него. В зависимости от концентрации кислоты продуктами ее восстановления могут быть либо (концентрированная ), либо NO (разбавленная), либо (еще более разбавленная):

Нитраты «тяжелых» металлов, стоящие в ряду активности после меди, при прокаливании разлагаются до свободного металла:

Задача №229

Докажите, что оксид азота (IV) является веществом с двойственной окислительно-восстановительной функцией.

Решение. Азот в находится в промежуточной степени окисления +4 и может как повышать степень окисления (быть восстановителем), так и понижать ее (быть окислителем).

Для наиболее характерны окислительные свойства, которые проявляются в газовой фазе при нагревании:

или в водном растворе:

Восстановительные свойства проявляет в реакции с кислородом:

Задача №230

В трех пробирках без этикеток находятся концентрированные растворы кислот: . Как с помощью одного реактива определить, в какой пробирке какая кислота находится?

Решение. Данный реактив - малоактивный металл, например серебро. Концентрированная азотная кислота растворяет серебро с выделением бурого газа:

Концентрированная серная кислота растворяет серебро с выделением бесцветного газа:

Соляная кислота не реагирует с серебром, которое стоит в ряду напряжений правее водорода.

Задача №231

Напишите уравнения химических реакций, соответствующие следующей схеме:

Решение. Дихромат аммония при нагревании разлагается:

Газообразный азот (вещество А) в присутствии платины обратимо реагирует с водородом с образованием аммиака (вещество Б):

Окисление аммиака в присутствии платины приводит к оксиду азота (II) (вещество В):

При обычных температурах оксид азота (II) окисляется кислородом с образованием оксида азота (IV):

Оксид азота (IV) (вещество Г) реагирует с раствором щелочи с образованием солей азотистой и азотной кислот:

Нитрат натрия (вещество Д) при нагревании разлагается на кислород и нитрит натрия (вещество Е):

Задача №232

Известно, что 40 мл раствора, содержащего нитрат меди (II) и серную кислоту, могут прореагировать с 25,4 мл 16%-ного раствора гидроксида натрия (плотность раствора 1,18 г/мл), а прокаливание выпавшего при этом осадка дает 1,60 г твердого вещества. Вычислите концентрации (в моль/л) нитрата меди (II) и серной кислоты в исходном растворе, а также объем газа (при н. у.), который выделяется при внесении 2,5 г порошкообразной меди в 40 мл этого раствора.

Решение. Запишем уравнения реакций:

По этим уравнениям можно определить состав исходного раствора:

На реакцию с расходуется 0,02 • 2 = 0,04 моль NaOH, оставшиеся 0,12 - 0,04 = 0,08 моль NaOH реагируют с :

Известно, что кислые растворы нитратов способны растворять металлы аналогично разбавленной азотной кислоте. В частности, медь растворяется в данном растворе с образованием NO. Для того чтобы определить количество выделившегося газа, запишем уравнение реакции в сокращенной ионной форме:

Избыток-недостаток определим по количеству молей реагентов:

С учетом коэффициентов ионной реакции оказывается, что в недостатке находятся ионы поэтому

Ответ.

Задача №233

Массовая доля Азота в одном из его оксидов равна 30,43%. Плотность паров этого вещества по гелию равна 23. Установите молекулярную формулу оксида.

Решение. Пусть формула оксида . Возьмем 100 г оксида и найдем количества элементов: v(N) = 30,43/14 = 2,174 моль, v(O) = 69,57/16 = 4,348 моль.

Простейшая формула оксида —

Молярную массу оксида определяем по плотности паров: = 23 • 4 = 92. Простейшей формуле соответствует молярная масса 46 г/моль. Следовательно, молекулярная формула оксида в парах равна удвоенной простейшей формуле — .

Ответ. .

Задача №234

Составьте уравнения химических реакций, позволяющих осуществить следующие превращения:

Решение. При сжигании фосфора в избытке кислорода образуется оксид фосфора (V):

Оксид фосфора (V) с избытком воды образует фосфорную кислоту:

Фосфат кальция получается из фосфорной кислоты под действием избытка известковой воды:

Фосфорная кислота образуется из фосфата кальция под действием сильных кислот, например серной:

Задача №235

Напишите уравнения химических реакций, соответствующих следующей схеме:

Решение. Первая реакция — промышленный способ получения фосфора (вещество А):

Фосфор реагирует при нагревании с кальцием с образованием фосфида кальция (вещество Б):

Фосфид кальция разлагается водой и кислотами, образуя газ фосфин (вещество В):

При сгорании фосфина образуются которые сразу же реагируют между собой, давая фосфорную кислоту (вещество Г):

Фосфорная кислота растворяет фосфат кальция с образованием дигидрофосфата кальция (вещество Д):

Задача №236

Для полной нейтрализации раствора, полученного при гидролизе 1,23 г некоторого галогенида фосфора, потребовалось 35 мл раствора гидроксида калия с концентрацией 2 моль/л. Определите формулу галогенида.

Решение. Галогениды фосфора могут иметь формулу или (X — атом галогена). При их гидролизе образуются галогеноводородная кислота и фосфористая или фосфорная кислота:

Для полной нейтрализации продуктов гидролиза 1 моль потребуется 5 моль КОН ( — двухосновная кислота):

Аналогично, для полной нейтрализации продуктов гидролиза 1 моль потребуется 8 моль КОН:

Рассмотрим сначала вариант галогенида фосфора (III):

X — фтор, искомый галогенид — .

В случае галогенида фосфора (V):

Ответ.

Теория строения органических соединений. Явление изомерии. Изомеры

Создание теории химического строения органических соединений: В начале XIX в. стремительное развитие как отдельная отрасль науки приобрела органическая химия. Это было вызвано требованиями производства и обусловило множество научных открытий. Среди них - введение понятия «валентность». Ученые пытались определить валентность многих химических элементов. Тогда же впервые немецкий ученый Ф. А. Кекуле установил, что Углерод может проявлять четырёхвалентность.

Однако во многих органических веществах четырёхвалентность Углерода не высчитывалась. Например, если в метане СН₄ Углерод проявляет валентность четыре, то на следующего представителя гомологического ряда метана - этана С₂Н₆ на два атома Углерода приходится шесть атомов Водорода, то есть валентность Углерода должна быть равно трем. А У пропана С₃Н₈ она исчисляется дробным числом.

Кроме указанных разногласий по валентности Углерода, ученые открыли много соединений с одинаковым качественным и количественным составом молекул, но с разными свойствами, однако причина такого явления оставалась неизвестной. Тогдашние теории не могли объяснить возникших противоречий.

Проанализировав накопленные факты, российский ученый А. Бутлеров пришел к выводу, что объяснения необходимо искать во внутреннем строении молекул веществ. Он высказал предположение, что атомы в молекулах должны сочетаться в определенной последовательности в соответствии с их валентностью и что от химического строения вещества будут зависеть ее свойства.

Свои соображения А. Бутлеров задекларировал на съезде немецких естествоиспытателей и врачей в сентябре 1861 в докладе «О химическом строении вещества», где сформулировал два положения теории строения органических соединений:

1. Атомы в молекулах размещаются не беспорядочно, а в определенной последовательности в соответствии с их валентностью.
2. Свойства веществ зависят не только от качественного и количественного состава молекул, но и от их химического строения.

Во втором положении акцентируется внимание на взаимосвязи между составом, строением и свойствами веществ.

Объяснение основных положений теории строения органических соединений

Вам уже известно, что в молекуле метана все четыре валентные электроны атома Углерода образуют химические связи с четырьмя атомами Водорода. Структурной формулой это изображается так:

Чтобы в молекуле этана C₂H₆ сохранялась четырёхвалентность Углерода, очевидно, эти атомы должны сочетаться между собой. Поэтому каждый атом Углерода отдает по одному электрону на образование связи с другим атомом Углерода, а три другие электроны образуют связи с Водородом.

Структурная и полуструктурная (сокращенная структурная) формулы этана соответственно будут следующими:

У следующих членов гомологического ряда атомы Углерода будут тратить по два электрона на образование связей между собой, кроме крайних, вследствие чего углеродная цепь будет удлиняться. Последовательность соединения атомов в молекулах пропана C₃H₈, бутана C₄H₁₀ и пентана C₅H₁₂ изображают структурные формулы соответственно:

Определите самостоятельно, нарушена ли валентность атома Углерода в молекулах этих углеводородов. Составьте полуструктурные формулы.

Очевидно, что Углерод во всех углеводородах остается четырехвалентен.

Второй вопрос, который может возникнуть: почему члены гомологического ряда метана различаются по составу молекул на гомологическую разницу -СН₂-?

Ответ на этот вопрос заключается в том, что при переходе от одного углеводорода гомологического ряда к следующему углеродная цепь удлиняется на группу атомов -СН₂-. Именно эта закономерность является причиной большого разнообразия органических соединений. Из структурных формул видим, что атомы Углерода полностью используют все валентные электроны на образование связей между собой и с атомами Водорода. Они не могут присоединять больше атомов Водорода атомов других элементов. Отсюда и название этих соединений «насыщенные углеводороды». Из курса химии вам уже известно, что метан и этан, кроме реакций горения и термического разложения, вступают только в реакции замещения, то есть вещества, которые имеют сходное строение, проявляют подобные свойства

Вещества, которые сходные по строению и свойствам, но отличаются друг от друга по составу молекул на одну или несколько групп атомов -СН₂-, называют гомологами.

Как же теперь объяснить наличие веществ с одинаковым составом молекул, но разными свойствами?

Явление изомерии. Изомеры

Чтобы ответить на этот вопрос, снова обратимся к порядку соединения атомов в молекулах органических соединений. А. Бутлеров пришел выводу, что, начиная с четвертого представителя насыщенных углеводородов - бутана, атомы Углерода могут образовывать различные цепи: неразветвленные (1) и разветвленные (2). Например, запишем их структурные формулы:

Рассмотрите полуструктурные (сокращенные структурные) формулы двух изомеров бутана. Для подтверждения правильности теоретических положений ученый синтезировал бутан, углеродная цепь которого имела разветвленную структуру.

Исследуя свойства бутана с разветвленной углеродной цепью, он установил, что хотя состав молекулы этого вещества был такой же, однако оно имело низкую температуру кипения. Чтобы различить эти два соединения, второе из них назвали изобутаном (от греч. - одинаковый). Явление существования веществ с одинаковым составом молекул, но разным строением атомов получило название «явление изомерии».

Вещества с одинаковым составом молекул, но разным химически строением, а следовательно, и различными свойствами, называют изомерами. 

Рассмотрите самостоятельно, какие изомеры может образовывать пентан С₅Н₁₂ кроме изомера с неразветвленной углеродной цепью. Напишите структурные формулы химического строения их молекул.

Само открытие явления изомерии и существования изомеров позволило объяснить, почему органических веществ значительно больше, чем неорганических.

Значение теории строения органических соединений

Теория строения органических соединений остается актуальной и сейчас. Она объяснила факты, которые в то время не были подтверждены наукой, и стала ключом к выяснению сути строения органических веществ и взаимосвязей, образующихся между их составом, строением и свойствами. Это дало толчок к развитию органической химии как науки.

Несколько позже было исследовано, что явление изомерии свойственно и неорганическим веществам, а взаимосвязь между составом, строением и свойствами распространяется на все химические соединения.

Положения теории строения органических соединений о взаимосвязи состава, строения и свойств веществ применяют в производственной практике для создания новых веществ с определенными характеристиками.

Вывод:

• В первой половине XIX в. открыто и исследовано немало веществ, существование которых было нельзя объяснить известными в то время теориями.
• Научное обоснование накопленным фактам дала созданная А. Бутлеровым теория строения органических соединений.
• Основные положения теории:
  1. Атомы в молекулах размещаются не беспорядочно, а в определенной последовательности в соответствии с их валентностью.
  2. Свойства веществ зависят не только от качественного и количественного состава молекул, но и от их химического строения.
• Свойства веществ взаимосвязаны со строением и составом молекул.
• Явление образования веществ с одинаковым составом молекул, но разным строением углеродной цепи получило название «явление изомерии».
• Вещества с одинаковым составом молекул, но разным химическим строением, а следовательно, и различными свойствами, называют изомерами.

Ковалентные углерод-углеродные связи в молекулах органических соединений. Классификация органических соединений

Одинарные (простые) ковалентные углерод-углеродные связи: Из курса химии  вам известно, что между атомами в молекулах веществ, в состав которых входят неметаллические элементы, образуется ковалентная связь.

Вспомните, какая связь называется ковалентной.

Итак, общие электронные пары образуются между атомами, которые имеют неспаренные электроны на внешнем энергетическом уровне вследствие взаимного притяжения их ядрами электронов других атомов.
У атома Углерода на внешнем энергетическом уровне имеются четыре электрона. Орбитали этих электронов размещаются под углом 109,5 °, то есть они направлены к вершинам тетраэдра (рис. 7).

Поэтому молекула метана имеет форму правильной треугольной пирамиды. Однако уже в другом углеводороде гомологического ряда насыщенных углеводородов (алканов) химические связи образуются не только между атомами Углерода и Водорода, но и между самими атомами Углерода. Поскольку угол между орбиталями не меняется, то связи образуются в направлении к вершинам тетраэдра. В этом вы убедились, моделируя молекулы насыщенных углеводородов. Об этом свидетельствуют и шаростержневые модели молекул (рис. 8).

Между атомами Углерода возникает ковалентная связь на основе общей электронной пары. Такую связь называют простой (одинарной). Длина одинарной связи составляет 0,154 нм. При наличии одинарной связи происходит свободное вращение атомов вокруг нее. Такие же ковалентные связи возникают между атомами Углерода в изомерах насыщенных углеводородов.

Рассмотрите модели молекул насыщенных углеводородов и их изомеров в 3D-проектировании.
Сделайте вывод о химические связи между атомами Углерода.

Кратные (двойные, тройные) ковалентные углерод-углеродные связи

Изучая строение молекул ненасыщенных углеводородов этилена и ацетилена, вы узнали, что между атомами Углерода могут возникать двойные и тройные связи. Очевидно, что на образование двойной связи в молекуле этилена атомы Углерода тратят по два валентных электрона. Исследованиями установлено, что природа этих связей различна.

При наличии двойной связи меняется геометрия молекулы, то есть меняется угол, под которым размещаются атомы Углерода и Водорода. Он составляет 120°. Соответственно длина углерод-углеродной связи уменьшается до 0,134 нм. В случае образования двойной связи свободное вращение атомов Углерода не происходит (рис. 9). Молекула плоская, то есть все атомы расположены в одной плоскости. Модель молекулы этилена изображено на рис. 10.

В молекуле ацетилена между атомами Углерода - тройная связь. Это означает, что каждый атом Углерода тратит по три валентных электрона на образование связи с другим атомом Углерода. Валентный угол составляет 180°, а длина углерод-углеродной связи уменьшается до 0,120 нм. Молекула линейна.

Геометрию молекулы ацетилена показано на рис. 11, а шаростержневую модель - на рис. 12.

Классификация органических веществ

Подытоживая материал, вы уже классифицировали известные вам органические вещества (см. Рис. 6).

Однако ими органическая химия не ограничивается. Поэтому дополним схему классификации теми веществами, которые вы будете изучать в этом учебном году (рис. 13).

Сами названия этих соединений характеризуют их состав. В состав молекул углеводородов входят два химических элемента: Углерод и Водород. Название «кислородсодержащие» говорит о том, что в составе этих соединений, кроме Углерода и Водорода, имеются атомы Кислорода. Так же название «азотсодержащие» свидетельствует о наличии атомов Азота. Например: С₅Н₁₂ - углеводород, СН₃-ОН - метанол, H₂N-CH₂-COOH - аминоуксусная кислота.

Вывод:

• В молекулах органических веществ между атомами Углерода образуются ковалентные связи, природа которых различна.
• Простая (одинарная) ковалентная связь возникает между атомами Углерода, которые отдают по одному валентному электрону на его образование. Длина этой связи составляет 0,154 нм, валентный угол - 109,5 °. Орбитали валентных электронов направлены к вершинам тетраэдра.
• Двойная ковалентная связь возникает между атомами Углерода, которые на образование связи тратят по два валентных электрона. Длина такой связи, если сравнить с одинарной, меньше и составляет 0,134 нм, валентный угол равен 120 °. Орбитали валентных электронов размещены на одной плоскости. Молекула этилена плоская.
• Тройная ковалентная связь возникает между атомами Углерода, которые на образование связи тратят по три валентных электрона. Длина такой связи еще меньше двойной и составляет 0,120 нм, валентный угол равен 180°. Молекула ацетилена линейная.
• В молекулах насыщенных углеводородов - одинарная ковалентная связь, в молекуле этилена - двойная, ацетилена - тройная.
• Все органические вещества можно классифицировать на три большие группы: углеводороды, кислородсодержащие, азотсодержащие.

Решение расчетных задач на выведение молекулярной формулы вещества по массовой доле элементов

Из формулы (1), математически выражает массовую долю элемента, выводим формулу (2) для вычисления количества атомов каждого элемента в соединении:

где w(E) - массовая доля элемента; n - количество атомов элемента; A_r - относительная атомная масса элемента; M_r - относительная молекулярная масса.

Понятие «массовая доля элемента» используют также и для вывода молекулярной формулы вещества. Рассмотрим это на примере.

Задача №237

В состав органического вещества входят атомы Углерода, массовая доля которых составляет 75%, а остальное - Водород. Выведите молекулярную формулу вещества.
Известно:
w (C) = 75%

Решение
1. Пусть количество атомов Углерода в соединении равна х, а водорода - у.
2. Находим массовую долю водорода 100% - 75% = 25%.
3. В 100 г такого вещества масса атомов Углерода составляет 75 г, атомов Водорода - 25 г. Находим количество атомов Углерода и Водорода в составе вещества:
    Отсюда 
4. Если соотношение между атомами выражено не целыми, а дробными числами, то считаем, что меньшее число равно единице, а большее число делим на него. Тогда

Итак, молекулярная формула вещества СН₄.
Ответ: формула вещества СН_4.

Задача №238

Углеводород содержит в своем составе Углерод, массовая доля которого составляет 80%, и Водород. Относительная плотность углеводорода по гелию равна 7,5. Выведите молекулярную формулу вещества.
Известно:
w (C) = 80%
D_He = 7,5

СхНу -?
Решение
Первый способ
1. Пусть количество атомов Углерода в соединении равна х, а водорода - у.
2. Находим массовую долю Водорода в составе:
100% - 80% = 20%.
3. В 100 г этого углеводорода содержатся атомы Углерода массой 80 г и Водорода массой 20 г.
4. Находим количество атомов Углерода и Водорода в составе вещества. Для этого их массу разделим на относительные атомные массы каждого из элементов:

5. Находим соотношение атомов в молекуле:

6. Простая формула СН₃. Поскольку такой формулы не существует, удваиваем число атомов и получаем формулу С₂Н₆.
7. Проверим, правильно ли выведена формула. Для этого определим молярную массу углеводорода по относительной плотности: М (С_хН_у) = 4 ∙ 7,5 = 30 г/моль.

Такую молярную массу имеет этан.
Ответ: формула углеводорода С₂Н₆.

Второй способ
1. Определим молярную массу углеводорода по относительной плотности: М (С_хН_у) = 4 ∙ 7,5 = 30 г/моль.
2. Находим массовую долю Водорода в составе:
100% - 80% = 20%.
3. Определяем количество атомов Углерода и Водорода в составе вещества:

Итак, формула вещества С₂Н₆.

Ответ: формула углеводорода С₂Н₆.

Умение решать задачи на вывод молекулярной формулы вещества по массовым долями элементов имеет важное значение для каждого ученика (ученицы). Выводя формулу, вы определяете, что это за вещество, какой ее состав и строение, какие свойства она проявляет. Это поможет выяснить, полезно или вредно это вещество для здоровья человека и окружающей среды, как нужно его применять в собственных целях в случае необходимости. Умение проводить расчеты и объяснять состав и свойства веществ развивает интеллект, мышление, а в повседневной жизни - формирует предприимчивость и финансовую грамотность личности.

Вывод:

По массовой доле химического элемента в составе органического вещества можно вывести ее молекулярную формулу.

 Суть решения таких задач заключается в нахождении соотношение атомов в составе этого вещества.

Количество атомов каждого элемента в соединении определяют по формуле

 

Умение решать задачи имеет теоретическое и практическое значение.

Справочный материал по теме: Теория строения органических соединений

Классификация углеводородов. Алканы

Частично с классификацией этих веществ вы уже ознакомились. Вам известны некоторые представители насыщенных (такие, как метан и его гомологи) и ненасыщенных (этилен и ацетилен) углеводородов. Однако этими веществами знания об углеводородах не ограничиваются.

Более подробную классификацию углеводородов показано на рис. 14.

Ознакомившись с представителями этих групп углеводородов, вы углубите свои знания о алканах, алкенах и алкинах, узнаете о составе и химическом строении ароматических соединений, способах их получения.

Алканы, строение молекул

Вернемся к табл. 1  и повторим состав известных вам первых десяти представителей насыщенных углеводородов. Другое название этих соединений «парафины». По системе международных названий, то есть по международной номенклатуре, их называют алканами. Как видно из таблицы, химический состав насыщенных углеводородов отражает общая формула С_nH_{2n +2}.

Вспомните систему названий алканов и как размещаются атомы Углерода в углеродной цепи. Нарисуйте схематично размещение атомов Углерода в молекуле бутана. Объясните, почему углеродная цепь зигзагообразная.

Изомерия

Для алканов характерна структурная изомерия. Начиная с бутана, атомы Углерода в углеродной цепи могут размещаться в разной последовательности (см. Формулы (1) и (2) ).

Рассмотрим шаростержневые модели молекул изомеров бутана и пентана (табл. 4).

Структурные изомеры - это соединения, имеющие одинаковый качественный и количественный состав молекул, но отличаются последовательностью сообщения атомов в молекуле, а следовательно, строением и свойствами.

Составление формул структурных изомеров

На примере структурных изомеров бутана и пентана вы убедились, что с ростом количества атомов Углерода в молекулах алканов растет количество изомеров. Так, декан С₁₀Н₂₂ имеет 75 изомеров.
Рассмотрим последовательность составления структурных формул изомеров гексана, молекулярная формула которого С₆Н₁₄.
1. Запишем углеродную цепь изомера неразветвленного строения и пронумеруем в нем атомы Углерода:

2. Разветвим углеродную цепь, сократив ее на один атом Углерода и присоединив этот атом к одному из атомов углеродной цепи, кроме крайних:

или 

3. Разветвим углеродную цепь больше, сократив ее на два атома Углерода, и получим два возможных варианта размещения атомов:

4. Чтобы составить структурную формулу, необходимо полученные углеродные цепи дополнить связями с атомами Водорода.

Систематическая номенклатура алканов

Одно из условий евроинтеграции химической науки и образования - создание системы понятийного аппарата, химической терминологии и номенклатуры. Это будет способствовать лучшему пониманию ученых, подготовке конкурентоспособных специалистов на рынке труда и одновременно покажет уровень химической науки.

Общепринятой является систематическая номенклатура ИЮПАК, разработанная Международным союзом теоретической и практической химии, которая содержит информацию о строении каждого вещества.

Рассмотрим, как составляют названия алканов (рис. 15).

Чтобы правильно называть изомеры, нужно знать названия их заместителей.

Заместитель - атом или группа атомов, замещающих в главной углеродной цепи один или несколько атомов Водорода.

Названия алкильных заместителей образуют заменой суффикса -ан, который присущ названию алкана, на суффикс -ил.

Примеры формул алкильных заместителей и названий алканов приведен в табл. 5.

В составе углеводорода может быть несколько одинаковых заместителей. Их количество обозначают префиксами ди, -три, -тетра и т. д. 

Образуют название изомера алкана по структурной формуле образования названия алканов

1. Выбираем самую длинную углеродную цепь с самым большим количеством ответвлений.
2. Нумеруют атомы Углерода, начиная с того конца, к которому заместители расположенны ближе.
3. Место алкильных заместителей обозначают локантами - цифрами, которые указывают положения заместителей в главной углеродной цепи.
4. Названия заместителей ставим перед названием соединения в алфавитном порядке.
5. Указываете название алкана, который образует длинную углеродную цепь.

Составим название изомера алкана из структурной формулы:

Название этого алкана 2,4-диметилпентан. Нумерацию можно изменить так:

но название от этого не меняется. Рассмотрим еще один пример:

Название этого алкана - 4-этил-2,4-диметилгексан.

Подумайте, как можно изменить нумерацию углеродной цепи, чтобы название соединения не изменилось.

Химические свойства алканов

Вы уже ознакомились с некоторыми свойствами алканов на примере метана и его гомологов. Вам известно, что алканы вступают в реакции горения с образованием оксида углерода (IV) и воды.
Вспомните и напишите самостоятельно уравнения реакций горения метана и этана.

Объясните, как убедиться в образовании продуктов полного окисления этих соединений.

Реакции неполного окисления алканов

Такие реакции происходят при недостатке кислорода, в результате чего часть алкана разлагается. В зависимости от количества кислорода продуктами реакции могут быть оксид углерода (II) или даже сажа (углерод) и вода. Уравнения реакций:

Реакцию неполного окисления можно наблюдать на опыте.
Опыт. Расплавим в фарфоровой чашке кусок стеариновой свечи и зажжем. Содержимое в чашке горит, выделяя копоть. Если внесем в пламя стеклянную пластину, она сразу же покроется копотью.

Реакции термического разложения

При высоких температурах (более 1000 °С) алканы разлагаются, образуя углерод и водород. К примеру:

Если же метан нагревают до температуры 1500 °С, образуется ацетилен:

Реакции изомеризации

Алканы с неразветвленной цепью при нагревании и при наличии катализаторов образуют изомеры. Такие реакции называют реакциями изомеризации. Например, запишем уравнение изомеризации пентана:

Реакции замещения

При ярком освещении или в результате нагревания, под действием ультрафиолетовых лучей алканы взаимодействуют с галогенами (кроме йода) с образованием галогенпроизводных. Реакции происходят в несколько стадий - до тех пор, пока все атомы Водорода не заменятся на атомы галогена.
Рассмотрим схему хлорирования метана на I стадии, изображенную на рис. 16. Продуктами реакции являются хлорметан СН₃Сl и хлорид водорода HCl.

Следующие стадии реакции происходят постепенно. Продуктом хлорирования метана на II стадии является дихлорметан CH₂Cl₂, на III - трихлорметан CHCl₃ и на IV стадии - тетрахлорметан СCl₄.
Запишем уравнения реакций постепенного хлорирования метана:

Реакции взаимодействия с галогенами называют галогенированием, а продукты этих реакций - галогенпроизводными алканов.
Отношение насыщенных углеводородов к сильным окислителям, кислотам и щелочам. Чтобы выяснить, взаимодействуют ли алканы с кислотами и щелочами, проведем такие демонстрационные опыты.

Опыт 1. Пропустим метан через раствор перманганата калия, который имеет фиолетовую окраску. Цвет раствора не меняется, то есть метан не окисляется сильными окислителями.

Опыт 2. Аналогично, как и в первом опыте, пропустим метан поочередно через растворы кислоты и щелочи. Никаких изменений не наблюдается.

Итак, можно сделать вывод, что при обычных условиях алканы не реагируют с сильными окислителями, кислотами и щелочами, то есть по этим веществам они химически инертны.

Добывание алканов

Источниками углеводородов насыщенного состава являются природный и попутные нефтяные газы, нефть и каменный уголь.

Вспомните из курса химии, какие продукты получают в результате переработки природных источников углеводородов и сферы их применения.

Алканы также добывают гидрированием, то есть присоединением водорода:

В промышленности - синтетическим способом, например из синтез-газа:

 смесь углеводородов

или реакцией, обратной реакции разложения метана, то есть нагревом углерода с водородом в присутствии катализатора:

Вывод:

• Углеводороды, которые вы изучаете, классифицируют на три группы: насыщенные, ненасыщенные, ароматические.
• Представители насыщенных углеводородов называют алканами. Общая формула алканов С_nH_{2n +2}.
• Для алканов характерна структурная изомерия, суть которой заключается в разной последовательности размещения атомов Углерода в углеродной цепи.
• По систематической номенклатуре ИЮПАК названия структурных изомеров составляют так:
  1) определяют главную углеродную цепь, которая является самой длинной; 2) нумеруют атомы Углерода, начиная с того конца цепи, к которому ближе находится заместитель;
  3) перед названием вещества указывают локанты, которые обозначают положение заместителей, их количество и название в алфавитном порядке;
  4) если имеются одинаковые заместители, применяют множественные приставки: -ди,-три, -тетра;
  5) указывают название алкана, который образует длинную углеродную цепь.
• Химические свойства алканов зависят от состава их молекул и химического строения. Алканы проявляют следующие свойства: вступают в реакции полного и неполного окисления, термического разложения, замещения при нагревании до температуры 250-400 °С или под воздействием радиации; устойчивы к действию сильных окислителей, кислот и щелочей.
• Алканы добывают из природного сырья: природного и попутных нефтяных газов, нефти, каменного угля. В промышленности - гидрированием ненасыщенных углеводородов и из синтез-газа.

Алкены и алкины

Молекулярные и общие формулы алкенов и алкинов: Ненасыщенные углеводороды, так же как и метановые (насыщенные), способные образовывать гомологические ряды, где каждый следующий член ряда отличается от предыдущего на группу атомов -СН₂-.

Вспомните, как называют группу атомов -СН₂-.

Ознакомимся с табл. 6, где приведены названия, молекулярные и полуструктурные формулы гомологов этилена и ацетилена, и сравним состав их молекул.

Углеводороды с общей формулой С_nН_2n, в молекулах которых между атомами Углерода есть одна двойная связь, называют алкенами.
Углеводороды с общей формулой С_nН_2n-2, в молекулах которых между атомами Углерода есть одна тройная связь, называют алкинами.

Структурная изомерия алкенов и алкинов

Алкенам и алкинам свойственна структурная изомерия углеродной цепи и изомерия по положению кратной (двойной или тройной) связи.

Рассмотрим эти виды изомерии на примере пентена и пентина (рис. 17).

Алгоритм образования названий структурных изомеров

Проанализировав рис. 17 вы уже, наверное, поняли, как составляют формулы структурных изомеров ненасыщенных углеводородов.

Определим последовательность действий:

1. Выбираем главную длинную углеродную цепь и нумеруем атомы Углерода с того конца, к которому ближе кратная связь;
2. Указываем атом Углерода, у которого есть алкильный заместитель, и его название;
3. Называем углеводород с длинной цепью, локант, который указывает на положение кратной связи, и суффикс, присущий этим углеводородам.

Химические свойства этилена и ацетилена

Поскольку этилен и ацетилен являются ненасыщенными соединениями, они имеют сходные химические свойства. Чтобы убедиться в этом, ознакомимся с табл. 7.

Реакцию взаимодействия ацетилена с водой открыл российский химик-органик М. Кучеров в 1881. Она получила название «реакция Кучерова», что сыграло важную роль в развитии химии органического синтеза.

Вспомните другие химические свойства этилена и ацетилена как ненасыщенных углеводородов. Составьте соответствующие уравнения реакций.

Способы получения

Этилен добывают во время промышленной переработки. За основу способа переработки взято реакцию

Этилен можно получить из этана реакцией дегидрирования (отщепления водорода):

Реакция происходит при нагревании и наличии катализатора. Ацетилен добывают из карбида кальция при взаимодействии его с водой:

С реакцией разложения метана при высоких температурах вы уже ознакомились  изучая свойства алканов.

Взаимосвязи между углеводородами

Изучая химические свойства алканов, алкенов, алкинов и способы их добывания, вы убедились, что между углеводородами существуют тесные взаимосвязи. При определенных условиях алканы, вступая в реакции дегидрирования превращаются в алкены или алкины. В результате взаимодействия алкенов и алкинов с водородом (гидрирование) образуются алканы. Во время реакций галогенирования или присоединения галогенидов водорода получают галогенпроизводные углеводородов.

Взаимосвязи между этими веществами прослеживаются на примере цепочек превращений:

Составьте самостоятельно уравнения реакций по приведенным схемам.

Вывод:

• Алкены и алкины - ненасыщенные углеводороды, которые, так же как и насыщенные, образуют соответствующие гомологические ряды.
• По систематической номенклатуре названия алкенов образуют от названий соответствующих алканов заменой суффикса -ан на суффикс -ен, а названия алкинов - заменой суффикса -ан на суффикс -ин.
• Название структурных изомеров составляют в такой последовательности: 1) выбирают самую длинную углеродную цепь и нумеруют атомы Углерода с того конца, к которому кратный связь размещена ближе; 2) указывают атом Углерода, у которого есть алкильный заместитель, и его название; 3) называют углеводород с длинной цепью, локант, который указывает на положение кратной связи, и суффикс, присущий этим углеводородам.
• Алкены и алкины проявляют подобные химические свойства, что объясняется наличием кратных связей. В частности, они вступают в реакции полного и частичного окисления, присоединения галогенов и галогенидов водорода, гидрирования и гидратации.
• Общая формула алкенов С_nH_2n, алкинов С_nH_2n-2.
• Между насыщенными и ненасыщенными углеводородами существуют тесные взаимосвязи.

Расчетные зачади на вывод молекулярной формулы вещества  по общей формуле гомологического ряда и плотности или относительной плотности

Вывод молекулярной формулы алканов с общей формулой гомологического ряда. Зная общую формулу алканов, можно выводить их молекулярные формулы. Рассмотрим несколько примеров решения соответствующих задач.

Задача №239

Выведите молекулярную формулу алкана, в состав которого входят 7 атомов Углерода.
Известно:
n (C) = 7

С_xН_y -?
Решение
1. Записываем общую формулу алканов: С_nH_{2n +2}.
2. Подставляем в формулу число, указывающее на количество атомов Углерода. Это число 7.
3. Из общей формулы видим, что количество атомов Водорода вдвое больше плюс 2.
Итак, формула алкана С₇Н₁₆.
Ответ: формула алкана С₇Н₁₆.

Задача №240

Выведите молекулярную формулу алкана, содержащего в своем составе 18 атомов Водорода.
Известно:
n (Н) = 18

С_xН_y -?
Решение
1. Записываем общую формулу алканов: С_nH_{2n +2}.
2. Подставляем в формулу число, указывающее на количество атомов Водорода. Это число 18.
3. Из общей формулы видим, что количество атомов карбона должно соответствовать количеству атомов Водорода минус 2 и разделены на 2.
4. Находим количество атомов Углерода:

5. Подставляем число, соответствующее количеству атомов карбона, в общую формулу. Итак, формула алкана С₈Н₁₈.
Ответ: формула алкана С₈Н₁₈.

Потренируемся выводить молекулярные формулы алкенов и алкинов по их общим формулам, решая соответствующие задачи.

Задача №241

Молекула алкена содержит 9 атомов Углерода. Выведите молекулярную формулу алкена.
Известно:
n (C) = 9

СxНy -?
Решение
1. Записываем общую формулу алкенов: С_nH_2n.
2. Подставляем в формулу число, указывающее на количество атомов Углерода. Это число 9.
3. Согласно общей формуле количество атомов Водорода вдвое больше. Итак, это число равно 2 ∙ 9 = 18.
Ответ: формула алкена С₉Н₁₈.

Задача №242

В состав молекулы алкина входят 12 атомов Водорода. Выведите молекулярную формулу алкина.
Известно:
n (H) = 12

СxНy -?
Решение
1. Записываем общую формулу алкинов: С_nH_2n-2.
2. Подставляем в формулу число, указывающее на количество атомов Водорода. Это число 12.
3. Согласно общей формуле количество атомов карбона должно быть вдвое меньше, если к количеству атомов Водорода добавить 2. Отсюда 12 + 2 = 14; 14: 2 = 7.
Ответ: формула алкина С₇Н₁₂.
 

Решение задач на вывод молекулярной формулы вещества по плотности или относительной плотности. Решая задачи этого типа, вы повторите материал курса химии про относительную плотность газа и интегрировать свои знания по физике с понятием «плотность газа», что указывает на массу 1 л этого газа при нормальных условиях.
Вспомним, что такое относительная плотность газов. Ее обозначают буквой латинского алфавита D (читают «дэ») и определяют по формуле
(1)
где М₁, М₂ - молярные массы различных газов.
Следовательно, относительная плотность показывает, во сколько раз молярная масса одного газа больше или меньше молярной массы другого газа при одинаковых условиях.
По формуле (1) можно определить молярную массу одного из газов:

(2)
Поскольку молярная масса численно соответствует относительной молекулярной массе, то, зная относительную молекулярную массу одного из газов и относительную плотность, можно вычислить относительную молекулярную массу другого.
Физическая величина «плотность» указывает на соотношение между массой газа и его объемом. Обозначают ее буквой греческого алфавита ρ (читают «ро»). Единицами измерения плотности является г/см³ или кг/м³.

Итак, решаем задачи на вывод молекулярной формулы вещества по плотности или относительной плотности.

Задача №243

Масса алкана объемом 1 л (н. у.) составляет 2,59 г. Выведите молекулярную формулу алкана. Назовите вещество.
Известно:
V (C_nH_{2n + 2}) = 1 л
m (1 л) = 2,59 г

n -?
Формула -?

Решение
1. По условию задачи известно, что масса алкана объемом 1 л составляет 2,59 г. По этим данным вычисляем массу 1 моль вещества, зная, что 1 моль газа занимает объем 22,4 л (н. у.).
если
2. Следовательно, относительная молекулярная масса соединения
М_r (C_nH_{2n + 2}) = 58.
3. Записываем выражение для вычисления количества атомов Углерода и Водорода, зная их относительные атомные массы:
Мr (C_nH_{2n + 2}) = A_r (C) ∙ n + A_r (H) ∙ (2n + 2)
Мr (C_nH_{2n + 2}) = 12 ∙ _n + 2_n + 2 = 14_n + 2.

4. Вычисляем количество атомов Углерода, учитывая относительную молекулярную массу алкана:

5. Подставляем в общую формулу значение числа n:
C₄H₂ ∙ 4 + 2 = C₄H₁₀. Это бутан.
Ответ: формула соединения С₄Н₁₀, бутан.
 

Задача №244

Относительная плотность паров насыщенного углеводорода по кислороду составляет 3,125. Выведите молекулярную формулу соединения, назовите его.
Известно:
D_О2 (C_nH_{2n + 2}) = 3,125

n -?
Формула -?

Решение
1. По условию задачи известно, что молярная масса углеводорода в 3,125 раза больше молярной массы кислорода. Находим молярную массу кислорода:
М (O₂) = 16 ∙ 2 = 32 г/моль.
Масса 1 моль кислорода равна 32 г/моль ∙ 1 моль = 32 г.
2. Вычисляем массу 1 моль углеводорода по формуле
М₁ = D ∙ М₂:
М1 (C_nH_{2n + 2}) = 3,125 ∙ 32 г = 100 г.
Поскольку числовое значение молярной массы углеводорода и массы 1 моль соответствует относительной молекулярной массе, то
Мr (C_nH_{2n + 2}) = 100.
3. Записываем выражение для вычисления количества атомов Углерода и Водорода, зная их относительные молекулярные массы:
Мr (C_nH_{2n + 2}) = A_r (C) ∙ _n + A_r (H) ∙ (_{2n + 2})
Мr (C_nH_{2n + 2}) = 12_n + 2_n + 2 = 14_n + 2.
4. Находим количество атомов Углерода, учитывая, что М_r углеводорода равна 100:

5. Подставляем в общую формулу C_nH_{2n + 2} значения числа n и получаем формулу соединения C₇H₁₆. Это гептан.
Ответ: формула соединения С₇Н₁₆, гептан.

Задача №245

Относительная плотность алкена по гелию составляет 10,5. Выведите молекулярную формулу соединения, назовите ее.
Известно:
DHe (C_nH_2n) = 10,5

n -?
Формула -?
Решение
1. По условию задачи известно, что молярная масса соединения в 10,5 раза больше молярной массы гелия. Находим молярную массу гелия:
М (He) = 4 г/моль; m (1 моль He) = 4 г.

2. Находим массу 1 моль углеводорода по формуле:
Мr (C_nH_2n) = 10,5 ∙ 4 г = 42 г.
Отсюда относительная молекулярная масса соединения
Мr (C_nH_2n) = 42.
3. Записываем выражение для вычисления количества атомов Углерода и Водорода, зная их относительные атомные массы:
Мr (C_nH_2n) = Ar (C) ∙ _n + Ar (H) ∙ _2n;
Мr (C_nH_2n) = 12_n + 2_n = 14_n.
4. Вычисляем количество атомов Углерода, зная, что М_r соединения равна 42:
14_n = 42; n = 42: 14 = 3.
5. Подставляем в формулу C_nH_{2n + 2} значения числа n и находим формулу алкена С₃Н₆. Это пропен.

Ответ: формула соединения С₃Н₆, пропен.

Вывод:

• Молекулярную формулу вещества можно вывести по общей формуле гомологического ряда и по плотности или относительной плотности соответствующего газа.
• Для вычислений используют следующие формулы: 

Арены. Бензол

Состав и строение молекулы бензола: Бензол является ареном, то есть ароматическим углеводородом. Эти соединения получили такое название из-за того, что первые их представители имели приятный запах. Название стало историческим, однако позже выяснилось, что не все вещества этой группы с приятным запахом.

Первым и самым простым представителем аренов является бензол, молекулярная формула которого С₆Н₆. Формула указывает на то, что это очень ненасыщенное соединение, а следовательно, оно должно проявлять свойства непредельных углеводородов.
Молекуле состава С₆Н₆ может соответствовать несколько структурных формул.

Например, атомы Углерода образуют углеродные цепи с двойными связями и имеющие двойные и тройные связи. Структурными формулами это изображают так:

Однако бензол не проявляет свойств ненасыщенных углеводородов: он не обесцвечивает бромную воду и раствор перманганата калия. Ученый-химик Ф. А. Кекуле предложил структурную формулу, где атомы Углерода соединены в форме шестиугольника, в котором поочередно располагаются одинарные и двойные связи. По мнению ученого, она имела такой вид:

Эта формула вошла в историю химии под названием «Формула Кекуле».

Однако и такое строение молекулы бензола химические свойства этого соединения не подтвердили.
Настоящое строение бензола было объяснено значительно позже на основании электронной теории строения.

Упрощенно молекула бензола имеет вид, как показано на рис. 18.

Итак, молекула бензола имеет форму правильного шестиугольника. Каждый из атомов Углерода отдает по два электрона на образование связей между собой и один электрон - на образование связей с атомами Водорода. За счет четвертых электронов образуется система связи из шести электронов, благодаря которой связи между атомами Углерода равноценны, их длина составляет 0,140 нм, то есть одинаковая, а валентный угол равен 120 °. При таком строения молекула бензола плоская. Отсутствие одинарных и двойных связей в ней указывает позже предложенная структурная формула, где внутри шестиугольника содержится так называемое бензольное кольцо (рис. 19).

Масштабную модель молекулы бензола изображено на рис. 20.

Физические свойства

Бензол - жидкость с характерным запахом, бесцветная, с невысокой температурой плавления (+5,5 °С) и кипения (+80,1 °С), ядовита. Он легче воды (плотность 0,88 г/см³), малорастворим в ней. Во время охлаждения образует белую кристаллическую массу.

Бензол является хорошим растворителем органических и некоторых неорганических веществ и сам хорошо растворяется в органических растворителях.

Обратите внимание! Бензол может нанести значительный вред организму человека. Пары бензола, проникая в легкие, вызывают острую интоксикацию. Он поражает центральную нервную систему, костный мозг, печень, дыхательные пути. Работая с этим соединением в лаборатории, необходимо проводить исследования только в вытяжном шкафу. Работникам производств, где используется бензол, важно следить за предельно допустимой дозой, которая составляет  5 мг/м³, чтобы избежать сложных заболеваний.

Химические свойства

Химические свойства бензола обусловлены его химическим строением. Как и все органические вещества, бензол горит с образованием оксида углерода (IV) и воды:

Поскольку содержание Углерода в молекуле бензола высокое, то процесс горения происходит с выделением копоти.

Вычислите массовую долю Углерода в составе молекулы бензола и сравните с массовой долей его в молекуле ацетилена.

Взаимодействие с галогенами (галогенирование)

Убедимся опытно, как бензол реагирует с бромом.

Опыт. В пробирку с бензолом добавим бромную воду (раствор брома в воде), тщательно перемешаем смесь. При обычных условиях реакция с бромом не происходит, как это свойственно ненасыщенным углеводородам.

Реакции присоединения

Если же смесь бензола с хлором подвергнуть действию яркого света, то происходит реакция присоединения:

Реакции гидрирования (присоединение водорода)

Бензол взаимодействует с водородом при повышении температуры и давления и наличия катализатора с образованием углеводородов циклического строения - циклогексана:

Реакции замещения

Реакция взаимодействия с хлором происходит под действием катализатора при высоких температурах. Продуктом реакции является гексахлорбензол:

Кроме гексахлорбензола может образовываться хлоробензол - продукт замещения одного атома Водорода на атом Хлора:

Напишите самостоятельно уравнение реакции образования хлорбензола в молекулярной форме.

Добывание бензола

Чтобы подтвердить формулу Кекуле,  химик-органик синтезировал бензол из ацетилена, пропуская его над нагретым до температуры 600 °С активированным углем. Уравнение реакции:

В промышленности бензол добывают переработкой каменного угля и из нефтепродуктов способом ароматизации. Суть ароматизации заключается в преобразовании неароматических углеводородов в ароматические отщеплением атомов Водорода от гексана и циклогексана.

Реакция дегидрирования н-гексана происходит по следующим схемам:

Применение бензола

Бензол является сырьем для промышленного синтеза многих органических соединений, в частности нитробензола, гексахлорциклогексана, фенола. Их используют для производства красителей, полимеров, лекарственных препаратов, средств защиты от насекомых. Также бензол используют и как растворитель.
Области применения бензола показано на рис. 21.

Вывод:

• Бензол - первый ароматический углеводород, состав которого отражает молекулярная формула С6Н6.
• В молекуле бензола связи между атомами Углерода равноценны, их длина составляет 0,140 нм, то есть является одинаковой. Валентный угол равен 120°. Молекула имеет форму правильного шестиугольника, плоская.
• Особенность строения молекулы бензола обуславливает химические свойства соединения. В частности, при определенных условиях он вступает в реакции присоединения (галогенов, водорода) и замещения.
• В промышленности бензол добывают переработкой каменного угля и из нефтепродуктов способом ароматизации.
• Применяют как сырье в промышленности химического синтеза.
• Бензол вредно действует на организм человека, поэтому работать с ним надо осторожно, в лабораториях - под вытяжным шкафом.

Решение расчетных задач на выведение молекулярной формул вещества по массе, объему или количеству вещества реагентов или продуктов реакции

Одной из составляющих обучения химии является решение расчетных задач.

Умение решать задачи воспитывает самостоятельность и активность, способствует развитию инициативы, предприимчивости, формирует логическое и критическое мышление.

При решении расчетных задач происходит осмысление межпредметных связей с физикой и математикой, производственными процессами, совершенствуются умения выполнять вычисления.

Расчетные задачи развивают умение анализировать и сравнивать, делать выводы, высказывать суждения, решать проблемы.
Каждому человеку эти умения могут служить не только учебными упражнениями, но и средством для решения многих жизненных проблем.

Итак, учимся решать расчетные задачи.

Задача №246

При сжигании газа объемом 5,6 л (н. у.) образовался оксид углерода (IV) объемом 22,4 л и вода массой 22,5 г. Относительная плотность газа по метану равна 3,625. Вычислите и выведите молекулярную формулу газа. Назовите соединение.
Известно:
V (газа) = 5,6 л
V (CO ₂) = 22,4 л
m (H₂O) = 22,5 г
D_СН4 = 3,625

Формула -?
Решение
1. Определяем количество вещества ν газа, оксида углерода (IV) и воды до и после реакции по формуле 

2. Вычисляем массу атомов Углерода в 1 моль газа:
М (СО₂) = 12 + 16 ∙ 2 = 44 г/моль; m 1 моль (СО2) = 44 г.
В 1 моль СО₂ содержатся атомы Углерода массой 12 г.
3. Находим массу атомов Водорода в 1,25 моль воды:
М (Н₂О) = 1 ∙ 2 + 16 = 18 г/моль; m 1 моль (Н2О) = 18 г.
Составляем пропорцию: 

4. Находим количество атомов Углерода и Водорода:
х = 12: 12 = 1; в = 2,5: 1 = 2,5.
Из вычислений видим, что соотношение атомов Углерода и Водорода в молекуле газа составляет 1: 2,5 или 2: 5.
Простейшая формула С₂Н₅. Находим молярную массу, которая соответствует простейшей формуле:
M (C₂H₅) = 2 ∙ 12 + 5 ∙ 1 = 29 г/моль.
5. Находим молярную массу газа по относительной плотности:
М (газа) = 3,625 ∙ 16 г/моль = 58 г/моль. Она численно равна относительной молекулярной массе.
6. Делим полученные числа друг на друга:

то есть индексы у Углерода и Водорода надо удвоить.
Ответ: формула газа С₄Н₁₀, бутан.

Задача №247

Углеводород массой 4,3 г полностью сожгли. Масса образованного оксида углерода (IV) составляет 13,2 г, плотность паров по воздуху - 2,966. Вычислите и выведите молекулярную формулу соединения, назовите ее.
Известно:
m (угл.) = 4,3 г
m (CO₂) = 13,2 г
Dвозд. = 2,966

Формула -?
х -? в -?
Решение
Обозначаем количество атомов Углерода в составе молекулы углеводорода через х, а количество атомов Водорода - через у.
1. Определяем массу атомов Углерода в оксиде углерода (IV) массой 13,2 г:
М (СО₂) = 12 + 2 ∙ 16 = 44 г/моль ; m (1 моль) = 44 г.
 
2. Вычисляем массу атомов Водорода в составе углеводорода:
4,3 г - 3,6 г = 0,7 г.
3. Находим соотношение атомов Углерода и Водорода в молекуле углеводорода:
х = 3,6: 12 = 0,3; в = 0,7: 1 = 0,7.
Из вычислений видим, что соотношение атомов Углерода и Водорода в молекуле газа составляет 0,3: 0,7 или 3: 7.
Простейшая формула С₃Н₇. Находим молярную массу, которая соответствует простейшей формуле:
M (C₃H₇) = 3 ∙ 12 + 7 ∙ 1 = 43 г/моль.
4. Проверим, отвечает молярная масса соединения этой формуле:
M (С_хH_y) = 2,966 ∙ 29 г/моль = 86,014 или 86 г/моль.
5. Делим полученные числа друг на друга:

то есть индексы у Углерода и Водорода надо удвоить.
Ответ: формула соединения С₆Н₁₄, гексан.

Задача №248

При сжигании углеводорода количеством вещества 0,4 моль образовался оксид углерода (IV) массой 88 г и вода массой 2,4 моль. Плотность пара этого вещества по метану - 4,5. Выведите молекулярную формулу углеводорода, назовите его.
Известно:
ν (угл.) = 0,4 моль
m (CO₂) = 88 г
ν (H₂O) = 2,4 моль
D_СН4 = 4,5

Формула -?
Решение
1. Вычисляем молярную массу углеводорода по формуле
М₁ = DCH₄∙ М₂; М₂ (CH₄) = 16 г/моль.

Тогда М₁ = 4,5 ∙ 16 г/моль = 72 г/моль; m (1 моль) = 72 г

М_r = 72.
2. Вычисляем массу атомов Углерода в оксиде углерода (IV) массой 88 г:

3. Находим массу атомов Водорода в воде количеством вещества 2,4 моль.

4. Находим количество и соотношение атомов Углерода и Водорода, зная их относительные атомные массы:

5. Определим соотношение атомов в целых числах:
1 ∙ 5 = 5, 
2,4 ∙ 5 = 12.
Итак, формула соединения С₅Н₁₂. Это пентан, что соответствует относительной молекулярной массе 72.
Ответ: формула соединения С₅Н₁₂, пентан.

Вывод:

• Решение расчетных задач воспитывает самостоятельность и активность, способствует развитию инициативы, предприимчивости, формирует логическое и критическое мышление.
• Для расчетов на вывод молекулярной формулы вещества используют такие физические величины, как масса, объем, молярная масса, молярный объем, количество вещества, плотность, относительная плотность.

Применение углеводородов

Вам уже известно из курса химии о широком спектре применения углеводородов в общественном производстве. Изучая отдельных представителей этого класса веществ, вы узнали о сферах их применения. Обобщим эти сведения, воспользовавшись рис. 22.

Применение галогенпроизводных углеводородов

Изучая углеводороды, вы ознакомились с химическими свойствами алканов, алкенов, алкинов. Вам известно, что в результате взаимодействия с галогенами им свойственно образовывать галогенпроизводные.

Во время реакции замещения атомов Водорода в молекуле метана образуются галогенопроизводные, которые получили широкое применение в промышленных масштабах:

• хлорметан СН₃Сl - как добавка к ракетному топливу и для синтеза многих органических веществ, производства гербицидов;
• дихлорметан СН₂Сl₂ - для изготовления лечебных препаратов, в частности анестезирующих, средств защиты растений, как растворитель и клей для склеивания различных видов пластика и оргстекла;
• трихлорметан СНСl₃ (хлороформ) - для местного и общего наркоза, как растворитель в фармации, в производстве пестицидов;
• тетрахлорметан СС_l4 - в качестве хладагента в холодильных установках, растворитель органических веществ, в огнетушителях;
• 1,2-дихлорэтан СН₂Сl-СН₂Сl - для обеззараживания зернохранилищ, борьбы с виноградной филлоксерой.

Важными для сельского хозяйства являются галогенопроизводные бензола. Их используют для химической защиты растений: уничтожение вредителей сельскохозяйственных культур, сорняков, предотвращения грибковым заболеванием растений. Общее название этих соединений - «пестициды». К примеру, 1,2,3,4,5,6-гексахлорциклогексан (гексахлоран) С₆Н₆Сl₆ используют в сельском хозяйстве как средство борьбы с вредителями растений; гексахлоробензол С₆Сl₆ - для протравливания семян зерновых культур перед посевом, что обеспечивает устойчивость посевов к поражению болезнями.

По назначению пестициды делят на гербициды - средства борьбы с сорняками; зооциды - для борьбы с насекомыми-вредителями и грызунами; фунгициды - средства профилактики и борьбы с грибковыми заболеваниями растений и животных.

Пестициды - ядохимикаты, которые обладают способностью проникать в организм человека через органы дыхания, пищеварения и кожу. Поэтому, применяя их в быту, надо соблюдать правила безопасного обращения с химическими веществами. В частности, обязательно надевать перчатки, маску и специальную одежду; защищать глаза прозрачными очками; волосы прятать под головной убор (рис. 23).

Как видим, использование галогенпроизводных имеет практическое значение. Они в основном являются полезными помощниками в борьбе с грызунами, сорняками, болезнями ягодных кустов и винограда.

Обратите внимание! Углеводороды и их галогенопроизводные в случае неправильного применения могут наносить значительный ущерб человеку. Так, смеси метана с кислородом, ацетилена с кислородом и воздухом взрывоопасны. Это приводит к взрывам газа в шахтах, быту, что приводит к тяжелым последствиям. В частности, люди могут терять работоспособность, на худой конец - жизнь. Поэтому при работе с ними необходимо строго соблюдать правила безопасности.

Неправильное использование средств защиты растений (пестицидов) наносит вред окружающей среде: загрязняются почвы, воздух, вода. Значительное количество пестицидов попадает в растения, а по цепи питания - в организмы животных и человека. В организм человека они попадают через желудочно-кишечный тракт, кожу, органы дыхания.

Несоблюдение норм технологических процессов приводит к чрезмерным выбросам вредных веществ в атмосферу, которые во время грозы возвращаются на землю кислотными дождями. Это вредит нормальному росту и развитию растительного и животного мира, уничтожает некоторые ареалы редких растений, загрязняет водоемы.

Экологические последствия нарушения технологий добычи и применения углеводородов и их производных.

Экологический аспект химии углеводородов связан с добыванием и переработкой нефти, газа, каменного угля и использованием их в качестве сырья.

Угрозой для экологии являются разливы нефти при ее добывании и транспортировке (рис. 24, а), сжигание попутных нефтяных газов, образование побочных продуктов переработки. В результате добычи каменного угля засоряются большие площади земли, требующие рекультивации. К факторам, которые влияют на экологию, принадлежат выбросы в атмосферу токсичных газов при работе тепловых электростанций (рис. 24, б) и двигателей внутреннего сгорания.

Угрозу представляет и увеличение объемов производства пластмасс, которые не разлагаются в течение длительного времени, что приводит к их накоплению (рис. 25). Рост производства полимерных материалов требует переработки отходов этой отрасли. Сбор, транспортировка и хранение полимерных отходов в настоящее время составляет социальную проблему. Важна и технологическая проблема: поиск экономически выгодного способа сортировки, очистки и переработки вторичного полимерного сырья.

Взаимосвязь между углеводородами

Свойство углеводородов образовывать гомологические ряды и изомеры - молекулы линейного, разветвленного и циклического строения насыщенного и ненасыщенного состава, объясняет их многообразие. Изучая химические свойства алканов, алкенов и алкинов, вы убедились, что во время химических реакций они могут превращаться друг в друга. Например, алканы вследствии реакции дегидрирования превращаются в алкены и алкины; при взаимодействии с водородом алкены и алкины превращаются в алканы; из ацетилена синтезирован бензол.

Значительный вклад в изучение углеводородов и взаимосвязей между ними осуществила Ю. В. Лермонтова - одна из первых русских женщин-химиков. В частности, ученая определила лучшие условия получения максимального выхода ароматических углеводородов при разложении нефти и нефтепродуктов.

Итак, можно сделать вывод, что между углеводородами существует взаимосвязь. Как и в неорганической химии, взаимосвязи между веществами выражают цепочками преобразований.

Вывод:

• Углеводороды - органические вещества, которые получили широкое применение в промышленности органического синтеза, быту, фармацевтической промышленности, производственных процессах.
• Галогенпроизводные углеводородов - пестициды - используют как средства защиты растений от вредителей и сорняков, уничтожения грибковых заболеваний.
• Неправильное использование средств защиты растений наносит вред окружающей среде, а следовательно, и здоровью человека.
• Между углеводородами существуют генетические связи.

Справочный материал на тему: Углеводороды

Решение задач на тему: Ароматические углеводороды

Задача №249

Напишите структурные формулы всех изомерных ароматических углеводородов состава и назовите их.

Решение. Из восьми атомов Углерода шесть атомов образуют бензольное кольцо, а два входят в состав заместителей (боковых цепей). Существует два варианта распределения двух атомов Углерода по боковым цепям.
1) Один заместитель — :

2) Два заместителя — (три изомера — орто-, мета- и пара-):

Ответ. Четыре изомера.

Задача №250

При нагревании некоторого углеводорода с катализатором образовалось 100 г толуола и 6,5 г водорода. Установите формулу исходного углеводорода.

Решение. Уравнение реакции дегидрирования неизвестного углеводорода с образованием толуола имеет вид

Из закона сохранения массы следует, что количество атомов Водорода и Углерода в левой и правой частях уравнения должны быть одинаковы. Это означает, что х = 7, у = 8 + 2n.

Необходимо найти n. Согласно уравнению реакции, это число равно отношению количеств водорода и толуола:

Формула искомого углеводорода —  Это может быть метилциклогексан или один из изомерных гептенов или метилгексенов.

Ответ.

Задача №251

При действии бромной воды на антраниловую (2-аминобензойную) кислоту получена смесь моно- и дибромпроизводных. Напишите структурные формулы каждого из полученных изомеров.

Решение. Аминогруппа — ориентант первого рода (орто-пара-ориентант), а карбоксильная группа СООН — ориентант второго рода (мета-ориентант). В молекуле 2-аминобензойной кислоты оба эти заместителя действуют согласованно и направляют последующее замещение в одни и те же положения, которые обозначены стрелками:

При бромировании атомы Брома замещают атомы Водорода в положениях, отмеченных стрелками. При этом образуются два монобромпроизводных и одно дибромпроизводное:

Ответ. Два моно- и одно дибромпроизводное.

Задача №252

Предложите схему получения 3-нитробензойной кислоты из этилбензола в две стадии. Укажите условия реакций.

Решение. Карбоксильная группа СООН — мета-ориентант, поэтому при нитровании бензойной кислоты образуется 3-нитробензойная кислота. Нитрование проводится концентрированной азотной кислотой в присутствии концентрированной серной кислоты. Бензойную кислоту можно получить из этилбензола действием подкисленного раствора перманганата калия. Схема указанных превращений

Ответ. Окисление с последующим нитрованием.

Задача №253

Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:

Определите функциональные группы X и Y. Укажите условия протекания всех реакций.

Решение. Из схемы видно, что группа X — ориентант первого рода, a Y — второго рода, причем X может быть превращена в Y. Если внимательно изучить очень небольшой список ориентантов первого и второго рода, то можно найти единственную пару заместителей, удовлетворяющих этим условиям: X — , Y — СООН.

Толуол может быть превращен в пара-ксилол по реакции Фриделя—Крафтса действием хлорметана в присутствии катализатора :

Метальная группа может быть превращена в карбоксильную СООН под действием кислого раствора перманганата калия:

Наконец, 3-нитробензойная кислота образуется из бензойной кислоты под действием нитрующей смеси:

Ответ. X — , Y — СООН. 

Задача №254

При окислении смеси бензола и толуола подкисленным раствором перманганата калия при нагревании получено 8,54 г одноосновной органической кислоты. При взаимодействии этой кислоты с избытком водного раствора гидрокарбоната натрия выделился газ, объем которого в 19 раз меньше объема такого же газа, полученного при полном сгорании исходной смеси углеводородов. Определите массы веществ в исходной смеси.

Решение. Перманганатом калия окисляется только толуол, при этом образуется бензойная кислота:

= 8,54/122 = 0,07 моль =

При взаимодействии бензойной кислоты с гидрокарбонатом натрия выделяется :

= 0,07 моль. При сгорании смеси углеводородов образуется 0,07 - 19 = 1,33 моль . Из этого количества при сгорании толуола по уравнению

образуется 0,07 • 7 = 0,49 моль . Остальные 1,33 - 0,49 = 0,84 моль образуются при сгорании бензола:

= 0,84/6 = 0,14 моль. Массы веществ в смеси равны: = 0,14 • 78 = 10,92 г, = 0,07 • 92 = 6,48 г.

Ответ. 10,92 г бензола, 6,48 г толуола.

Задача №255

При действии на некоторое количество ненасыщенного углеводорода избытка раствора хлора в тетрахлорметане в темноте образуется 3,5 г дихлорида, а при действии избытка раствора брома в тетрахлорметане на то же количество исходного углеводорода получается 5,28 г дибромида. Установите структуру углеводорода.

Решение. Обозначим неизвестный углеводород . По условию, он может присоединять только одну молекулу хлора или брома; следовательно, в его составе есть только одна кратная связь — двойная. Запишем уравнения реакций:

По условию, количества дихлорида и дибромида равны:

откуда 12х + у = 104. Простым перебором находим единственное химически возможное решение этого уравнения: х = 8, у = 8. Искомый углеводород имел формулу и принадлежал гомологическому ряду . Если бы в его составе не было двойной связи, то было бы на два атома Водорода больше и углеводород принадлежал бы ряду . Это наводит на мысль о том, что искомый углеводород — ароматический, имеющий двойную связь в боковой цепи. Из восьми атомов Углерода шесть образуют бензольное кольцо, а два должны входить в боковую цепь, чтобы между ними была двойная связь. Таким образом, искомый углеводород имеет структуру

и называется стирол (он же — винилбензол).

Ответ.

Задача №256

При нитровании гомолога бензола массой 5,3 г образовалась смесь мононитропроизводных общей массой 4,53 г. Установите молекулярную формулу гомолога бензола, если выход реакции нитрования равен 60%.

Решение. Общая формула гомологов бензола — . При нитровании атомы Водорода (один или несколько) замещаются на нитрогруппы — Образование смеси изомерных мононитропроизводных можно описать простым молекулярным уравнением

Теоретически могло образоваться 4,53/0,6 = 7,55 г . Согласно уравнению, , т. е.

откуда n = 8. Молекулярная формула гомолога бензола —

Ответ.

Синтетические высокомолекулярные соединения и полимерные материалы на их основе

Общая характеристика полимеров: Изучая важнейшие органические вещества, вы частично ознакомились с высокомолекулярными соединениями - полимерами. Им свойственны большая молекулярная масса и сложное строение молекул. Среди известных вам полимеров - полиэтилен, а из природных - крахмал, целлюлоза, белки.

Вспомните, как построены молекулы полимеров. Объясните название «полимер».

В состав полимеров входят мономерные звенья, которые многократно повторяются. Вспомним процесс полимеризации этилена, который происходит по схеме

Иначе образования макромолекулы можно записать так:

где n - степень полимеризации, указывает на количество мономерных звеньев в полимере.

В зависимости от состава мономеров, вступающих в реакцию полимеризации, получают различные по составу, строению и свойствам синтетические полимеры. Например, если мономером является пропен (пропилен) состава СН₂=СН-СН₃, то образование полимера полипропилена происходит по следующей схеме:

В макромолекуле полимера может содержаться разное количество мономерных звеньев, то есть полимер будет иметь большую или меньшую степень полимеризации. Из-за этого точно определить его молекулярную массу невозможно. Поэтому употребляют понятие «средняя молекулярная масса». Ее значение может составлять от нескольких тысяч до десятков тысяч и даже десятков миллионов. По структуре макромолекул полимеры делят на три группы (рис. 54).

Структурные звенья в линейных полимерах размещаются по-разному. Например, в реакции образования полипропилена в структуре линейной молекулы чередуются одинаковые по составу и строению мономерные звенья. Такую структуру полимерной цепи называют регулярной.

Однако есть макромолекулы, в которых структурные звенья размещаются бессистемно. К примеру:

Такую структуру полимерной цепи называют нерегулярной.

Способы добывания полимеров: С одним из методов синтеза полимеров - полимеризацией - вы уже ознакомились. Суть реакции полимеризации заключается в последовательном присоединении молекул мономеров друг к другу вследствие разрыва кратных связей.

Увеличение макромолекулы полимера происходит при участии инициаторов этой реакции, которыми могут быть свободные радикалы или ионы. Как вещества-инициаторы используют кислород или пероксиды. Под действием температуры или света они легко разлагаются с образованием свободных радикалов. Молекула «растет» до тех пор, пока два радикала не сойдутся, вследствие чего макромолекула становится неактивной.

Полимеризация может происходить не только с одним веществом, то есть случается, что одновременно реагируют два или более мономеров. Продуктом такой реакции является сополимер. Например, образование бутадиен-стирольного каучука, где мономерами являются стирол  и бутадиен 

Второй метод синтеза полимеров - реакция поликонденсации. Схема реакции:

Физические свойства полимеров: Как уже отмечалось, полимеры имеют различные молекулярные массы, зависит от количества соединенных между собой мономерных звеньев. На температуру плавления полимеров непосредственно влияет длина макромолекул, а следовательно, полимерам присущ широкий диапазон температур плавления и кипения.
Кроме того, в структуре полимеров есть линейные и разветвленные макромолекулы, которые по-разному ориентируются в пространстве. Линейные молекулы с повышением температуры размягчаются и плавятся в определенном диапазоне температур с образованием вязких жидкостей. Такие полимеры относятся к термопластичным. Если в размягченном состоянии им придать любую форму, она будет сохраняться и после охлаждения (рис. 55).

Изделия из таких пластмасс можно многократно переделывать, поскольку термопластики не теряют своих свойств после нагревания.
Другие полимеры - термореактивные пластмассы - при нагревании теряют пластичность и форму, а после охлаждения никогда уже ее не изменяют (рис. 56).

Химические свойства: Полимеры обладают высокой химической стойкостью, на них не действуют кислоты и щелочи, они не подвергаются окислению. Некоторые полимеры растворяются в органических растворителях, образуя вязкие растворы.

Изучая углеводы и белки, вы выяснили, что эти вещества имеют свойство гидролизоваться (разлагаться) до веществ, из которых они образуются. Иначе говоря, полимеры вступают в реакции гидролиза.

Составьте уравнение реакции гидролиза трипептида, в состав которого входят три остатки молекул аминоуксусной кислоты.

Другие реакции полимеров обусловлены наличием в их макромолекулах характеристических (функциональных) групп и кратных связей.

Пластмассы. Сырьем для создания полимеров являются природные источники углеводородов: нефть, природный и попутные нефтяные газы, уголь, сланцы. Одним из продуктов переработки полимеров является пластмасса.

Пластмассы - материалы на основе природных или синтетических полимеров, искусственно созданные человеком.

Чтобы образовалась пластмасса, к полимерам добавляют вещества, которые придают им различных свойств и привлекательного вида. Такими веществами являются: стабилизаторы, повышающие устойчивость к воздействию температур, воздействию химических веществ; пластификаторы, которые придают материалу большей эластичности и снижают хрупкость пластмасс; красители, которые придают материалу нужной окраски; наполнители (опилки, мел, отходы волокон и т.д.), которые улучшают механические свойства материала и уменьшают его себестоимость; пенообразователи - для придания материалу пористости и тому подобное.

Открытие пластификаторов принадлежит ученому-химику Анне Волковой, которая впервые получила одну из его составляющих.

Производство полимерных материалов обусловлено нехваткой природного сырья и растущим спросом на материалы. Именно пластмассы является материалом, из которого изготавливают самые разнообразные изделия (рис. 57).

Обратите внимание! Пластмассы благодаря своим свойствам получили широкое применение в различных отраслях общественного производства. По сравнению с природными материалами, они значительно дешевле, потому что технологии их изготовления - простые, а производительность производства - высокая.

Ознакомимся подробнее с наиболее распространенными пластмассами. Полиэтилен, как вам известно, - высокомолекулярное соединение, образующееся в результате реакции полимеризации этилена.

Вспомните физические свойства полиэтилена и реакцию полимеризации этилена. Напишите самостоятельно схему реакции.
Полиэтилен - несколько жирное на ощупь, твердое вещество, бесцветное или белого цвета, не проводит электрический ток. Хороший изолятор, термопластичный, эластичный. Если добавлять красители, легко окрашивается. Как материал имеет широкий диапазон применения (рис. 58).

Полипропилен - вещество, по внешним признакам и физическим свойствам очень похожее на полиэтилен. В промышленности добывают полимеры стереорегулярного и нерегулярного строения. Полипропилен регулярного строения значительно прочнее, но на холоде становится хрупким.

Полимеризация пропилена происходит по следующей схеме:

Образование макромолекул полипропилена изображено на рис. 59

Поливинилхлорид - один из широко используемых дешевых полимерных материалов, структурное строение которого отражает общая формула  (рис. 60). Это термопластичный полимер, прозрачный, обладает высокой химической стойкостью. Не горит на воздухе, однако характеризуется низкой термической стойкостью.

Составьте самостоятельно краткий рассказ о применении поливинилхлорида, воспользовавшись схемой на рис. 61. Напишите уравнение реакции полимеризации.

Вы ознакомились с пластмассами, которые добывают реакцией полимеризации.

Теперь рассмотрим пластмассы, образующиеся в результате реакции поликонденсации. К ним относятся фенолформальдегидные пластмассы.
Фенолформальдегидные пластмассы - одни из первых полимерных материалов, добытых в промышленных масштабах, которые более века применяют в общественном производстве. Это неэластичные вязкие жидкости с характерным темным окрасом. Производят их из фенола и формальдегида при наличии кислоты или щелочи в качестве катализаторов.

Реакция поликонденсации отличается от реакции полимеризации тем, что кроме высокомолекулярного вещества образуется низкомолекулярное (вода). 

Продуктом реакции поликонденсации является полимер линейного строения, который превращается в сетчатый с пространственной структурой (рис. 62).

Использование различных наполнителей разнообразит свойства этих пластмасс. Например, если наполнителем является стекловолокно, то образуется стеклотекстолит, если ткань - текстолит, бумага - гетинакс и др.

Материалы, изготовленные на основе фенолоформальдегидных полимеров, благодаря термостойкости и прочности используют для изготовления электрооборудования (штепсельные розетки, включатели-выключатели, патроны для электроламп), деталей машин, мебели, строительных материалов, стеклопластиков.

Вывод:

• Полимеры - высокомолекулярные вещества, в состав молекул которых входят мономерные звенья, которые многократно повторяются.
• Полимеры не имеют постоянной относительной молекулярной массы, поэтому для них употребляют понятие «средняя молекулярная масса».
• По структуре полимеры делятся на линейные, разветвленные и пространственные; по отношению к температуре - на термопластичные и термореактивные.
• Полимеры синтезируют с помощью реакций полимеризации и поликонденсации. Реакции поликонденсации отличаются от полимеризации тем, что кроме высокомолекулярного соединения образуется и низкомолекулярное.
• Полимерам свойственна высокая химическая стойкость, на них не действуют кислоты и щелочи, они устойчивы против окисления. Некоторые из них вступают в реакции гидролиза.
• Пластмассы - материалы на основе природных или синтетических полимеров, искусственно созданные человеком. Самые распространенные - полиэтилен, полипропилен, поливинилхлорид, фенолформальдегидные пластмассы.
• Пластмассы получили широкое применение во многих отраслях общественного производства как прочные и долговечные материалы, устойчивые к действию химических веществ, способны приобретать заданную форму при нагревании и сохранять ее после охлаждения.

Влияние полимерных материалов на здоровье человека

Вы уже ознакомились с наиболее распространенными пластмассами. Характерно, что среди них доминируют экономически выгодные для человека полимерные материалы, основными свойствами которых являются прочность, устойчивость к воздействию внешних факторов, дешевизна, водо- и газонепроницаемость. Благодаря им пластмассы получили широкое применение. Это тара для хранения многих продуктов, канцелярские товары, которыми вы пользуетесь на уроках, бутылки под уксус, масло, минеральные воды, соки, фруктовые напитки, одежда из синтетических материалов и т.д. Человек настолько свыкся с полимерными материалами, что даже не задумывается над тем, положительно или отрицательно они влияют на состояние его здоровья.

Исследования ученых показали, что определенные виды пластмасс вредны для здоровья взрослых и детей. Многие вещи, которые используют в быту (в частности, некоторая посуда, пластиковые упаковки для пищевых продуктов, бутылки с сосками для искусственного вскармливания детей, оконные рамы, пленки для натяжных потолков, пластиковая мебель или элементы мебели, стоматологические пломбировочные материалы), содержат в своем составе бисфенол А (дифенилпропан). Согласно исследованиям, данное химическое вещество вызывает гормональные нарушения, негативно влияет на работу репродуктивной и сердечно-сосудистой систем, приводит к нарушению развития головного мозга у детей, подавляет функции эндокринной системы, способствует развитию онкологических заболеваний.

Официально считается, что пластиковые бутылки безопасны для здоровья. В то же время установлено, что в бутылки легко проникают кислород, оксид углерода (IV), ультрафиолетовые лучи. Поэтому многократное использование безопасных пластмассовых бутылок вызывает скопление в них опасных микроорганизмов.

Опасными для здоровья человека являются изделия из стирола и полистирола, пластификаторы поливинилхлорида.

Чтобы обращение с синтетическими материалами было безопасным, необходимо пользоваться маркировкой пластмасс по их использованию и дальнейшей переработке (утилизации). На некоторых пластмассовых изделиях имеются обозначения: треугольник из стрелок, в центре которого размещена цифра - от 1 до 7 (рис. 64).

Пластмассы делят на семь групп по улучшению их переработки. По этим знакам определяют, для каких целей можно использовать пластмассовое изделие:
1 - полиэтилентерефталат (PETE) - самый безопасный вид пластмасс

2 - полиэтилен высокой плотности (HDPE) - безопасен в использовании, однако есть оговорка, что со стенок тары могут попадать в жидкость гексан и бензол (информация не подтверждена)

3 - поливинилхлорид (V) - ядовитый и опасный для здоровья человека вид пластмасс. При сжигании образуются высокотоксичные хлорорганические соединения. После десяти лет использования изделия, изготовленные из этого материала, начинают самостоятельно выделять в окружающую среду токсичные соединения. Недопустимо изготовление из него детских игрушек. Поражает центральную нервную и костную системы, мозг, сердце, печень, уничтожает иммунную систему, канцероген;

4 - полиэтилен низкой плотности (LDPE) - официально считается безвредным, но в производстве LDPE используются потенциально опасные для здоровья бутан и бензол;

5 - полипропилен (PP) - официально считается безвредным для здоровья;

6 - полистирол (PS) - добывают полимеризацией стирола, который является канцерогеном, поражает слизистые оболочки, негативно влияет на репродуктивные функции организма человека;

7 - другие виды пластмасс - к этой группе относятся пластмассы, использование которых может быть связано с опасностью, а также экологические виды пластмасс.

Однако, используя изделия из них, человек рискует. Тару с соответствующим маркировкой показано на рис. 65.

Влияние пластмасс на окружающую среду: Растущий спрос на новые синтетические материалы, их производство и применение привели к существенным изменениям в окружающей среде. В результате синтеза пластмасс загрязняется атмосфера, вода, вся земная поверхность.

При производстве пластмасс в атмосферу попадают ядовитые газы, пыль, соединения свинца, ртути и других тяжелых металлических элементов, оксиды серы, азота, углерода (рис. 66). Они нарушают круговорот веществ, что приводит к образованию смога - тумана, который надолго зависает над поверхностью крупных городов при высокой влажности или жары (рис. 67).

Многие технологические промышленные операции происходят с участием кислорода, который извлекается из воздуха, уменьшая при этом его содержание в атмосфере Земли.

Ядовитые вещества, попадающие в воздух, распространяются на большие расстояния. Во время дождей растворимые в воде оксиды проникают в почву, повышая ее кислотность, а затем - в поверхностные и подземные воды. По цепи питания они поступают в растительные и животные организмы.

Очень широко применяют полиэтилен в производстве полиэтиленовой пленки и как упаковочный материал. После использования он в основном накапливается в большом количестве на свалках, во время наводнений попадает в реки, моря и океаны (рис. 68). Разложение его происходит в течение десятков и сотен лет.

Вам уже известно, что на свалках случается самовозгорание мусора, а при горении выделяются диоксины и фураны. Они вызывают генетические изменения, вызывая мутации в растительном и животном мире. Кроме того, попадая в воды Мирового океана, упаковочные пакеты приводят к гибели многих видов морских животных.

Большой вред окружающей среде наносит сжигание отходов поливинилхлорида и полистирола, что вызывает выбросы в воздух очень токсичных диоксинов.

Проблемы утилизации полимеров и пластмасс в контексте устойчивого развития общества: Утилизация полимерных материалов и пластмасс - одна из актуальных проблем современности. Ведь даже качественные вещи, которыми пользуется человек, со временем приходят в негодность.

Есть разные методы утилизации, однако прежде всего важно: 1) сокращать объемы использования пластмасс в различных производственных процессах; 2) применять методы их утилизации; 3) использовать изделия из пластмасс в качестве сырья для вторичной переработки; 4) переделывать пластмассы в топливо.

Малоэффективный метод - захоронение пластмассовых отходов. Ведь такие захоронения занимают площади, которые могут использоваться для хозяйственных потребностей, разложение полимерных материалов в естественных условиях происходит в течение 150 лет, то эти земли долгое время остаются незадействованными.

Особенно опасно открытое сжигание пластмасс. Сжигание в мусоросжигательных печах также негативно влияет на окружающую среду, потому что с газообразными выбросами в атмосферу попадают диоксины. Побочным продуктом сгорания пластмасс может быть цианидная кислота, которая в больших количествах является смертельным ядом. Поэтому важное значение имеет использование газо- и пылеулавливающих сооружений. Эффективна также система сухой и влажной очистки в рукавных фильтрах. К тому же положительный момент - использование тепла.

Чтобы правильно утилизировать отходы пластмасс, целесообразно сортировать их согласно маркировкой (рис. 69).

Важной задачей сегодня является создание полимеров, которые разлагаются под действием бактерий, солнечной энергии или воздуха. Расходы на создание таких полимеров значительные, поэтому производство полимеров быстрого разложения ограничено.

В промышленных масштабах экологически и экономически выгодным направлением является переработка пластмасс и повторное использование (рециклинг), а следовательно, с точки зрения устойчивого развития общества, и ресурсосберегающим. С этой целью открыты пункты приема пластика на переработку. Они предусматривают обязательное сортировки сырья по качеству, цвету, степени загрязнения (рис. 70).

При переработке пластиковое сырье измельчают, спекают или гранулируют. Такая пластмасса является вторичным сырьем для переработки на другие изделия строительные материалы, в частности полистиролбетон (рис. 71), разовая посуда, скатерти, прищепки, бутылки, ведра, трубы, ящики, детали автомашин и тому подобное.

Экономическое значение переработки пластика заключается еще и в том, что вторичная переработка не требует расширения производства.

Сейчас главной проблемой человечества является проблема гармоничного сбалансированного решения экологического, энерго- и ресурсосбережения. Идея комплексного сохранения природных ресурсов возникла в 1970-е годы и была поддержана международным сообществом на Стокгольмской конференции ООН по проблемам окружающей среды. В 1983 Комиссия ООН по окружающей среде и развитию призвала к новой эре экономического развития, безопасного для окружающей среды, которая получил название «устойчивое развитие». Это такой подход к жизни, когда интересы общества направляются на удовлетворение потребностей не только нынешнего населения планеты Земля, но и последующих поколений.

Вывод:

• Пластмассы - экономически выгодные для человека материалы: крепкие, устойчивые к воздействию внешних факторов, дешевые, водо- и газонепроницаемые.
• В то же время установлено, что некоторые виды пластмасс негативно влияют на здоровье человека, так как содержат в своем составе бисфенол А, который, согласно исследованиям, способствует развитию онкологических заболеваний, нарушает работу репродуктивной и сердечно-сосудистой систем, замедляет развитие головного мозга в детей, подавляет функции эндокринной системы.
• Чтобы пользования изделиями из пластмасс было безопасным, необходимо обращать внимание на маркировку изделий по их переработке.
• Производство пластмасс и использования изделий из них наносят вред окружающей среде: выбросы в атмосферу ядовитых газов, пыли, тяжелых металлических элементов нарушают естественный процесс круговорота веществ.
• Угрозу окружающей среде представляют огромные накопления пластмасс на свалках, а во время наводнений - в реках, морях, океанах. Разложение полимерных материалов происходит в течение десятков и сотен лет.
• Перспективными направлениями являются уменьшение объема производства пластмасс, применение эффективных методов их утилизации, использования изделий из пластмасс в качестве сырья для вторичной переработки и превращения в топливо.

Синтетические каучуки. Резина

Синтетические каучуки: Производство синтетического каучука началось после выяснения строения естественного (натурального) каучука, который добывали из млечного сока дерева гевеи, растущей в Бразилии.

Разложением природного каучука установлено, что это полимер, в состав которого входит диеновый углеводород - изопрен (2-метилбута-1,3-диен). Химическая формула изопрена С₅Н₈. Название этого углеводорода происходит от названия насыщенного с уточнением, что в положениях 1, 3 есть двойные связи.

Вам уже известно, что ненасыщенные углеводороды способны вступать в реакции полимеризации. Поэтому, взяв за мономер изопрен, полимеризацией добыто синтетический изопреновый каучук.

Изопрен (2-метилбута-1,3-диен) - газ (н. у.), легко сжижается. Проследим, как происходит полимеризация изопрена. Схема реакции:

Резина: Использование природного каучука получило распространение благодаря его эластичности, изоляционным свойствам, водо- и газонепроницаемости, износостойкости. Однако с повышением температуры он становится мягким и липким, а в случае снижения - хрупким и неэластичным.

Чтобы улучшить физические свойства каучука и сделать его более пригодным к использованию, каучук вулканизировали (нагрели с серой), вследствие чего он стал устойчивым к изменению температуры.

Суть вулканизации заключается в «сшивании» макромолекул каучука мостиками из атомов Серы (рис. 73, а) по месту разрыва двойных связей (рис. 73, б).

Сейчас учеными создано большое количество каучукообразных полимеров, которые по своим свойствам превзошли натуральный каучук. Они являются основным компонентом резины, качества которой зависят от пластификаторов, вулканизаторов, наполнителей, красителей и т.

Из резины изготавливают покрышки и камеры для колес самолетов, автомобилей и велосипедов, ее применяют для электроизоляции, производства промышленных товаров, в частности втулок к изделиям и медицинских приборов, а также труб, обувь (рис. 74).

 

Если массовая доля Серы в составе каучука составляет 25-40%, то образуется эбонит - твердое вещество темно-бурого или черного цвета, эластичное, обладает высокой устойчивостью к воздействию кислот и щелочей, электроизолятор.

Кроме изопренового каучука, к каучукам общего назначения принадлежит бутадиеновый. Его синтезируют из бута-1,3-диена (бутадиена) реакцией полимеризации с участием катализатора - металлического натрия.

Впервые такой каучук был синтезирован в бывшем Советском Союзе по методу, разработанному ученым-химиком С. Лебедевым.

Реакция полимеризации бутадиена происходит по следующей схеме:

Сырьем для получения бутадиена является этанол.
Если в составе 2-метилбута-1,3-диена радикал метил заменить атом Хлора, образуется 2-хлоробута-1,3-диен. Полимеризацией полученного вещества добывают хлоропреновый каучук. Уравнение реакции:

Хлоропреновый каучук - каучук специального назначения. Это эластичная светло-желтая масса, которая хорошо клеится к тканям и металлов. Устойчив к воздействию света и высоких температур, бензинов и масел, не горит. На него не действуют сильные окислители, имеет высокую прочность.

Схему классификации каучуков по назначению изображено на рис. 75.

Вывод:

• Синтетические каучуки - полимерные материалы, образованные диеновыми углеводородами или их производными.
• За основу добывания синтетических каучуков взята  реакция полимеризации. 
• Каучуки классифицируют на каучуки общего (бутадиеновый и изопреновый) и специального (хлоропреновый) назначения.
• Каучуки являются основным компонентом в производстве резины и эбонита. Чтобы получить эти материалы, каучук вулканизируют. Суть процесса вулканизации заключается в «сшивании» молекул каучука мостиками из атомов Серы по месту разрыва двойных связей.
• Резина и эбонит получили широкое применение в различных отраслях общественного производства, медицине, быту и тому подобное.

Синтетические волокна

Волокна и их классификация: Волокна - материалы, состоящие из длинных и тонких нитей, изготовленных из природных или синтетических полимеров.

Ознакомимся с классификацией волокон, воспользовавшись рис. 76.

Характеристика волокон: В зависимости от происхождения волокна делятся на природные и химические.

Природные волокна бывают растительного и животного происхождения. Это высокомолекулярные соединения, синтезируемые естественным путем растительными и животными организмами. Из волокон растительного происхождения на фабриках производят льняные и хлопчатобумажные ткани, из шерсти животных - шерстяные ткани, с коконов тутового шелкопряда - натуральный шелк. Ткани из природных волокон не наносят вреда здоровью человека.

Однако тканей из природных волокон не хватает, чтобы полностью удовлетворить спрос на них. Поэтому на помощь пришла химия. Ученые использовали знания о составе и строение природных полимеров - целлюлозы и белка, из которых образованы натуральные волокна хлопка и шерсти, и разработали технологии производства химических волокон.

Различают два вида химических волокон: искусственные и синтетические. Искусственные волокна изготавливают переработкой природных полимерных материалов.

К синтетическим волокнам относятся волокна, добытые из синтезированных полимеров. Это такие широко применяемые волокна, как капрон, нейлон, лавсан.

Капрон в промышленности добывают из эпсилон-аминокапроновой кислоты реакцией поликонденсации.

Вспомните, какие реакции называют реакциями поликонденсации.

Капрон относится к полиамидным волокнам, потому молекулы эпсилон-аминокапроновой кислоты соединяются в полипептидную цепь с помощью пептидных (амидных) связей. Химический состав полимера отражает формула

Капрон - полимер линейного строения. Капроновое волокно очень прочное, устойчивое к воздействию химических соединений, а также к растяжению и истиранию, эластичное, не впитывает влагу. По внешним признакам похож на натуральный шелк.

Нейлон получают поликонденсацией двух веществ: гексаметилендиамина и адипиновой кислоты. Химический состав отражает формула

По своим физическим свойствам нейлон очень похож на капрон. Хорошо сочетается с шерстью и хлопком, благодаря чему становится приятным на ощупь, а сплетение нитей образует различные структуры.

Лавсан - полиэфирное волокно, которое синтезируют реакцией поликонденсации терефталевой кислоты с этиленгликолем. Общая формула лавсана

Модель макромолекулы лавсана изображено на рис. 77.

Лавсан имеет высокую прочность, упругость. На него влияют такие факторы, как свет и тепло, химические вещества. По внешним признакам и свойствам близок к шерсти, но превосходит ее прочностью, не мнется.

Применение синтетических волокон: Благодаря прочности и устойчивости к воздействиям внешних факторов синтетические волокна получили широкое применение. Из них изготавливают нити и ткани для пошива мужской и женской одежды, пряжу для трикотажных изделий, кордные ткани. Кроме того, из капронового волокна плетут рыболовные сети, делают леску, фильтровальные материалы.
Из капроновой смолы отливают детали машин и механизмов.

Нейлон и лавсан применяют в текстильной, автомобильной и машиностроительной промышленностях, медицине.

Производство синтетических волокон захватывает ученых всего мира, поскольку использование природного сырья не удовлетворяет спрос на материалы для одежды.

Современные ткани отличаются своими свойствами, в частности могут регулировать потоотделение, дыхание и сердцебиение, менять цвет или узор, самоочищаться, нагреваться и охлаждаться. Это инновационные материалы, за которыми будущее.

Синтетические волокна используют и как изоляционный, уплотнительный, термостойкий и долговечный материал.

Вывод:

• Волокна - материалы, состоящие из длинных и тонких нитей, изготовленных из природных или синтетических полимеров.
• Волокна классифицируют на природные и химические: природные - растительного и животного происхождения; химические волокна делятся на искусственные и синтетические.
• К синтетическим волокнам относятся капрон, нейлон, лавсан.
• Синтетические волокна получили широкое применение благодаря их прочности и устойчивости к воздействиям внешних факторов.

Справочный материал по теме: Синтетические высокомолекулярные вещества и полимерные материалы на их основе 

Связи между классами органических веществ

Взаимосвязь органических веществ: Вам хорошо известно, что химия исследует не только состав, строение и свойства, но и превращения веществ. Изучая неорганическую химию, вы наблюдали это на примере генетических связей между классами неорганических соединений. В органической химии такие связи существуют между классами веществ. Имея простые по строению вещества, можно с помощью преобразований добыть сложные. Например, из насыщенных углеводородов можно получить ненасыщенные или галогенопроизводные насыщенных; из ненасыщенных - бензол, спирты, дальше альдегиды, карбоновые кислоты, сложные эфиры.

Запишем цепочку возможных преобразований формулам:

Составьте уравнения реакций, приведенных в схеме, и объясните, с помощью каких реакций происходят эти преобразования.
Преобразование веществ является основой органического синтеза. Благодаря им создают новые вещества с заранее определенными свойствами. Как промышленное сырье для органического синтеза используют нефть и природный газ.

Причины многообразия органических веществ: Изучая химию, вы убедились, что органических веществ, несмотря на ограниченное количество химических элементов, которые образуют эти соединения, значительно больше, чем неорганических. Поэтому выясним, что является причиной такого многообразия (рис. 78).

Рассмотрим подробнее каждую из этих причин.
Наличие в молекулах веществ различных связей между атомами Углерода обусловлено ​​тем, что Углерод может тратить разное количество электронов на образование совместных электронных пар с другими атомами Углерода. Если расходуется по одному электрону, образуется простая (одинарная) связь.

Одинарные связи есть в молекулах гомологического ряда метана. Однако есть органические вещества, в молекулах которых атом Углерода тратит по два или по три электрона на связи с другими такими атомами. Этим и объясняется наличие различных гомологических рядов веществ.

Вспомните строение молекул этилена и ацетилена, объясните образование химических связей.

Аналогично метановым углеводородам этилен СН₂=СН₂ и ацетилен СН≡СН могут образовывать гомологичные ряды. Их образование сопровождается ростом углеродной цепи на гомологическую разницу, а следовательно, и усложнением строения этих веществ.

Наличие в молекулах различных характеристических групп приводит к образованию различных классов органических веществ. Например, вещества, молекулы которых содержат гидроксильные группы, относятся к классу спиртов, которые могут быть одноатомными и многоатомными.

Вспомните, какие характеристические (функциональные) группы содержат альдегиды, кислоты, сложные эфиры, амины. Назовите каждую из этих групп.

Кроме веществ, содержащих упомянутые характеристические группы, есть такие, которые проявляют двойственную химическую природу. Это обусловлено наличием в молекуле одного вещества различных характеристических групп. Например, в составе молекулы глюкозы есть одна альдегидная и пять гидроксильных групп, поэтому ее называют альдегидоспиртом; аминокислоты содержат аминогруппы и карбоксильные группы, поэтому могут проявлять свойства оснований и кислот.

Явление изомерии - одна из важных причин разнообразия органических веществ. Наличие изомеров обусловлено ​​строением углеродной цепи, обладающий способностью при определенных условиях разветвляться. Поэтому вещество, характеризующееся одинаковым составом молекул, может образовывать различные по химическому строению соединения, которые имеют разные свойства.

Ознакомимся с комбинированием структур насыщенного углеводорода гексана:

Назовите изомеры н-гексана, структурные формулы которых приведены выше.

Характер углеродной цепи определяется его формой: При одинаковом количестве атомов Углерода в молекуле углеродная цепь может быть линейной, в форме треугольника, пятиугольника, шестиугольника.

Разнообразие органических веществ увеличивается в результате реакций органического синтеза: полимеризации и поликонденсации. Их используют для  пластмасс, синтетических каучуков и волокон, различных марок синтетических мыльных средств, лекарств, средств защиты и роста растений, полимерных материалов, а также материалов, из которых изготавливают органы-имплантаты, и тому подобное.

Итак, можно сделать вывод, что большое разнообразие органических веществ создает продукты для жизни и сохранения жизни человека.

Вывод:

• Связи между органическими веществами проявляются в преобразованиях одних классов веществ в другие. Такие связи называют генетическими.
• Преобразование органических веществ происходят во время химических реакций, характеризующие свойства и реакций, которые являются основой органического синтеза.
• Причины многообразия органических веществ: а) наличие в молекулах простых (одинарных), двойных и тройных связей между атомами Углерода; б) наличие различных гомологических рядов веществ; в) наличие в молекулах различных характеристических (функциональных) групп; г) явление изомерии; г) характер углеродной цепи.

Общие понятия о биологически активных веществ

Понятие «биологически активные вещества»: Обеспечить нормальную жизнедеятельность человека и других живых организмов помогает особая группа органических соединений - биологически активные вещества.

Биологически активные вещества - вещества, которые содержатся в организме в небольших количествах, но проявляют высокую активность, воздействуя на различные биологические процессы.

К этим веществам относятся витамины, гормоны и ферменты. В отличие от белков, жиров и углеводов, которые обеспечивают очень важные биологические функции (строительную, транспортную, энергетическую, запасную, защитную и т.д.), они влияют на работу нервной системы, изменение скорости обмена веществ, превращение энергии, улучшают кроветворение, участвуют в биосинтезе белков, способствуют приспособлению организмов к окружающей среде.

Ознакомимся подробнее с витаминами и ферментами.

Витамины: Само название «витамины» (от лат. Vita - жизнь + «амины») говорит о том, что все вещества поддерживают жизнедеятельность организма. Их известно более 20. Витамины входят в состав пищевых продуктов растительного и животного происхождения. Некоторые в небольших количествах синтезируются в организмах человека и животных.

Несмотря на сложное строение и не до конца изученные свойства, было предложено обозначать их большими буквами латинского алфавита: А, В, С, D. Если есть группа витаминов, подобных по составу и функциям, то для их различения внизу ставят индексы. Например, витамины группы В (В-комплекс) обозначают так: В₁, В₂, В₆, В₁₂.

По способности растворяться витамины делятся на водо- и жирорастворимые. К водорастворимым относятся витамины С, В₁, В₂, В₆, В₁₂, РР, к жирорастворимым - А, D, E, F и др. Характеристики некоторых водо- и жирорастворимых витаминов приведены в табл. 15 и 16.

Для нормального функционирования организма лучше всего употреблять натуральные продукты, содержащие эти витамины. Источниками витамина С является черная смородина, орехи, болгарский перец и капуста, абрикосы, шиповник, плоды цитрусовых и тому подобное.

Витамины группы В содержатся в злаках (зернах пшеницы, гречихи, проса, овса), орехах, яйцах, крупах, мясе домашней птицы, говядине, молочных и кисломолочных продуктах, ягодах, зеленых овощах и бобовых, фруктах.

При недостатке витаминов группы В в организме их можно пополнять фармацевтическими препаратами (рис. 79).

Богатыми витамином А являются животные продукты - печень, молоко, сливочное масло, сыр, яйца, в частности яичный желток. Предшественники витамина А (так называемые провитамины) - это каротиноиды: β-каротин, из которого организм синтезирует витамин А. Каротин содержится в таких овощах и фруктах, как морковь, савойская капуста, шпинат, тыква, абрикос, дыня, красный перец, ягоды облепихи.

Благодаря тому, что витамин А замедляет старение кожи, образование морщин, улучшает кровоснабжение (а следовательно, укрепляет капилляры), он входит в состав многих косметических средств.

Естественными источниками витамина D является жирная морская рыба (лосось, тунец, сардины), печень трески, говяжья печень, сыр, петрушка и другая зелень.

Знание о витаминах, осознание их важности для нормального функционирования организма способствуют правильному формированию рациона питания.

Обратите внимание! Недостаток витаминов из-за неправильного питания приводит к авитаминозу, а их передозировка - к гипервитаминозу.

Узнайте, воспользовавшись терминологических словарей, что означают термины «авитаминоз» и «гипервитаминоз».

Ферменты: Вам известно, что в неорганической химии для ускорения химических реакций используют катализаторы - вещества, которые влияют на скорость протекания реакций. В живых организмах функции катализаторов выполняют биологически активные вещества - ферменты (от лат. Fermentum - брожение). Они присутствуют во всех живых клетках и при их участии происходят почти все биохимические процессы. Высокая биологическая активность этих веществ обусловлена ​​тем, что во время биохимических реакций они не разрушаются и не расходуются.

Ферменты являются термочувствительными веществами. Их действие происходит в интервале температур от 37 до 40°С. При более высоких температурах ферменты разрушаются, потому что большинство белковой природы.

Международный союз биохимии и молекулярной биологии классифицировал эти вещества на 6 классов в зависимости от типа химической реакции, которую они катализируют (рис. 80).

Как и неорганические катализаторы, ферменты обладают способностью отравляться. На них негативно влияют наркотики, алкоголь, никотин. Такие процессы наносят значительный ущерб здоровью. Поэтому люди, которые заботятся о своем здоровье, не должны принимать веществ, отравляющих ферменты.

Итак, ферменты - это биокатализаторы, ускоряющие химические реакции в живых организмах.

Эти вещества получили широкое использование в пищевой, текстильной и фармацевтической промышленности, в производстве моющих средств.

Аналогами природных биологически активных веществ являются синтетические, которые производит промышленность органического синтеза. К ним относятся различные виды медицинских препаратов, обладающих профилактическим и лечебным действием. Это вакцины, ферменты, гормоны, антибиотики, витамины, пищевые добавки. Синтетическими биологически активными веществами являются пестициды и яды, которые вредно действуют на живые организмы, кормовые добавки, красители, аминокислоты.

Фармацевтическая промышленность производит поливитаминные препараты, содержащие комплекс необходимых витаминов. Их употребляют в качестве резервного источника питательных веществ из минеральными добавками. Это поливитамины для детей, беременных женщин, отдельно для мужчин и женщин, для различных возрастных групп и тому подобное. Распространены такие поливитамины, как «Ревит», «Декамевит», «Витрум», «Пиковит», «Квадевит», «Гексавит »,«Ундевит»и многие другие (рис. 81).

Вывод:

• К биологически активным веществам относятся витамины и ферменты. Это вещества, которые проявляют высокую активность, воздействуя на различные биологические процессы, хотя количество их в организме незначительно.
• Витамины - вещества, которые поддерживают жизнь. Они входят в состав пищевых продуктов растительного и животного происхождения. Некоторые в небольших количествах синтезируются в организмах человека и животных. Их известно более 20.
• Витамины делятся на водо- и жирорастворимые. К водорастворимым относятся витамин С и витамины группы В, к жирорастворимым - витамины А и D.
• Биологически активные вещества есть природные и синтетические.
• Знание о витамины, ферменты и другие биологически активные вещества, осознание их важности для нормального функционирования организма способствуют правильному формированию рациона питания.
• Ферменты - биокатализаторы, ускоряющие химические реакции в организме.

Роль органической химии в решении сырьевой проблемы

Сырье и материалы: Изучая химию, вы ознакомились с природными сырьевыми источниками: нефтью, природным газом, переработкой каменного угля.

Сырьем называют природные вещества или материалы, используемые для производства продукции в разных отраслях общественного производства.

Быстрое развитие промышленности привело к тому, что многие природные сырьевые источники истощаются и даже полностью исчерпываются. Недостаток многих видов природного сырья вызывает определенные производственные проблемы. Именно несоответствие между природными запасами и потребностями потребления создает одну из актуальных проблем всего человечества - это проблема сохранения и рационального использования сырья. Поэтому химия как наука, изучающая вещества и их превращения, поставила целью решения нескольких первоочередных задач для решения сырьевой проблемы (рис. 82).

Естественными источниками сырья являются нефть, природный газ и уголь. Это сырье в значительном количестве используют в качестве топлива в промышленности и быту. Переработкой нефти добывают бензин и другие нефтепродукты, вазелин, парафин, различные масла. Продукты переработки нефти и природного газа являются сырьем для синтеза высокомолекулярных веществ, на основе которых добывают пластмассы, синтетические каучуки, резину, пенопласты, смолы, клеи, лаки, краски и тому подобное. Из этого же природного сырья изготавливают растворители, взрывчатые вещества, лечебные препараты, ядохимикаты, мыла и синтетические моющие средства.

Важным естественным сырьем химической промышленности является древесина. Сферы ее использования показано на рис. 83.

Комплексное использование сырья заключается в том, что из одного ее вида производят одновременно разнообразную продукцию.

Вспомните, какие продукты добывают коксованием каменного углей.

Многократное использование различных видов сырья основывается на процессах рециркуляции и регенерации.

Рециркуляция - многократное полное или частичное возвращение потока газов, жидких или твердых веществ в технологический процесс.

Регенерация - восстановление прежнего состава и строения, а следовательно, ценных исходных свойств материалов или веществ после использования. Например, охлаждения воды, нагрелась во время производственного процесса, и возвращение ее в производство; улавливания очистными сооружениями газов и повторное использование их.
Доступным и дешевым сырьем являются промышленные и бытовые отходы. Их накопление загрязняет окружающую среду, в частности воздух, почвы, водоемы. Для обезвреживания промышленных отходов применяют сбор и переработку газов, в частности аммиака, оксида серы (IV), оксида серы (VI), оксида азота (IV). В большом количестве повторно используют отходы обработки металлов, древесины, в качестве топлива - водяной газ. Из бытовых отходов в качестве сырья - бумага, корродировавший металл, стекло, термопластичные пластмассы.

Вспомните, какие волокна производят из растительного и животного сырья.

Изучая синтетические волокна, вы узнали, что сырьем для производства волокон могут быть природные полимеры как растительного, так и животного происхождения.

Однако удовлетворить растущие потребности на материалы только естественным сырьем практически невозможно. Поэтому для производства многих материалов используют химические продукты. Полимеры являются сырьем для изготовления пластмасс, синтетические каучуки - резины, много органических веществ являются сырьем для изготовления гигиенических и косметических средств, медицинских препаратов и оборудования. Итак, сырьевые природные богатства имеют большое значение для развития общества и различных отраслей промышленности и сельского хозяйства. Важно выработать собственные правила бережного и экономного использования природного сырья, неравнодушного отношения к неплановой вырубке лесов, расточительного использования почв. В частности, необходимо правильно сортировать бытовые отходы, не выбрасывать на свалки отходы бытового характера, которые могут быть использованы как вторичное сырье, а органический мусор - для компостирования.

Химическая наука создает много возможностей для решения сырьевой проблемы. Однако прежде всего важно, чтобы население осознало необходимость бережного и экономного использования природного сырья и сырья вторичного использования. Молодым людям, которые заботятся о будущем своей страны, нужно проводить разъяснительную работу и популяризировать знания о роли химии в решении сырьевой проблемы. В этом вам помогут ваша активность и инициативность.

Вывод:

• Сырьем называют природные вещества или материалы, используемые для производства продукции в различных отраслях промышленности и сельского хозяйства.
• Задачами химии по решению сырьевой проблемы являются разведка и создание альтернативного дешевого сырья, комплексное использование сырьевых ресурсов, многократное использование сырья и использование промышленных и бытовых отходов. Для их выполнения химическая промышленность занимается совершенствованием переработки нефти, газа и каменного угля, древесины, горных пород и минералов, промышленных и бытовых отходов.
• Чтобы удовлетворить растущий спрос на материалы как сырье, используют химические продукты - синтетические высокомолекулярные вещества: полимеры, каучуки, резину, волокна.
• Несоответствие между природными запасами и потребностями потребления создает одну из актуальных проблем всего человечества - проблему сохранения и рационального использования природного и вторичного сырья.

Роль органической химии в решении энергетической проблемы

Энергетика и ее проблемы: Энергетика - основа экономического роста и развития страны. От энергетических ресурсов зависят промышленные процессы, работа учреждений, медицинских и культурных учреждений, сельского хозяйства, транспорта, бытовых устройств. Немало энергии требует химическая, нефтеперерабатывающая, горнодобывающая промышленности, промышленность органического синтеза и др. Поэтому сырьевые природные источники также используют и в качестве источника энергии. Лидером среди природных энергоресурсов остается нефть, хотя место занимают уголь, газ, древесина, горючие сланцы, торф и другие виды топлива местного использования. Однако, как уже отмечалось, эти энергоресурсы быстро истощаются, ограничивая использование.

Кроме природных источников энергии применяют химические вещества, в частности радиоактивные, кремний и его соединения, водород, спирт, водяной газ (рис. 85).

Способы решения энергетических проблем: Заданием химии сегодня является разработка комплексного энерготехнического использования топливных ресурсов. Это прежде всего создание индивидуального регулируемого отопления в помещениях, так как использование котельных, подающих тепло на расстоянии, вызывает потерю тепла в окружающую среду.

Источники энергии по способу их использования разделяют на два вида: невозобновляемые и возобновляемые.

Перспективным способом энергосбережения является использование водородного топлива для автомобилей, самолетов, кораблей, нужд промышленности, сельского и жилищно-коммунального хозяйств, работы бытовых устройств. Водород имеет высокую энергоемкость, а продуктом сгорания является вода. Благодаря этому сокращается количество выбросов оксида углерода (IV) в атмосферный воздух, то есть водород является экологически чистым топливом.

Ресурсным сырьем для получения водорода является вода, ископаемые виды топлива, различные виды биомассы, отходы производства, бытовые отходы и тому подобное. Самый доступный способ добывания водорода - электролитическое разложение воды, однако он требует больших затрат электроэнергии. Поэтому продолжается поиск эффективных способов добывания водорода для массового использования. Еще одна проблема, требующая решения - безопасные способы хранения водорода.

Отметим, что перспективы использования водородного топлива для автомобильного транспорта есть. Вполне вероятно, что водородное топливо может конкурировать с традиционными видами топлива, в частности бензином.

Учеными-химиками разработаны методы извлечения нефти, содержащей высокомолекулярные углеводороды, рациональные способы переработки угля, которые предусматривают образование смеси углеводородов от смешивания измельченного угля с нефтью и обработки этой смеси водородом под давлением.

Уменьшить потребности в органическом топливе может правильное использование ядерной энергетики. Ядерная энергетика - отрасль энергетики, добывающей и использующей ядерную энергию, которая принадлежит к невозобновляемым источникам энергии. Задачей химии является разработать технологии использования управляемых реакций в ядерных реакторах и создать комплексные системы перехода на новые технологии, обеспечивающие «сжигание» высокоактивных изотопов в процессе работы реактора.

Особенно актуальной задачей является освоение альтернативных возобновляемых источников энергии. Это растительные и животные жиры, которые могут быть использованы для производства биологического топлива. Из растительного сырья чаще всего используют рапсовое масло. Биотопливо имеет определенные преимущества: оно экологически безопасно, не токсично и не ядовитое, разлагается микроорганизмами.

Важное значение для сохранения природных ресурсов имеет использование местного топлива. В сельской местности - это растительное сырье: отходы древесины, опилки, солома, сухая трава. Из них изготавливают брикеты для котлов.

Происходит выращивания энергетических растений. Это может стать поводом к организации кооперативов по производству «зеленой энергии». Создание таких кооперативов будет способствовать энергонезависимости села, развития предпринимательства и предприимчивости.

Энергонезависимость села на основе «зеленой энергии» имеет следующие преимущества:

• уменьшает зависимость населения от рыночных цен, что значительно экономнее;
• способствует созданию новых рабочих мест, а следовательно, росту благосостояния;
• вызывает эффективное использование малоплодородных почв, которые со временем могут быть пригодными к использованию под различные сельскохозяйственные культуры;
• обеспечивает высвобождение средств для развития инфраструктуры объединенных территориальных общин (ОТГ).

Альтернативным возобновляемым источником энергии является использование энергии Солнца - неисчерпаемого источника энергии, который аккумулируется с помощью солнечных батарей (рис. 86).

Они оборудованы фотогальваническими элементами, которые превращают энергию Солнца в электрическую. Сырьем для изготовления солнечных батарей является кремний и его соединения. Продолжаются поиски новых материалов, которые превращали бы солнечную энергию в электрическую или тепловую и накапливали ее.

Решение этой проблемы принадлежит химикам.
Солнечную энергетику называют гелиоэнергетика. Это значительно более дешевый источник энергии по сравнению с использованием других природных энергоресурсов. Хотя производство солнечных батарей является финансово затратным, однако технологические затраты быстро окупаются.

Виды альтернативных возобновляемых источников энергии показано на рис. 87.

Важная проблема сегодня - обеспечить сохранение природы, чистоты воды, воздушного бассейна при использовании природных ресурсов и ядерной энергии.

Вывод:

• Энергетика - основа экономического роста и развития страны.
• Задачей химии по энергосбережению в современных условиях является разработка комплексного использования топливных ресурсов и внедрения альтернативных возобновляемых источников энергии.
• Химические источники энергии - радиоактивные вещества, водород, спирт, водяной газ, кремний и его соединения.
• Источники энергии по способу их использования делят на невозобновляемые и возобновляемые. К невозобновляемым источникам энергии относятся природные ресурсы: нефть, газ, уголь, сланцы, древесина, торф, ядерная энергетика.
• Альтернативными возобновляемыми источниками энергии являются растительное сырье, «зеленая энергетика», гелио- и ветроэнергетика, геотермальная и энергия морей и океанов.
• Важной проблемой использования энергетических ресурсов является сохранение природы, чистоты воды, воздуха.

Роль органической химии в решении продовольственной проблемы

Обеспеченность человека пищей является одной из глобальных проблем человечества, ведь еда - важная составляющая жизнедеятельности организмов. С ростом населения планеты возникла проблема обеспечения продуктами питания в будущем. По исследованиям ученых, ее можно решить, если мировая доля производства пищевых продуктов возрастет в 3-4 раза. Это возможно осуществить резким подъемом сельского хозяйства, внедряя в его развитие все достижения современной науки, прежде всего химии и биологии.

Для сохранения здоровья населения необходимо сконцентрировать внимание на производстве растительной и животной пищи, то есть продуктов питания природного происхождения. Модернизация сельского хозяйства заключается в создании таких условий, которые бы способствовали размножению и росту растений и животных.

Задача химии по увеличению производства растительной и животной пищи заключается в обеспечении сельского хозяйства минеральными и органическими удобрениями, химическими средствами защиты растений и животных, стимуляторами роста, искусственными кормами, новыми продуктами.

Использование органических удобрений: Кроме минеральных удобрений для повышения урожайности используют органические удобрения растительного и животного происхождения.
Удобрения - это минеральные и органические вещества, которые активно влияют на урожайность растительной продукции.
Органические удобрения содержат элементы питания для растений преимущественно в форме органических соединений. К ним относятся навоз, навозная жижа, компосты, компостный торф, опилки, солома, зеленое удобрение, ил (сапропель), промышленные и хозяйственные отходы и много бобовых растений: горох, клевер, чечевица, люпин. Все они богаты Азотом - элементом, входящим в состав молекул аминокислот и белков. Он способствует развитию зеленой массы растений, с участием которой синтезируется органическое вещество. Поэтому органические удобрения вносят осенью, припахивая, чтобы азот, который обладает способностью быстро выветриваться, содержался в почве.

Лучшее и наиболее доступное и распространенное органическое удобрение - навоз. Внесение его в почву способствует развитию почвенных бактерий и микроорганизмов, которые помогают корням растений получать питательные элементы. Грунт обогащается содержанием гумуса. Во время его разложения образуются минеральные вещества, необходимые для нормального развития растений.

Навоз особенно богат азотом, содержащимся в составе аммиака. Кроме того, навоз является настоящей кладовой микроэлементов: Серы, Калия, Фосфора, Магния, Марганца, Бора. В почве навоз выделяет угольную кислоту, которая способствует хорошему росту.

При разложении навоза или остатков растений образуется перегной - ценное органическое удобрение. Его применяют под овощные культуры, особенно хорошо - под лук и помидоры.

Торф - это остатки растительного и животного происхождения, которые полностью разложились при ограниченном доступе воздуха (рис. 89).

Образуется на болотистых местностях и может использоваться как местное удобрение.
Характеризуется большим содержанием Углерода, а при наличии кислотной среды - специфическим набором микроорганизмов.

Лучший для использования торф из низменных слоев, потому что он имеет высокую степень разложения и почти на 50% состоит из гумуса, что повышает плодородие почвы.

Жидкое органическое удобрение удобно в использовании, легко усваивается, не требует дополнительной обработки почвы. По сравнению с другими удобрениями его нужно вносить точно под растения. Химические вещества жидкого помета хорошо задерживаются в почве и легко проникают в корневую систему. Использование жидких органических удобрений позволяет сэкономить на использовании техники и горюче-смазочных материалах, что положительно влияет на финансовые затраты хозяйств.

Компосты - органические удобрения, которые может приготовить каждый, кто занимается выращиванием овощей и фруктов. Сборные компосты изготавливают из различных отходов пищи и мусора (сорняки). По исследованиям ученых, почти треть производимой пищевой продукции попадает на свалки. Эта же продукция может стать источником экономии и даже прибыли. Поэтому достаточно распространенным способом удобрений является компостирования, основанной на переработке пищи на удобрения или грунтовые добавки. Такую фабрику по переработке пищевых отходов может иметь любой, воспользовавшись специальным контейнером (рис. 90).

Переработка пищевых отходов не только обогащает людей, которые занимаются сельским хозяйством (потому что не тратят деньги на покупку удобрений), но и улучшает экологическую ситуацию местности, края, страны. Уменьшается эрозия почв, улучшается влагоснабжение. А главное, существенно повышается потребительское качество продукции. Производство компоста в домашних условиях имеет большое воспитательное значение, потому что дети, которые росли в семьях, где использовали такие контейнеры, передадут опыт следующим поколениям.

Использование контейнеров для получения органических удобрений получило широкое применение в Японии, США, Англии и других странах. В этом заключается гражданская ответственность за сохранение окружающей среды и здоровья населения.

На зеленое удобрение используют преимущественно бобовые растения. Им свойственно усваивать азот из воздуха.

Объясните связь между использованием органических удобрений и урожайностью сельскохозяйственных угодий.

Производство химических средств защиты растений и животных: Немалый ущерб сельскохозяйственным культурам и животным наносят вредители: насекомые, грибки, вирусы, бактерии, которые вызывают различные заболевания. Это влияет на снижение урожайности и качество продукции, а следовательно, негативно сказывается на финансовом состоянии предприятий.

Вспомните, какие средства защиты растений вы уже изучали.

За последние годы значительно возросло применение химических средств защиты растений и животных. Общее название их - пестициды. Вы частично ознакомились с пестицидами и их влиянием на организм человека. Кроме гербицидов, зооцидов и фунгицидов применяют: инсектициды - ядохимикаты, с помощью которых уничтожают вредных насекомых, и бактерициды - средства, защищающие растения от возбудителей болезней - бактерий (рис. 91).

Применяя пестициды, важно соблюдать нормы их расхода.
Увеличение нормы приводит к накоплению токсичных веществ в продуктах.

Обратите внимание! Если вы хотите получить экологически чистый продукт, то применять пестициды не стоит.

Использование стимуляторов роста: Стимуляторы - вещества, которые положительно влияют на рост и развитие растений и животных.

Благодаря выделению учеными специальных элементов и веществ из бактерий, грибов, торфа, водорослей и т.д. были созданы вещества, являющиеся аналогами фитогормонов. Однако таких препаратов не хватает. Поэтому задачей химии стало найти способы добывания искусственных и синтетических аналогов фитогормонов и биостимуляторов.
Сейчас налажено производство биостимуляторов, которые характеризуются широким спектром действия. Например, «Бетастимулин» применяют в технологиях выращивания сахарной, столовой и кормовой свеклы; «Агростимулин» - для обработки семян и опрыскивания посевов зерновых, некоторых бобовых, гречки, льна; «Зеастимулин» - для обработки и опрыскивания зерна кукурузы на семена и зеленую массу (рис. 92). Хорошим стимулятором являются отходы кофейной гущи, которая может быть субстанцией для выращивания грибов.

В животноводстве как стимуляторы роста используют антибиотики, транквилизаторы, различные вкусовые добавки и ароматические вещества. Пищеварению животных способствует подсаливание корма поваренной солью. Благодаря использованию стимуляторов роста улучшается обмен веществ в организме животных, они быстрее развиваются, повышаются показатели производительности.

Использование искусственных кормов. С целью решения продовольственной проблемы химия исследует использование химических веществ для откорма животных, которые дают населению мясо, молоко, яйца и другие продукты животного происхождения.

Химическая и микробиологическая промышленности выпускают минеральные и витаминные добавки, кормовые антибиотики, витаминно-минеральные концентраты. Для откорма сельскохозяйственных животных и ускорения их роста используют мочевину, соли аммония, синтетическую аммиачную воду. Разработан карбамидный концентрат, из жома изготавливают гранулированный амид.

В животноводстве все большее распространение получают искусственные корма. Обеспечение сельскохозяйственных животных полноценными белками основывается на микробиологическом синтезе с использованием дрожжей и бактерий. Производство биомассы микробиологическим синтезом является основой индустриального производства пищи в будущем.

Вывод:

• С ростом населения планеты возникла проблема обеспечения людей продуктами питания в будущем.
• К факторам, влияющих на увеличение производства продуктов питания, относятся: минеральные и органические удобрения, химические средства защиты растений и животных, стимуляторы роста, искусственные корма для увеличения объемов животной сельскохозяйственной продукции.
• Росту урожайности растений способствуют органические удобрения (навоз, компост, бобовые растения, в частности горох, клевер, чечевица, люпин), обеспечивающие растений макро- и микроэлементами.
• Важным источником удобрений, экономии и прибыли может стать компостирование органических отходов.
• Росту урожайности растений и продуктивности животных способствуют химические средства защиты - пестициды, которые разделяют на инсектициды, гербициды, зооциды, бактерициды, фунгициды.
• Использование стимуляторов и биостимуляторов роста растений и животных ускоряет их развитие, повышает урожайность и производительность благодаря улучшению обмена веществ.
• Химическая и микробиологическая промышленности выпускают минеральные и витаминные добавки, кормовые антибиотики, витаминно-минеральные концентраты, которые стали искусственным и экономным кормом для сельскохозяйственных животных.

Производство продуктов питания: В решении продовольственной проблемы важную роль играет пищевая промышленность - очень большая отрасль, которая
производит готовые продукты питания или перерабатывает их на полуфабрикаты. В ее состав входят более 40 отраслей и производств, важнейшие из которых показано на рис. 93.

Пищевая промышленность тесно связана с сельским хозяйством - основным поставщиком сырья.

Все эти производства работают на то, чтобы обеспечить живые организмы источником энергии и жизни, то есть пищей.
Еда - комплекс органических веществ: углеводов, жиров, белков, витаминов, которые обеспечивают все жизненно важные потребности организма.
Вспомните, какие функции в организме человека выполняют углеводы, жиры и белки.
Углеводы. Жизненно необходимым, мощным источником энергии и питательных веществ в организме человека являются углеводы. Важнейшие из них - глюкоза и фруктоза, которые в результате биохимических процессов высвобождают энергию, превращаясь при этом в оксид углерода (IV) и воду. Эту энергию организм использует для работы мышц, коры головного мозга, биосинтеза других веществ. Кроме того, углеводы образуют клетчатку (целлюлозу).
К продуктам, богатым углеводами, относятся изделия мукомольно-крупяного производства: хлеб, макароны, булки, выпечка из злаков, а также бобовые - фасоль, горох, соя. Очень ценными продуктами, которые обеспечивают организм углеводами, является мед, сахар, варенье из ягод и фруктов (рис. 94).

В растительных организмах накапливается крахмал, который является источником их питания, поскольку обладает способностью превращаться в глюкозу. Схему преобразований кратко можно записать так:

Эти процессы происходят с участием реакций гидролиза.

Если крахмал нагревается быстро с небольшим количеством воды, то происходит частичный гидролиз с образованием декстринов, молекулы которых имеют меньшие, чем у крахмала, цепи.

 В случае полного гидролиза крахмала образуется глюкоза.

Такой же процесс под действием ферментов слюны проходит в ротовой полости при потреблении хлеба, хлебных изделий или картофеля.

Целлюлоза получила широкое применение, ее используют не только как пищевой продукт, но и как корм для животных.

Среднесуточная норма потребления углеводов для мужчин - 400 г, для женщин - 350 г, что составляет 65-70% от общеупотребляемой пищи.

Вспомните, где и с какой целью используют сахар.

Жиры. Важным энергетическим и строительным компонентом пищи являются жиры. Их используют издавна как пищевой продукт. Кроме жира, который является эфиром глицерина и высокомолекулярных карбоновых кислот насыщенного и ненасыщенного состава, они содержат и другие компоненты - витамины, душистые вещества, красители. Вам уже известно, что различают жиры растительного (масла) и животного (сала) происхождения.

Жиры обеспечивают энергетику мышц при длительной и неинтенсивной работе, способствуют выносливости организма. Они входят в состав оболочки клеток всех тканей человеческого организма, а подкожный жировой слой защищает от холода, поддерживая постоянную температуру тела. Продукты, содержащие жиры, изображена на рис. 95.

В организме человека растительные жиры (подсолнечное, оливковое, соевое, рапсовое, кукурузное, ореховое масла) усваиваются легче, чем животные, благодаря высокому содержанию ненасыщенных жирных кислот. Животные же - имеют способность накапливаться под кожей и во внутренних органах. Однако не стоит полностью избегать животных жиров, ведь они являются главным источником холестерина, который участвует в синтезе многих гормонов. Недостаток жиров в организме приводит к нарушению обмена веществ и энергии. Однако и избыток их тоже вредит, вызывая тяжелое заболевание атеросклероз.

Основными отраслями пищевой промышленности, поставляющих продукты с высоким содержанием жиров, является масложировая, молочная и мясная.

Суточная норма потребления жиров 40-100 г. Причем доля жиров, в состав которых входят мононенасыщенные жирные кислоты, должен составлять до 50%, а полиненасыщенные и насыщенные - 25-30% от их общего количества. Также нужно придерживаться правильного соотношения между растительными (30-40%) и животными (70-60%) жирами.

Белки: Важнейшим компонентом пищи, который в основном обеспечивает строительный материал клеток в организме, являются белки. Они выполняют регенеративную функцию, поскольку восстанавливают и заменяют отмершие ткани всех органов. Белки-ферменты регулируют все химические процессы. Аминокислоты, образующиеся при ферментативном гидролизе белков пищи, является материалом для синтеза белков, присущих только этому организму.

Недостаток белков в рационе задерживает рост, снижает устойчивость к инфекционным заболеваниям, негативно влияет на умственное развитие. Избыток их в рационе тоже нежелателен, так как приводит к снижению сопротивляемости стрессам.

Основные отрасли производства белков - мясная, молочная. Богатыми белками продуктами питания являются белое мясо цыплят и индейки, кролика, печень и мясо телят, рыба и рыбопродукты, белок яиц. Из молочных продуктов - свежее молоко, сливки, творог жирный, йогурт, ряженка. Наибольшее содержание белков растительного происхождения в зерновках злаковых, особенно пшеницы, крупах - манной, гречневой, плодах бобовых культур - горохе, фасоли, сои (рис. 96).

Белки животного происхождения должны составлять 55% от общего количества белка в рационе, для взрослого человека это в среднем 86 г в сутки.

Обратите внимание! Физические нагрузки требуют изменения соотношения растительных и животных белков, соответственно 60 и 40%. 

Витамины: Незаменимыми для организма биологически активными веществами являются витамины, поскольку вместе с углеводами, жирами и белками они обеспечивают жизненно необходимые процессы в организме.

Чтобы питание было полноценным и полезным для здоровья, нужно, чтобы ежедневное меню на 80-90% состояло из продуктов, содержащих эти вещества. Поэтому стоит знать не только как витамины влияют на здоровье человека, но и в каких продуктах они больше всего локализуются. Так, высокое содержание витамина С в красном перце, капусте (особенно квашеной), петрушке, сельдерее, луке, шпинате и привозных фруктах - киви, лимоне, апельсине.

Источниками витамина А являются продукты животного происхождения - рыбий жир, печень млекопитающих и морских животных. Первое место занимает палтус, в печени и жире которого больше этого природного витамина. На втором и третьем местах соответственно треска и лосось.

Витамины группы В (В₁-В₁₂) содержат такие продукты питания, как хлеб из муки грубого помола, орехи, спаржа, картофель, кукуруза, гречка, зеленые овощи, бобовые, горох, пророщенные зерна пшеницы и ячменя. Из животных продуктов - яичный желток, молоко и молочные продукты, сыр, рыба, морепродукты, мясо птицы, мозг, печень, почки, сердце и тому подобное.

Витамин Е улучшает усвоение жиров и витаминов А и D. Больше всего его в растительном масле, яйцах, сое, орехах.

Витамин D способствует всасыванию кальция, нормальному росту и развитию костей, предотвращает возникновение таких болезней, как рахит и остеопороз. Содержится в кисломолочных продуктах, сыре, сливочном масле, яйцах, продуктах моря. Присутствует в петрушке, крапиве, одуванчике, люцерне, овощах.

Рациональное питание: Вы ознакомились с проблемами, которые стоят перед человечеством из-за роста численности населения. Продовольственная проблема - одна из основных проблем, ведь питание является базовой физиологической потребностью человека. Вклад химии как науки в решение этой проблемы достаточно весомый.

Вы убедились, что производство продуктов пищевой промышленности тесно связано с использованием органических веществ. Именно окружающая среда обеспечивает организм необходимыми веществами для построения тканей и органов, поддержания и осуществления всех жизненных процессов. Поэтому рациональное питание, с одной стороны, является условием здорового образа жизни, а с другой - фактором экономного использования продуктов питания и тем самым влияет на финансовое положение каждого человека.

Вам уже известно, что организм человека содержит углеводы, жиры, белки, биологически активные вещества. Однако они в процессе жизнедеятельности расходуются на образование энергии. Поэтому рацион питания должен обеспечивать поступление этих веществ в организм в правильном их соотношении и хорошего качества.

Исследованиями установлено, что оптимальное соотношение массы белков, жиров и углеводов 1: 1: 4.

Важное значение имеет правильная организация режима питания и рациональный подбор продуктов.

Питание с оптимальным сочетанием пищевых продуктов и их составляющих (белков, жиров, углеводов) для поддержания организма в максимально здоровом состоянии называют сбалансированным.

Вывод:

• Область, производящей готовые продукты питания или перерабатывающей их на полуфабрикаты, называют пищевой промышленностью.
• Пищевая промышленность тесно связана с сельским хозяйством - основным поставщиком сырья, которое является источником энергии и жизни для всех живых организмов, то есть пищи.
• Еда - комплекс органических веществ: углеводов, жиров, белков, витаминов, которые обеспечивают все жизненные потребности организма.
• Углеводы - мощный источник энергии и питательных веществ в организме. Энергия, которая высвобождается в результате биохимических процессов, происходящих с глюкозой и фруктозой в организме, используется для работы мышц, коры головного мозга, биосинтеза других веществ организма.
• Растения накапливают крахмал, который является для них источником питания, имея способность превращаться в глюкозу.
• Жиры - энергетический и строительный компонент пищи. Их используют издавна как пищевой продукт. Обеспечивают энергетику мышц, поддерживают постоянную температуру тела.
• Белки - важнейший компонент пищи. Обеспечивают весь строительный материал клеток в организме, восстанавливают и заменяют отмершие ткани всех органов. Белки-ферменты регулируют все химические процессы.
• Витамины - биологически активные вещества, незаменимые для организма. Вместе с углеводами, жирами и белками обеспечивают жизненно необходимые процессы в организме.
• Рациональное питание является условием здорового образа жизни и фактором экономного использования продуктов питания. Поэтому рацион питания надо составлять с учетом оптимального соотношения массы белков, жиров и углеводов, составляет 1: 1: 4.
• Органические кислоты в продуктах питания можно обнаружить с помощью индикаторов.

Роль органической химии в создании новых материалов

Металлические и неметаллические материалы: В курсе химии  вы изучали, что физические тела изготавливают из материалов. Поэтому вспомним, что такое материалы.

Материалы - вещества, используемые для изготовления физических тел, предметов для потребления или производства.

Химическая наука сделала и продолжает делать большой вклад в использование созданных и создание новых материалов. Все известные материалы изготавливают на основе металлов и неметаллов, с которыми вы частично ознакомились в курсе химии.

Композиты: Композиционный материал, или композит, - материал, в котором соединены два или более компонентов, с лучшими свойствами, чем у каждого из них в отдельности. Эти материалы состоят из основания и наполнителей. Каждый компонент выполняет свою функцию: пластическое основание является связующим материалом, а наполнитель придает прочности (рис. 98, а).

 
Особый класс материалов - природные, в частности древесные. Их разделяют на лесоматериалы и древесные композиционные. Последние получают обработкой натуральной древесины при высоких температурах под давлением, пропиткой древесины химическими веществами или склеиванием (рис. 98, б). При такой обработке меняется естественная физическая структура и химический состав древесины.

Металлокерамические композиты (керметы) получают прессованием заготовок из порошков (металлов и керамики) с последующим их спеканием.

Используют также композиты на основе алюминия, бериллия, никеля, кобальта. Матрицы этих композитов могут состоять из чистых металлов или сплавов на их основе. Норпласты - композиты, основой которых являются полимеры. Наполнители норпластов очень разнообразны. К композитам относятся и пены - материалы, наполненные газами.
Композиты имеют высокую прочность, пластичность, упругость, износостойкость.

Современными композиционными материалами, используемые в авиационной и ракетно-космической технике, являются материалы на основе боридов и силицидов металлов.

Вывод:

• Новыми материалами являются композиционные материалы, или композиты. Это материалы с лучшими свойствами, чем у каждого из компонентов. Они состоят из основания и наполнителей.
• К композиционных материалов принадлежат керметы, норпласты, пены.

Справочный материал по теме: Разнообразие и связи между классами органических веществ

Решение задач на тему: Основы органической химии

Задача №257

Установите молекулярную формулу углеводорода, если плотность его паров по воздуху равна 4,07.

Решение. Если неизвестен тип углеводорода, то его обычно обозначают общей формулой . Молярная масса углеводорода равна = 4,07 • 29 = 118 г/моль. Согласно молекулярной формуле, та же молярная масса равна 12х + у. Уравнение 12х + у = 118 имеет бесконечно много решений даже в целых числах. Тем не менее единственное решение, имеющее химический смысл, можно найти методом перебора.

Сначала найдем максимально возможное число атомов Углерода в данной молекуле: х 118/12 = 9,8, поэтому число атомов Углерода меньше или равно 9. Проведем перебор возможных значений х и у, уменьшая каждый раз значение х на единицу:

х = 9, у = 118 - 9 • 12 = 10. Формула углеводорода — .

х = 8, у = 118 - 8 • 12 = 22. Углеводород состава не существует, так как максимальное число атомов Водорода соответствует алкану .

х=7, y = 118-7-12 = 34. Углеводород состава не существует.

Меньшие значения х тем более не дают разумных решений. Таким образом, химические требования могут накладывать жесткие ограничения на число решений алгебраических уравнений.

Ответ. .

Задача №258

При сгорании некоторой массы неизвестного углеводорода образовалось 7,7 г углекислого газа и 3,6 г воды. Определите молекулярную формулу углеводорода и его массу.

Решение. Общая формула углеводородов — . Запишем общее уравнение полного сгорания всех углеводородов:

Найдем количества углерода и водорода: v(C) =  = 7,7/44 = 0,175 моль, v(H) = = 2 • 3,6/18 = 0,4 моль. Отсюда

Простейшая формула углеводорода — . Она отвечает классу предельных углеводородов и поэтому совпадает с истинной формулой. Искомый углеводород — любой из изомеров гептана. Массу сгоревшего углеводорода определяем по уравнению реакции: + .

Ответ. 2,5 г .

Задача №259

Сколько химических связей содержится в молекуле гептана? Сколько из них связей С — С и С — Н?

Решение. Можно нарисовать структурную формулу гептана и подсчитать все черточки, обозначающие связи, в этой формуле. Однако существует более красивый способ подсчета. Рассмотрим молекулу углеводорода общей формулы . Каждый атом Углерода имеет четыре валентных электрона, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами. Каждый атом Водорода имеет один валентный электрон. Общее число валентных электронов в молекуле , равно (4х + у).

Теперь заметим, что каждая связь образована ровно двумя валентными электронами. Поэтому общее число химических связей в молекуле равно (4х + у)/2. Для молекулы гептана х - 7, у = 16. Общее число связей равно (4 • 7 + 16)/2 = 22.

Атом Водорода одновалентен, поэтому он может образовывать связи только с атомами Углерода. 16 атомов Водорода образуют 16 связей С—Н, остальные шесть связей в молекуле — связи С—С.

Ответ. 22 связи; 16 связей С—Н, шесть связей С—С.

Задача №260

Приведите примеры хлорпроизводных этана, которые: а) имеют изомеры; б) не имеют изомеров.

Решение. В молекуле этана на хлор могут замещаться от одного до шести атомов Водорода. Если заместить один атом, то получится хлорэтан В этой молекуле атом Хлора может быть соединен с любым из двух атомов Углерода. Структуры

представляют одно и то же соединение (одна молекула получается из другой поворотом на 180°). Таким образом, хлорэтан не имеет изомеров.

Если же на Хлор заместить два атома Водорода, то появляются две возможности: два атома Хлора могут находиться у одного атома Углерода и у разных атомов Углерода:

Эти две молекулы никаким способом нельзя совместить друг с другом, поэтому они представляют собой разные вещества. Следовательно, дихлорэтан имеет изомеры.

Ответ, а) ; б) .

Задача №261

Напишите структурную формулу 2,2,5,5-тетраметилгексана. Напишите формулу его изомера, имеющего в качестве заместителей при основной цепи только этильные радикалы.

Решение. Структурная формула 2,2,5,5-тетраметилгексана:

В качестве изомера с этильными радикалами можно взять углеводород, имеющий шесть атомов Углерода в главной цепи и два этильных заместителя в положениях 3 и 4, т. е. 3,4-диэтилгексан:

Обратите внимание на то, что этильные группы нельзя помещать вблизи конца цепи (у второго и пятого атомов Углерода), так как в этом случае они войдут в состав основной цепи, а заместителями будут метильные радикалы, что противоречит условию задачи. Например, углеводород

можно представить в эквивалентном виде:

Он называется З-метил-5-этилгептан и не удовлетворяет условию задачи, так как один из заместителей представляет собой метильный радикал.

Ответ. Возможный изомер — 3,4-диэтилгексан.

Задача №262

Напишите общую молекулярную формулу гомологического ряда нитрофенола. Приведите структурную формулу одного из членов ряда, содержащего 11 атомов Водорода в молекуле.

Решение. Молекулярная формула нитрофенола . Гомологи нитрофенола отличаются от него на n групп и имеют общую формулу  11 атомов Водорода (n = 3) имеет, например, 2-пропил-4-нитрофенол:

Ответ.

Задача №263

Сколько ближайших гомологов есть у хлорэтана ? Напишите их структурные формулы.

Решение. Ближайшие гомологи соединения могут иметь на один атом Углерода меньше или больше, чем само соединение. Таким образом, ближайшие гомологи хлорэтана имеют формулы Формула отвечает единственному веществу — хлорметану. Составу отвечают два вещества, различающиеся положением функциональной группы (т. е. атома Хлора) в углеродной цепи. Таким образом, хлорэтан имеет три ближайших гомолога:

Ответ. Три ближайших гомолога.

Задача №264

Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:

Решение. Задача удобно решается методом ретросинтеза, т. е. составлением последовательности реакций от продуктов к исходным веществам (от конца к началу).

Для реакции восстановления обратной является реакция окисления. При окислении пропанола-2 образуется ацетон (диметилкетон); следовательно, пропанол-2 образуется при восстановлении ацетона (вещество Z):

Для реакции присоединения обратной является реакция отщепления. Если от молекулы ацетона отнять молекулу воды (мысленно), то получится молекула (пропин). В свою очередь, ацетон образуется в результате гидратации пропина (вещество Y):

Наконец, основной способ получения алкинов — отщепление двух молекул хлороводорода от дихлоралканов под действием спиртового раствора щелочи:

Вещество X — 1,1-дихлорпропан.

Ответ. X — Y — Z —

Периодический закон в силе современных представлений об электронном строении атомов

Кратко о попытках классификации химических элементов: В начале ХІХ ст. с открытием все большего числа химических элементов выяснилось, что классификация элементов на металлические и неметаллические, а простых веществ - на металлы и неметаллы, предложенная французским ученым А.-Л. где Лавуазье, не охватывает всех известных в то время элементов.

Проблема классификации химических элементов волновала многих ученых- химиков. Ее решением занимались немецкий ученый И. В. Дёберайнер, английский химик Дж. Ньюлендс, французский геолог О.-Е. де Шанкуртуа. И
больше всех приблизился к естественной классификации немецкий ученый, химик Л. Ю. Мейер. Ученый классифицировал элементы по возрастанию относительных атомных масс и создал таблицу из девяти столбцов, в которой расположил подобные элементы горизонтально. В некоторых ячейках таблицы элементы отсутствовали.

Русский химик Д. И. Менделеев, обобщив все предыдущие исследования, сформулировал закон периодического изменения свойств элементов, или периодический закон. Он научно обосновал зависимость между атомной массой химических элементов и свойствами простых и сложных веществ. На основе периодического закона была составлена ​​таблица периодического изменения свойств элементов, которая получила название периодическая система. В таблице аккумулировано важнейшие сведения о химических элементах.

Используя внесены в таблицу сведения, ученый предсказал свойства тогда еще не открытых элементов. Сейчас химической науке известно 118 элементов. Их в 2017 г. внесли в таблицу, которая наглядно иллюстрирует периодический закон.

Вспомните и объясните, о чем можно узнать из одной клетки периодической системы.

В учебниках по химии периодическую систему преимущественно подают в двух формах: короткой и длинной.

Вспомните из курса химии: а) что такое протонное число и какой его физический смысл; б) что такое периоды и какие периоды называют малыми, а какие - большими; в) что такое группы и как их разделяют; г) как изменяются свойства химических элементов и их соединений в периодах и группах.

Явление периодичности

Самые частые явления, которые можно наблюдать визуально: смена дня и ночи, времен года; изменения в растительном мире происходят весной, летом, осенью и зимой; миграция многих видов птиц и т.д., подтверждают наличие явления периодичности в природе.

Выясним, что понимают под понятием «периодичность» в химии. Это периодическое изменение электронного строения атомов и, соответственно, свойств химических элементов и простых и сложных веществ, образованных этими элементами. Это периодическое изменение радиусов атомов, валентности и степени окисления элементов. Такие изменения происходят каждые 8 ​​элементов в малых периодах и через каждые 18 и 32 элемента - в больших.

Со времени открытия периодического закона сделано много открытий по строению атома: опровергнуто утверждение о его неделимости; выяснено, что атом состоит из ядра и электронной оболочки; доказано, что ядро ​​является сложным образованием. В частности, установлено, что ядро ​​содержит положительно заряженные частицы с зарядом 1 - протоны р⁺ и электронейтральные частицы - нейтроны n⁰. Протоны и нейтроны имеют одинаковую массу. Поскольку в ядре заряженными являются только протоны, то заряд ядра атома определяют количеством протонов в ядре. Этот заряд нейтрализует такое же количество электронов, движущихся вокруг ядра, поэтому атом - электронейтральная частица.

Вспомните определение периодического закона, сформулированное Д. И. Менделеевым.

Учитывая исследования строения атома, ученые пришли к выводу, что не атомные массы непосредственно влияют на свойства элементов, а заряды атомных ядер. Поэтому современная формулировка периодического закона нечто иная.

Свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.

Итак, благодаря новым открытиям периодический закон был научно обоснован для современного видения строения атомов и полнее раскрыто явление периодичности.

Строение энергетических уровней атомов

Формы электронных орбиталей s-, p-, d-электронов. Электронная оболочка атома состоит из электронов, движущихся на определенных расстояниях от ядра, образуя энергетические уровни в зависимости от запаса энергии электронов. Поэтому периодический характер изменения свойств элементов зависит от периодического изменения электронного строения атомов.

Энергетические уровни - это расстояния, на которых движутся электроны с определенным запасом энергии относительно ядра атома.

Количество энергетических уровней в атоме определяют по номеру периода, в котором размещен химический элемент в периодической системе, и обозначают цифрами 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 или буквами латинского алфавита K, L, M, N, O, P, Q.

Итак, атомы химических элементов 1 периода имеют один энергетический уровень, 2 - два 3 - три, 4 периода - четыре и т. Например, элемент Хлор содержится в 3 периоде, поэтому 17 электронов размещаются на трех энергетических уровнях.
Максимальное количество электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:

где n - номер энергетического уровня.

Иначе говоря, максимальное количество электронов на энергетическом уровне равен удвоенному квадрату номера энергетического уровня.
Использовав эту формулу, вычислим максимальное количество электронов на каждом энергетическом уровне для первых четырех периодов периодической системы:
n = 1, 2 ∙ 1² = 2; n = 2, 2 ∙ 2² = 8; n = 3, 2 ∙ 3² = 18; n = 4, 2 ∙ 4² = 32.
Каждый энергетический уровень состоит из подуровней. Подуровни одного энергетического уровня отличаются неодинаковой энергией связи с ядром.
Количество подуровней равно числу n если n = 1, то на этом энергетическом уровне есть один подуровень, если n = 2, то два. Подуровни образуются орбиталями.

Вспомните, что происходит с электронами при их движения вокруг ядра атома и какие формы электронных орбиталей вы знаете.

Из курсов химии и физики основной школы вы знаете, что отрицательно заряженные электроны в атоме непрерывно движутся. Быстрое движение электрона вокруг ядра атома вызывает образование «электронного облака», которое является неоднородным по плотности отрицательного заряда. Образовавшееся движением электрона облако называют электронной орбиталью.

Электронная орбиталь - это объем пространства вокруг ядра, в котором наиболее вероятно пребывания электрона.

Орбитали отличаются по форме и размеру в зависимости от того, как они двигаются и какой запас энергии присущ каждому электрону.
Согласно современным исследованиям, известно четыре формы электронных орбиталей: s- (эс), p- (пэ), d- (дэ), f- (эф). Ознакомимся с первыми тремя формами.
Чтобы лучше понять размещения орбиталей в пространстве, используем ось координат (рис. 1).

Электронные s-орбитали (от англ. Sphere - сфера) имеют форму шара (рис. 2).
Такая форма орбитали свойственна атома Водорода. В центре этого облака размещается ядро атома.

Электронные р-орбитали (От англ. Perpendicular - перпендикуляр) образуются при движении р-электронов вокруг ядра в форме правильной восьмерки (гантели). Каждая из этих орбиталей имеет различную пространственную ориентацию, в частности они размещаются в трех взаимно перпендикулярных плоскостях (рис. 3).

Орбитали, имеющие одинаковый запас энергии, образуют энергетический уровень.

Электронные d-орбитали (от англ. Diffusive - диффузная), по сравнению с р-орбиталями, имеют еще более сложное строение электронных облаков (рис. 4). Такая форма орбитали подобная четырехлепестковыми цветка (цветки сирени).

Так же, как и орбитали, латинскими буквами s-, p-, d-, f- обозначают подуровня: s-подуровень, p-подуровень и т. д.

Характеристика энергетических уровней

Для того чтобы понять причины периодической изменения свойств химических элементов и их соединений, необходимо знать строение энергетических уровней, образующих электронную оболочку атомов. Вам известно, что энергетические уровни состоят из подуровней, которые различаются между собой неодинаковой энергией связи с ядром, а каждый подуровень содержит определенное количество орбиталей (s-, p-, d-, f-). Наименьший по энергии подуровень каждого энергетического уровня содержит одну s-орбиталь. Второй подуровень - три р-орбитали, третий - пять d-орбиталей, четвертый - семь f-орбиталей. Итак, каждому значению энергетического уровня n соответствует количество орбиталей n², как это указано в формуле.

Исследованиями установлено, что на каждой орбитали может содержаться не более двух электронов. Например, атом Водорода имеет один s-электрон. У атома Гелия на том же первом уровне есть два s-электрона. Возникает вопрос: как на одном энергетическом уровне могут размещаться две орбитали сферической формы?

Квантовая физика дает такой ответ: электроны, кроме движения вокруг ядра, вращаются и вокруг собственной оси. Если представить образно, то один из них движется вокруг собственной оси по часовой стрелке, а второй - против. такое положение электрона в атоме получило название спин (от англ. spin - вращение). Два электрона того же энергетического уровня могут характеризоваться тремя одинаковыми числами (энергетический уровень, подуровень, орбиталь), но разным направлением движения электрона вокруг собственной оси, то есть спином. Электроны, движущиеся в двух противоположных направлениях вокруг собственной оси, имеют антипараллельные спины. Их называют спаренными электронами.

Итак, подытожим характеристику движения электрона в атоме.

• В зависимости от запаса энергии электроны способны двигаться на определенном расстоянии от ядра атома. Расстояние, на котором наиболее вероятно пребывания электрона, называют энергетическим уровнем. Наибольший запас энергии имеют электроны отдаленного от ядра энергетического уровня, который называют внешним.
• Энергетические уровни состоят из подуровней, число которых соответствует номеру энергетического уровня. Электроны одного и того же подуровня имеют определенную пространственную ориентацию и форму орбитали (рис. 2-4).
• Различают четыре формы орбиталей: s-, p-, d-, f-орбитали. На одном подуровни могут находиться только два электрона с одинаковой формой и ориентацией орбиталей, которые имеют антипараллельные спины.

Последовательность заполнения орбиталей электронами

Заполнение орбиталей электронами осуществляется по принципу «минимальной энергии», согласно которому электрон в атоме размещается так, чтобы его энергия была наименьшей. Из-за этого электроны заполняют орбитали в порядке возрастания их энергии: сначала заполняется первый энергетический уровень, и когда он полностью завершится, начинается заполнение второго и тому подобное.

На одном энергетическом уровне прежде всего заполняется s-подуровень. Например, в атомах элементов 2 периода, которые имеют два подуровня, сначала заполняется s-подуровень, а потом р-подуровень.

Атом, находящийся в основном состоянии, имеет минимальную энергию. Распределение энергетических уровней и подуровней химических элементов 1-4 периодов определяет такая последовательность роста энергии электронов: 1s <2s <2р <3s <3р <4s <3d <4р.

Максимальное количество электронов на энергетических уровнях и подуровнях первых четырех периодов приведено в табл 1.

Итак, для понимания явления периодического изменения свойств химических элементов и их соединений, радиусов атомов и степеней окисления элементов необходимо иметь представление о современной модели строения атома, особенно строении электронных оболочек атомов.

Вывод:

• С точки зрения теории строения атома периодический закон трактуется так: свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов.
• Под понятием «периодичность» в химии понимают периодическую смену электронного строения атомов и, соответственно, свойств химических элементов, простых и сложных веществ, образованных этими элементами; периодическое изменение радиусов атомов, валентности и степени окисления.
• Энергетические уровни - расстояния, на которых движутся электроны с определенным запасом энергии относительно ядра атома. Энергетические уровни состоят из подуровней, которые образуются орбиталями, которые имеют одинаковый запас энергии.
• Номер энергетического уровня обозначают числом n. Максимальное количество электронов на энергетическом уровне определяется по формуле N = 2n², то есть максимальное количество электронов на энергетическом уровне равна удвоенному квадрату номера уровня. Номер периода в периодической системе указывает на количество энергетических уровней в атоме химического элемента.
• Каждый подуровень состоит из определенного количества s-, p-, d-, f-орбиталей. Наименьший по энергии подуровень каждого энергетического уровня содержит одну s-орбиталь, второй подуровень - три р-орбитали, третий - пять d-орбиталей, четвертый - семь f-орбиталей.
• Исследованиями установлено, что на каждой орбитали может быть не более чем два электрона, которые отличаются направлением движения электрона вокруг собственной оси, то есть спином. Электроны, которые двигаются в двух противоположных направлениях вокруг собственной оси, имеют антипараллельные спины. Их называют спаренными электронами.
• Последовательность заполнения орбиталей электронами определяется по принципу "минимальной энергии", согласно которому электрон в атоме размещается так, чтобы его энергия была минимальной.
• Атом в основном состоянии имеет минимальную энергию. Распределение энергетических уровней и подуровней элементов 1-4 периодов происходит в соответствии с ростом энергии электронов в такой последовательности: 1s < 2s < 2р < 3s < 3р < 4s < 3d < 4р.
• Для понимания явления периодичности необходимо иметь представление о современной модели строения атома, особенно строении электронных оболочек атомов.

Строение электронных оболочек атомов химических элементов. Электронные и графические формулы атомов  s-, p-, d-элементов

Электронные и графические электронные формулы: Вы ознакомились с распределением электронов на энергетических уровнях и подуровнях (табл. 1, ). Его отражают электронными и графическими электронными формулами. Согласно принципу «минимальной энергии», электрон занимает свободную орбиталь с наименьшей энергией, то есть этот электрон крепко притягивается ядром атома.

В электронных формулах, которые еще называют электронными конфигурациями, цифрами указывают номер энергетического уровня и количество электронов на орбиталях, а латинской буквой обозначают энергетический подуровень. Поэтому электронная формула атома Водорода, имеющий заряд ядра атома +1, или в записи ₁Н, записывается 1s¹. Рассмотрим рис. 5 и выясним, что означает такая запись.

Кроме электронных формул, структуру электронных оболочек атомов отражают графическими электронными формулами. Орбиталь графически обозначают квадратом, который называют энергетической ячейкой; электроны - стрелкой, указывающей на ориентацию спина электрона. Если квадрат без стрелки, то это означает, что орбиталь свободна. Ее может занять электрон, когда атом находится в возбужденном состоянии.

В квадрате может быть одна или две стрелки: одна стрелка символизирует один неспаренный электрон, две противоположно направленные стрелки - два электрона с антипараллельными спинами, то есть спаренные электроны.

Примеры записи графических электронных формул атомов химических элементов 1 периода изображено на рис. 6.

Вспомним, как записывают электронные формулы атомов элементов 1-3 периодов и размещение этих элементов в периодической системе (табл. 2).

Рассмотрим подробнее графические электронные формулы. Поскольку с формулами атомов Водорода и Гелия вы ознакомились на рис. 6, то обратим внимание на элементы с порядковыми номерами 3-18 (рис. 7).

Проанализируем размещения электронов в атомах элементов 2 периода. Как видим, в атомах элемента Лития ₃Li формируется новый (второй) энергетический уровень. Его образует s-электрон, сферическая орбиталь которого такая же, как и в атомах Водорода, но с большим запасом энергии. Поэтому электронное облако, которое он описывает при движении вокруг ядра, больше по размеру. В атомах элемента Бериллия ₄Be четвертый электрон размещается на s-орбитали второго энергетического уровня; s-подуровень становится завершенным, электроны спарены. Начиная с Бора ₅В, в атомах элементов заполняется р-орбиталь. Кроме двух s-электронов, пятый - это неспаренный р-электрон, который во время движения вокруг ядра атома описывает электронное облако в форме гантели. В атомах углерода ₆C и азота ₇N неспаренные р-электроны заполняют свободные р-орбитали этого энергетического уровня, а от Кислорода ₈O к Неона ₁₀Ne происходит спаривание р-электронов с антипараллельными спинами. Второй энергетический уровень в атомах Неона завершен.

В атомах элементов 3 периода заполнение электронами внешнего энергетического уровня повторяет последовательность второго уровня. Как видно из рис. 7, 3d-подуровень остается свободным.

Электронная и графическая электронной формуле атома Железа

Рассмотрим электронную и графическую электронную формулы атома Железа. Это элемент 4 периода, побочной подгруппы VIII группы периодической системы химических элементов.
В атомах элементов, входящих в 4 периода, начиная с Скандия (21), заполняется d-подуровень. Электронная оболочка элемента Железа состоит из 26 электронов, расположенных на четырех энергетических уровнях. Их размещение отражает электронная формула 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d⁶

Рассмотрим графическую электронную формулу атома Железа (рис. 8).

Из электронной и графической электронной формул видим, что в образовании химических связей могут принимать участие не только 4s, но и 3d-электроны. В соединениях Железо чаще всего образует ионы Fe²⁺ и Fe³⁺, теряя два или три электрона. Только при особых условиях могут использоваться все шесть электронов с образованием ферратов. Элементы, в которых заполняются внутренние d-подуровни, называют d-елементами. Железо - d-елемент.

Итак, можно сделать вывод:

• химические элементы, в атомах которых заполняется электронами s-подуровень внешнего энергетического уровня, называют s-элементами;
• химические элементы, в атомах которых заполняется электронами р-подуровень внешнего энергетического уровня, называют р-элементами;
• химические элементы, в атомах которых заполняется электронами d-подуровень второго снаружи энергетического уровня, а на внешнем остается один или два электрона, называют d-элементами.

Размещение s-, p-, d-элементов в периодической системе

В табл. 2 (с. 12) s-, p- элементы выделены цветом: s-элементы - розовым, р - желтым.

Вам известно, что в результате расположения периодов друг под другом образуются группы, которые разделяют на подгруппы А и В. В главных подгруппах (подгруппы А) I и II групп размещаются s-элементы. К ним также относятся два элемента 1 периода, то есть Водород и Гелий.

В главных подгруппах III-VIII групп размещаются р-элементы. В их атомах заполняется электронами р-подуровень внешнего энергетического уровня.

В побочных подгруппах I-VII групп размещаются d-элементы. В их атомах заполняется электронами d-подуровень предыдущего энергетического уровня.

Итак, по размещению химических элементов в периодической системе можно составить электронную и графические электронные формулы любого из элементов, и наоборот, по электронной или графической электронной формуле атома элемента - выяснить размещение элемента в периодической системе.

Возбужденное состояние атома

Вам уже известно, что атомы элементов могут находиться в основном и возбужденном состояниях. Основное состояние атома характеризуется наименьшей энергией во время движения электронов вокруг ядра, электрон в основном состоянии связан с ядром атома крепко. Все электронные формулы атомов элементов, приведенных в табл. 2 - формулы атомов в основном состоянии.

Во время химических превращений атомы, поглощая дополнительную энергию (тепловую, радиационную), могут переходить в возбужденное состояние, отдавая или присоединяя электроны. Это состояние атома с высоким уровнем энергии, вследствие чего связь с ядром ослабляется до отрыва электрона. Рассмотрим электронные и графические электронные формулы атомов неметаллических элементов 2 и 3 периодов (рис. 9).

Валентные состояния элементов. Возможные степени окисления неметаллических элементов 2 и 3 периодов

Представление об основном и возбужденном состоянии атомов элементов позволяют объяснить понятие «валентность» и периодичность ее изменения. Прежде всего строение электронной оболочки и энергетических уровней влияет на изменение радиуса атома. В пределах одного периода атомный радиус уменьшается, потому что с ростом заряда ядра атома увеличиваются силы притяжения. С переходом к следующему периоду (см.табл. 2) увеличивается количество энергетических уровней, а потому значительно возрастает радиус атома. Такие изменения наблюдаются во всех периодах периодической системы. Каждый новый период начинается атомом, у которого формируется новый энергетический уровень (внешний) с одним s-электроном, что приводит к скачкообразному изменению свойств элементов и их простых и сложных веществ.

Вспомните, в чем состоит различие между валентностью атомов элементов и их степенями окисления.

Максимальную валентность атомов элементов и, соответственно, их степени окисления можно определить по номеру группы, в которой размещен элемент. В главных подгруппах эти характеристики совпадают с количеством электронов на внешнем энергетическом уровне. Высшая степень окисления элемента проявляется, когда тот образует соединения с наиболее электроотрицательными Кислородом и Фтором. Среди всех элементов электроотрицательность Фтора является наибольшей.  Поэтому, образуя соединения, он всегда имеет степень окисления -1. Кислород в соединениях с другими элементами проявляет отрицательную степень окисления, чаще всего -2, кроме соединения ОF₂, в которой его степень окисления равна +2. В пероксидах (H₂O₂, Na₂O₂), где атомы Кислорода соединены между собой ковалентной неполярной связью, степень окисления составляет -1. Атомы этих элементов не переходят в возбужденное состояние. Атом Азота, присоединяя три электрона на внешней энергетический уровень, образует устойчивую электронную конфигурацию из восьми электронов. Степень окисления составляет -3. Это происходит при взаимодействии с менее электроотрицательным элементом.

Однако возбуждение атомов Азота, Кислорода и Фтора - 2s²2р³, 2s²2р⁴ и 2s²2р⁵ соответственно - невозможно, потому что у них нет незаполненных подуровней.

Об особенностях строения атома Углерода и способности образовывать множество соединений вам известно из курса органической химии.

У неметаллических элементов степени окисления могут меняться. Это зависит от того, сколько электронов (все или часть) перемещаются (смещаются) от одного атома к другому. Азот, взаимодействуя с более электроотрицательными элементами, может проявлять степень окисления +1, +2, +3, +4, +5 в зависимости от того, сколько электронов смещается.

Атомы неметаллических элементов 3 периода имеют вакантный d-подуровень. В случае предоставления им энергии электроны переходят из s- и р-подуровней на d-подуровень и имеют возможность увеличить количество неспаренных электронов. Например, ₁₄Si, ₁₅P. Этим объясняется четырех- и пятивалентность этих элементов соответственно.

Атомы Серы и Хлора способны иметь несколько возбужденных состояний и, соответственно, проявлять различные степени окисления в зависимости от количества неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне. Рассмотрим это на примере атома Хлора (табл. 3).

Однако числовые значения степени окисления и валентности могут не совпадать. Например, в молекулах простых веществ, образованных неметаллическими элементами, степень окисления равна нулю, а валентность зависит от количества электронов, которые атомы элементов отдают для создания совместных электронных пар.

Вывод:

• Электронные формулы, или электронные конфигурации, отражают распределение электронов в атоме. Они указывают, сколько электронов на энергетических уровнях, где цифрами 1, 2, 3,..., 7 обозначают энергетический уровень, буквами s-, p-, d-, f- - энергетические подуровни и форму орбиталей, а цифрой в степени - количество электронов на подуровне. Например: ₉F 1s²2s²2p⁵.
• Графические электронные формулы отражают структуру электронных оболочек атомов. Орбиталь обозначают квадратом (его называют энергетической ячейкой), а электроны - стрелками. Если квадрат свободен - на орбитали нет электронов, если есть одна стрелка - электрон неспаренный, если две стрелки, направленные в противоположных направлениях, - спаренные электроны с антипараллельными спинами.
• Энергетические уровни заполняются постепенно: сначала s-подуровень, за ним р-подуровень, имеющий три орбитали, за ним d-подуровень, которому присуще наличие пяти орбиталей. Соответственно, максимальное количество электронов на s-подуровне - 2, на р-подуровне - 6 и на d-подуровне - 10.
• s-элементы размещаются в главных подгруппах (подгруппы А) I и II групп периодической системы. К ним также относятся два элемента 1 периода, то есть Водород и Гелий.
• р-элементы - элементы, в атомах которых заполняется электронами р-подуровень, размещаются в главных подгруппах III - VIIII групп.
• d-элементы - элементы, в атомах которых заполняется d-подуровень предыдущего энергетического уровня, и размещаются они в побочных подгруппах III - VIII групп.
• В возбужденном состоянии количество электронов на внешнем энергетическом уровне растет, поэтому атомы, находясь в этом состоянии, проявляют переменные валентность и степени окисления.

Явление периодического изменения свойств элементов и их соединений на основе представлений об электронном строении атома

Периодическая смена свойств элементов: В предыдущих лекциях вы ознакомились с устройством электронных оболочек атомов элементов, их электронными конфигурациями и графическими электронными формулами. С помощью периодической системы можно составить электронные формулы каждого из химических элементов. Несмотря на то, что свойства элементов периодически повторяются, обобщим от чего зависят их периодические изменения.

Вам уже известно, что электронная конфигурация атома объясняет периодические изменения таких характеристик атома, как радиус, электроотрицательность, валентность и степень окисления, определяющие химические свойства элементов и их соединений. Рассмотрим это подробнее.

Радиус атома

Из-за волнового характера движения электронов вокруг ядра радиусы атомов не имеют четких границ. Кроме того, форма орбиталей электронов различна. Если предположить, что атомы имеют форму шара, то радиус атома определяется как расстояние от ядра до внешнего энергетического уровня. Иначе говоря, понятие «атомный радиус» является условным. Если надо установить числовые значения радиусов атомов элементов, то их определяют экспериментально, учитывая длины химических связей между атомами в составе. Единицей измерения атомных радиусов является нанометр (нм): 1 нм = 1 ∙ 10^-9 м.

В пределах одного периода количество энергетических уровней у атомов элементов не меняется, однако растет заряд ядра атома, следовательно, усиливается притяжение ядром атома электронов внешнего энергетического уровня. В результате от начала до конца периода радиусы атомов незначительно уменьшаются. Поэтому у элементов одного малого периода металлические свойства плавно меняются на неметаллические. Такие же изменения происходят в четных рядах больших периодов.

Обратим внимание на изменения, которые происходят с радиусами ионов, поскольку они отличаются от радиусов атомов элементов. Если атомы отдают электроны внешнего энергетического уровня, то радиус иона уменьшается. Это свойственно металлическим элементам. Атомы неметаллических элементов присоединяют электроны, является причиной увеличения размеров ионов. Итак, радиусы катионов всегда меньше радиусов анионов и электронейтральных атомов.

Приведите примеры катионов и анионов, образованных элементами 3 периода. Укажите величину их зарядов.

Выясним, как меняются радиусы атомов в группах периодической системы. Так как у атомов элементов каждого следующего периода формируется новый энергетический уровень, у них периодически увеличиваются радиусы атомов. Как следствие, наблюдается резкое изменение свойств элементов и их соединений. По радиусам ионов одинакового заряда - они увеличиваются с ростом зарядов ядер.

Электроотрицательность

С этим понятием вы ознакомились в курсе химии. Электроотрицательность элемента - это свойство атома, характеризующее способность притягивать к себе общие электроны при образовании химических связей.

Эта способность меняется в периодах и группах в зависимости от размещения элемента в периодической системе.
Единицей электроотрицательности считают электрон Лития. Ее сравнивают с другими элементами, поэтому для других элементов она является относительной величиной, то есть относительной электроотрицательностью. Рассмотрим, как меняется электроотрицательность элементов в периодах и группах периодической системы (табл. 4).

Следовательно, с увеличением заряда ядра атома электроотрицательность в периодах систематически растет, а в подгруппах - падает. Наибольшую электроотрицательность проявляет Фтор.

С помощью понятия «относительная электроотрицательность» объясняют механизмы образования химической связи.

Валентность и степень окисления

Физический смысл валентности атомов элементов заключается в их способности образовывать химические связи. Валентность - это количество ковалентных химических связей, которыми атом соединен с другими атомами. С точки зрения строения атома в образовании ковалентных связей участвуют неспаренные электроны внешнего энергетического уровня.

Однако вам известно, что существует множество веществ немолекулярного строения, поэтому понятие «валентность» теряет свою определенность. Для них используют понятие «степень окисления».

Степень окисления - это условный заряд атома, если предположить, что соединение состоит только из ионов. Он может принимать: положительное значение, если атом при образовании соединения отдает электроны; отрицательное - в случае присоединения атомом электронов или нулевого, если образуется соединение с ковалентной неполярной связью.

Вспомните, как обозначают степень окисления и как ее проставляют.

При переходе атома элемента в возбужденное состояние все неспаренные электроны внешнего энергетического уровня участвуют в образовании химических связей. Поэтому максимальная валентность атомов большинства элементов и их степени окисления соответствуют номеру группы, в которой размещается элемент в периодической системе. Например, у атома Хлора в третьем возбужденном состоянии два р-электрона и один s-электрон третьего уровня переходят на d-подуровень. Это происходит в атомах элементов побочных подгрупп, у которых на внешнем энергетическом уровне валентными являются s-электроны и d-электроны предпоследнего энергетического уровня.

Минимальная степень окисления (отрицательная) определяют по количеству присоединенных атомом электронов, чтобы его внешний энергетический уровень стал завершенным. В основном его вычисляют так: 8 минус номер группы, в которой размещен элемент.

Определяя степень окисления в бинарных и сложных соединениях, необходимо помнить правило: внутри одной молекулы соединения сумма положительных зарядов равна сумме отрицательных.

Вспомните и вычислите валентность и степени окисления элементов в соединениях по приведенным формулам: ZnCl₂, Cl₂O₇, NH₃, N₂, Cl₂. Зная степени окисления элементов, составьте формулы бинарных соединений.

Степень окисления атомов в соединениях, состоящих из трех элементов

Рассмотрим, например, как определяют степень окисления в сульфате натрия. Формула соединения Na₂SO₄. Прежде всего обращаем внимание на то, какой из элементов является наиболее электроотрицательным из входящих в состав соединения. Это Кислород, степень окисления которого равна -2. Четыре атома Кислорода имеют суммарный заряд -8.

Металлический элемент Натрий проявляет степень окисления +1, поскольку в его атоме на внешнем энергетическом уровне находится один электрон. Два атома Натрия отдают два электрона, поэтому их суммарный заряд +2. Любое соединение является электронейтральным, то есть сумма положительных и отрицательных зарядов должна быть одинаковой. Следовательно, степень окисления Серы равна разности зарядов Кислорода и Натрия и составляет +6. Соединение электронейтрально.

Значение периодического закона в развитии науки

С открытием периодического закона, который дал представление о взаимосвязи между всеми химическими элементами, химическая наука начала быстро развиваться. В периодической таблице остались незаполненные Д. И. Менделеевым ячейки, что создало условия для предсказания новых химических элементов - Скандия, Галлия, Германия и других и стало большим стимулом к ​​открытию этих элементов еще при жизни ученого.

На протяжении многих лет с момента открытия периодического закона ученые разных стран мира работали над открытием новых химических элементов. Было открыто лантаноиды и актиноиды. На основе периодической системы ученые предсказали, что в 7 периоде должно быть 32 элемента, а в 8 периоде - 50. В 2011 гг. в периодическую систему внесены два элемента: 114 - унунквадий и 116 - унунгексий. В 2016 периодическая система пополнилась еще четырьмя элементами, открытыми учеными США, Японии и России. Эти элементы: 113 - унунтрий, 115 - унунпентий, 117 - унунсептия и 118 - унуноктий - верифицированы Международным союзом теоретической и прикладной химии (IUPAC) и добавлены в таблицу Менделеева, где они завершили седьмой период таблицы. Их названия временные, впоследствии они будут заменены на постоянные.

Итак, теория строения атома объяснила, почему в периодической системе периодически меняются свойства элементов, их простых и сложных веществ. На ее основе ученые открывать все больше новых химических элементов. Знание и применение явления периодического изменения свойств элементов и их соединений на основе представлений об электронном строении атомов позволяет управлять производственными процессами, происходящими с веществами, синтезировать новые химические элементы и вещества.

Вывод:

• Электронная конфигурация атомов объясняет периодические изменения таких характеристик атома, как радиус, электроотрицательность, валентность и степень окисления, определяющих химические свойства элементов и их соединений.
• В пределах одного периода количество энергетических уровней у атомов элементов не изменяется, но увеличивается заряд ядра атома. В результате от начала до конца периода радиусы атомов незначительно уменьшаются. Поэтому у элементов одного малого периода и в четных рядах больших периодов металлические свойства элементов плавно меняются на неметаллические.
• В атомах элементов каждого следующего периода формируется новый энергетический уровень, что вызывает резкое увеличение радиуса атома и, соответственно, изменение свойств элементов и их соединений.
• Электроотрицательность элемента характеризуется способностью атома притягивать электроны при образовании химических связей. С ростом заряда ядра атома электроотрицательность в периодах растет, а в подгруппах падает. Наибольшую электроотрицательность проявляет Фтор.
• Валентность и степень окисления - понятие неравнозначные. Валентность определяется способностью атомов элементов образовывать химические связи, а степень окисления - это условный заряд атома, если предположить, что соединение состоит только из ионов. Максимальная валентность атомов большинства элементов и их степени окисления соответствуют номеру группы, в которой содержится элемент в периодической системе. Минимальная степень окисления (отрицательная) вычисляют по формуле 8 минус номер группы, в которой содержится элемент.
• Определяя степень окисления в бинарных и сложных соединениях, необходимо помнить правило: внутри одной молекулы соединения сумма положительных зарядов равна сумме отрицательных.
• Открытие периодического закона вызвало настоящую революцию в химической науке. На основе научных прогнозов были открыты новые химические элементы. Так, в 2016 в периодическую систему внесены четыре элемента и они полностью завершили 7 период.

Химическая связь и строение веществ

Химическая связь — это взаимодействие атомов, обуславливающее устойчивость молекулы или кристалла как целого.

Виды химической связи: ионная связь

Химическая связь: Ознакомившись подробнее с электронным строением атомов и размещением электронов на энергетических уровнях, в частности на внешнем - самом отдаленном от ядра, вы убедились, что периодическая смена свойств элементов и их соединений связана прежде всего со строением внешнего уровня. Валентные состояния атомов меняются и зависят от того, в каком состоянии - основном или возбужденном - атом вступает в химическое взаимодействие с другими атомами.

Поскольку инертные химические элементы имеют завершенный внешний энергетический уровень, то в природе они являются одноатомными газами. Все остальные элементы периодической системы способны образовывать простые и сложные вещества. Это объясняется тем, что атомы этих элементов, внешние энергетические уровни которых являются незавершенными, стремятся создать устойчивую конфигурацию при взаимодействии между собой или с атомами других элементов. Тогда между атомами возникает химическая связь. Согласно принципу «минимальной энергии», химическая связь между атомами образуется, если полная энергия системы при их приближении уменьшается.

В неорганических и органических веществах имеются различные виды химической связи: между атомами неметаллических элементов образуется ковалентная (неполярная и полярная) связь между атомами металлических и неметаллических элементов - ионная, у металлов - металлическая, в молекулах и между молекулами соединений с ковалентной полярной связью - водородная.

Ионная  связь

Изучая строение электронных оболочек атомов, вы узнали, что самую стабильную конфигурацию имеют атомы инертных элементов. Такое строение соответствует минимальной энергии, поэтому все другие элементы пытаются приобрести такую же конфигурацию.

Во время химических реакций металлическим элементам свойственно отдавать электроны внешнего энергетического уровня, чтобы образовать устойчивую конфигурацию. Например, атомы щелочных элементов, имея на внешнем энергетическом уровне один электрон, отдают его и превращаются в положительно заряженные ионы, в которых внешний энергетический уровень завершен, как у предыдущего инертного элемента.

Атомы неметаллических элементов имеют большое количество электронов. Поэтому им энергетически выгоднее присоединить определенное количество электронов до завершения внешнего энергетического уровня. После этого они превращаются в отрицательно заряженные ионы. Схематически это изображают так:

Ионы - это заряженные частицы, в которые превращаются атомы, когда отдают или присоединяют электроны.

Вам уже известно, что положительно заряженные ионы называют катионами, а отрицательно заряженные - анионами. Заряды ионов зависят от количества отданных или присоединенных электронов. Если атом Кальция отдает два электрона, то заряд иона 2+ (два плюс). В случае присоединения атомом Серы двух электронов образуется ион, заряд которого равен 2 (два минус). Процесс перехода электронов от атомов металлических к атомам неметаллических элементов можно изобразить так:

При взаимодействии натрия с бромом атом Натрия, электронная конфигурация которого 1s²2s²2p⁶3s¹, отдает электрон и превращается в ион Натрия, имеющего стабильную конфигурацию 1s²2s²2p⁶, как у атома Неона. Принимая электрон, атом Брома с электронной конфигурацией 1s²2s²2p⁶3s₂3р⁶3d¹⁰4s²4p⁵ превращается в ион Брома с конфигурацией  1s²2s²2p⁶3s₂3р⁶3d¹⁰4s²4p⁶, что соответствует внешнему энергетическому уровню атома Криптона, который является завершенным.

Ионная связь - это химическая связь между ионами, что образуется на основе электростатических сил притяжения. Соединения с ионной связью называют ионными соединениями.

Ионная связь образуется между атомами элементов, электроотрицательности которых значительно отличаются, то есть между атомами металлических и неметаллических элементов. Силы взаимодействия между ионами зависят от значений зарядов и радиусов ионов. Чем больше заряды и меньше радиусы ионов, то тем крепче кулоновские силы притяжения между ионами, а следовательно, прочнее химическая связь.

К ионным соединениям относятся основные и амфотерные оксиды, основания и амфотерные гидроксиды, соли, бинарные соединения, в состав которых входят металлические и неметаллические элементы. Например, оксид натрия Na₂O, оксид калия К₂О, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al₂O₃; основания гидроксид  натрия NaOH, гидроксид кальция Са(ОН)₂; амфотерные гидроксиды гидроксид цинка  Zn(OH)₂, гидроксид алюминия Al(OH)₃, гидроксид железа (III) Fe(OH)₃; соли хлорид натрия NaCl, фторид лития LiF, сульфат калия K₂SO₄; бинарные соединения Ca₃P₂, Mg₃N₂, CaC₂.

Выясним, одинаковые ли свойства проявляют атомы и образуемые ими ионы. Изучая курс неорганической химии, вы ознакомились с реакциями щелочных и щелочно-земельных металлов с водой. Во время их прохождения образуются основания и выделяется водород:

Однако, растворяя хлорид натрия в воде, мы не будем наблюдать выделение водорода, хотя кристаллы соли диссоциируют и в растворе имеющиеся ионы Натрия:
NaCl = Na⁺ + Cl^-.
Несмотря на это, приходим к выводу, что свойства атомов и ионов разные.

Ионные кристаллические решетки

Все ионные соединения - твердые кристаллические вещества, структурные частицы которых - это положительно и отрицательно заряженные ионы. В структуре кристалла ионнонр соединения ионы размещаются в определенном порядке, в том числе в кристаллических решетках периодически чередуются катионы и анионы. Например, в кристаллах хлорида натрия, модель кристаллической решетки которого изображена на рис. 10 вокруг каждого положительно заряженного иона Натрия размещаются шесть отрицательно заряженных ионов Хлора и наоборот.

Ионы в кристалле держатся электростатическими силами притяжения, которые возникают между разноименно заряженными частицами. Эти силы достаточно прочные, что влияет на свойства ионных соединений. Они нелетучие, твердые, тугоплавкие, имеют высокие температуры кипения, многие из них хорошо растворимые в воде.

Водные растворы или расплавы (для нерастворимых в воде) ионных соединений является электропроводящими. Это означает, что во время растворения или расплавления они распадаются на ионы. В расплавах электропроводность возрастает.

Ионные соединения не растворяются или слабо растворяются в неполярных растворителях. Ионные кристаллы являются хорошими диэлектриками.

Вывод:

• В неорганических и органических веществах возникают различные виды химической связи: ковалентная (неполярная и полярная), ионная, металлическая, водородная.
• Ионная связь - химическая связь между ионами, что образуется на основе электростатических сил притяжения.
• Соединения с ионной связью называют ионными.
• Ионная связь образуется между атомами элементов, электроотрицательности которых значительно отличаются, то есть между атомами металлических и неметаллических элементов.
• Ионы - заряженные частицы, в которые превращаются атомы, когда отдают или присоединяют электроны.
• Положительно заряженные ионы называют катионами, а отрицательно заряженные - анионами. Заряды ионов зависят от количества отданных или присоединенных электронов
• К ионным соединениям относят основные и амфотерные оксиды, основания и амфотерные гидроксиды, соли, бинарные соединения.
• Ионные соединения образуют ионные кристаллические решетки.
• Ионные соединения - твердые кристаллические вещества, нелетучие, тугоплавкие, растворимые в воде и нерастворимые или плохо растворимые в неполярных растворителях. Растворы и расплавы проводят электрический ток. Ионные кристаллы - хорошие диэлектрики.

Виды химической связи: ковалентная связь

Ковалентная связь: С этим видом химической связи вы ознакомились в курсе химии. Он присущ неорганическим и органическим веществам, образуется в результате возникновения между атомами элементов одной или нескольких общих электронных пар. Этот вид связи присущий соединениям, молекулы которых содержат атомы неметаллических элементов.

Ковалентная связь - это связь на основании общих электронных пар.

Рассмотрим подробнее механизм образования ковалентной связи. Атомы, взаимно идентичные между собой, могут образовывать совместные электронные пары с помощью неспаренных электронов, находясь в невозбужденном состоянии. Чаще всего это атомы, которые имеют одинаковую или близкую по значению электроотрицательность.
Ковалентная связь может быть одинарной (если между атомами возникла одна общая электронная пара), двойной (если две) и тройной (когда возникают три совместных электронные пары).

Вспомните, как образуется молекула водорода.

Ковалентная неполярная связь

Механизм возникновения связи между атомами Водорода с образованием молекулы водорода H₂ заключается в том, что ядра атомов Водорода притягивают электронные облака s-электронов. В результате сближения атомов их электронные облака перекрываются, что сопровождается выделением энергии и образованием зоны повышенной электронной плотности. Тогда электроны обоих атомов Водорода находятся в общем пользовании двух ядер. Это энергетически выгоднее, чем когда электрон находится в пользовании своего ядра. Следовательно, возникает электронная пара из двух s-электронов атомов Водорода (рис. 11), которая равноудалена от обоих ядер атомов.

Связь в молекулах элементов с ковалентной связью отражают электронными или графическими (структурными) электронными формулами. Электронная формула молекулы водорода Н:Н. В структурной формуле точки заменяют чертой Н–Н. В молекуле кислорода между атомами Кислорода имеется двойная связь О = О, в молекуле азота - тройная . В каждом из этих случаев атомы приобретают устойчивую конфигурации из двух или восьми электронов.
Объясните механизм образования ковалентной неполярной связи, воспользовавшись рис. 12.

Химическая связь, которая образуется между атомами элементов с одинаковой электроотрицательностью, называют ковалентной неполярной связью.

Ковалентная полярная связь

В основном химическая связь возникает в молекулах сложных веществ между атомами неметаллических элементов, отличающихся электроотрицательностью. Примером может быть образование молекул хлорида водорода (рис. 13), воды, аммиака.

Рассмотрим подробнее механизм образования ковалентной полярной связи в молекуле хлорида водорода. Как видно из рис. 13 на внешнем энергетическом уровне у атома Водорода является 1s неспаренный электрон, а у атома Хлора - два s- и пять р-электронов, в том числе один из них неспаренный. До образования устойчивой конфигурации не хватает одного электрона. В результате взаимодействия s-электрона атома Водорода и неспаренного р-электрона атома
Хлора образуется общая электронная пара. Ядро атома Хлора имеет заряд значительно больше (+17), чем ядро ​​атома Водорода (+1), поэтому силы притяжения со стороны Хлора значительно больше. Происходит смещение электронной пары к более электроотрицательному элементу Хлору. Поскольку расстояния между ядрами атомов и образованной общей электронной парой неодинаковы, это вызывает поляризацию молекулы. На том конце молекулы, где находится элемент с большей электроотрицательностью (Хлор), сосредоточивается отрицательный заряд, а там, где с меньшей - положительный. Такие молекулы называют полярными молекулами, или диполями.

Диполь - это система из двух зарядов одинаковых по значению, но противоположными по знаку.

Вспомните и объясните образования ковалентной связи в молекуле воды.
Выясним, как образуется ковалентная связь в молекуле аммиака. Вам уже известно, что у атома Азота на внешнем энергетическом уровне из пяти имеющихся электронов три - неспаренных. Электронная конфигурация ₇N 1s²2s²2p³.

Атомы Азота образуют три совместных электронные пары с тремя атомами Водорода. Возникает устойчивая конфигурация внешнего энергетического уровня: у Азота - из восьми электронов, как у Неона, и у Водорода - из двух электронов, как у Гелия. Электронные пары смещены к более электроотрицательному атому Азота. Молекула полярная, приобретает форму пирамиды. На внешнем энергетическом уровне остаются два спаренные s-электрона, которые не участвуют в образовании связи. Схему строения молекулы аммиака показано на рис. 14.

Изучая органические вещества, вы ознакомились с электронным строением атома Углерода. Вам известно, что он, находясь в основном состоянии, на внешнем (втором) энергетическом уровне имеет два спаренные s-электрона и два неспаренные р-электрона, что демонстрирует графическая электронная формула (рис. 15, а). В таком состоянии атом Углерода образует две ковалентные связи. Однако в соединениях атом Углерода зачастую четырехвалентен и образует четыре ковалентные связи. Это происходит благодаря тому, что во время химических реакций атом Углерода переходит из основного состояния в возбужденное. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня приобретает другой вид (рис. 15, б), где все электроны неспаренные, то есть электрон с s-подуровня переходит на свободную р-орбиталь.

В результате перехода на внешнем энергетическом уровне появляются четыре неспаренных электрона, образующие четыре ковалентные связи с другими атомами. При этом освобождается столько энергии, что она перекрывает энергию, затрачиваемую на переход атома Углерода из основного состояния в возбужденное. 

Вам известно, что у атомов неметаллических элементов 3 периода следующий внешний энергетический уровень содержит d-подуровень. Во время возбуждения атома на этот подуровень переходят s- и p-электроны. Как следствие, создаются дополнительные возможности образования ковалентных связей.

Химическая связь, которая образуется между атомами элементов, электроотрицательность которых незначительно отличается, называют ковалентной полярной связью.

Молекулярные кристаллические решетки

Такой тип решетки характерен для веществ молекулярного строения. У веществ с ковалентной неполярной связью в узлах кристаллической решетки располагаются неполярные молекулы. Между ними действуют межмолекулярные силы взаимодействия, что влияет на физические свойства этих соединений. Они летучие, легкоплавкие, имеют низкие температуры кипения, невысокую твердость. При нормальных условиях они могут быть газами (Н₂, Cl₂, N₂, O₂), жидкостями (Br₂) или твердыми веществами (I ₂, Р₄, S₈).

В узлах кристаллической решетки веществ с ковалентной полярной связью размещаются полярные молекулы, которые в определенном порядке ориентированы в пространстве, поскольку, кроме электростатических сил взаимодействия, действуют и межмолекулярные. Физические свойства таких веществ подобны свойствам веществ с неполярными кристаллическими решетками. Это неорганические вещества: вода, аммиак, хлорид водорода, сульфид водорода, а также большинство органических.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи

Рассматривая образования ковалентных связей в молекуле аммиака, вы, наверное, обратили внимание на то, что атом азота на внешнем энергетическом уровне имеет два спаренных s-электрона, образующие неподеленную электронную пару. Она может участвовать в образовании ковалентных связей с другим атомом при условии, что на его внешнем энергетическом уровне есть свободная орбиталь. Например, у иона Водорода не заполнена 1s-орбиталь. Поэтому при взаимодействии молекулы аммиака с ионом Водорода неразделенная электронная пара от Азота переходит на его свободную s-орбиталь и становится общей для обоих атомов. Как следствие, образуется ион аммония (рис. 16). Хотя в ионе аммония ковалентные связи образуются различными способами, они являются равноценными.

Атом Азота, который отдал неподеленную электронную пару для образования ковалентной связи, является донором. Ион Водорода, который, имея свободную орбиталь, присоединил неподеленную электронную пару, называют акцептором. Поэтому механизм образования ковалентной связи и получил название донорно-акцепторный.

Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи - это механизм образования связи между атомами за счет неподеленной электронной пары одного атома и свободной орбитали другого.

На основе донорно-акцепторного механизма образования связи происходит образование соединений в реакции взаимодействия аммиака с хлоридом водорода. Чтобы убедиться в этом, проведем демонстрационный опыт.
Опыт. Нальем в первый стакан водный раствор аммиака, а во вторую - соляную кислоту. Если поднимем их отверстиями друг к другу, то со сближением стаканов из них интенсивно начнет выделяться «белый дым». В химии эта реакция получила название «дым без огня». Так называемый «дым» - это мелкие кристаллы хлорида аммония (рис. 17).

Уравнение реакции:

По донорно-акцепторному механизму происходит также образование продуктов во время реакции взаимодействия аммиака с водой.

Составьте самостоятельно уравнение реакции взаимодействия аммиака с водой. Назовите образовавшееся вещество.

Вывод:

• Ковалентная связь - связь на основе общих электронных пар.
• Ковалентная связь образуется в соединениях, содержащих атомы неметаллических элементов.
• Ковалентная неполярная связь - химическая связь, возникающая между атомами элементов с одинаковой  электроотрицательностью. Образуется с помощью неспаренных электронов между атомами, которые имеют одинаковую или близкую по значением электроотрицательность.
• Ковалентная полярный связь - химическая связь, образующаяся между атомами элементов, электроотрицательность которых незначительно отличается. Возникает в молекулах сложных веществ между атомами неметаллических элементов.
• Во время образования ковалентной полярной связи происходит смещение электронной пары к более электроотрицательному элементу.
• Диполь - система из двух зарядов, одинаковых по значению, но противоположных по знаку.
• Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи - это механизм образования связи между атомами за счет неподеленной электронной пары одного атома и свободной орбитали другого. Образуется при условии, что на внешнем энергетическом уровне одного атома является неразделенная электронная пара, а у другого атома - свободная орбиталь.
• В узлах кристаллической решетки веществ с неполярной связью размещены неполярные молекулы, силы взаимодействия между которыми малы. В узлах кристаллической решетки веществ с полярной ковалентной связью размещаются полярные молекулы, которые в определенном порядке ориентированы в пространстве, поскольку между ними, кроме электростатических сил взаимодействия, возникают и межмолекулярные.

Виды химической связи: водородная связь

Водородная связь: Вам уже известно, что вещества с полярной ковалентной связью обладают способностью к межмолекулярному взаимодействию. Это обусловлено поляризацией молекул и образованием диполей.
В молекулах, где атом Водорода соединен с сильно электроотрицательным атомом неметаллического элемента, возникает связь и внутри молекул и между отдельными молекулами.

Водородная связь - это электростатическое взаимодействие в молекулах или между ними с участием атомов Водорода.

Этот вид связи образуется в веществах, молекулы которых содержат атом Водорода и атомы элементов, которые проявляют значительно большую электроотрицательность. Иногда водородную связь рассматривают как разновидность связи, которая возникает не только вследствие действия электростатических сил притяжения, но и по донорно-акцепторному механизму (например, HF). В этом случае электроотрицательный элемент со значительно большей силой притягивает атом Водорода и тот теряет свой электрон с s-орбитали, остается только ядро ​​(протон). Свободную орбиталь заполняет неразделенная электронная пара атома более электроотрицательного элемента, который является донором, а ядро ​​атома Водорода - акцептором.

Межмолекулярные водородные связи

Участие в такой связи принимают дипольные молекулы. Она присутствует в веществах, находящихся в жидком или твердом агрегатном состоянии, в частности в молекулах воды, спиртов, карбоновых кислот, между молекулами воды и других веществ.

Механизм образования этого вида связи заключается в притягивании атомами Водорода, на котором концентрируется частичный положительный заряд, атомов с большоой электроотрицательностью другой молекулы, на котором сконцентрирован частичный отрицательный заряд.

Как следствие, возникают ассоциированные молекулы: димеры в случае карбоновых кислот или ассоциаты из многих молекул.

Между молекулами воды ассоциаты образуются в результате притяжения атомами Водорода одной молекулы атомов Кислорода другой молекулы (рис. 18).

Между молекулами спиртов водородная связь возникает между атомом Водорода гидроксильной группы одной молекулы и атомом Кислорода гидроксильной группы другой молекулы (рис. 19). Благодаря способности образовывать водородные связи среди спиртов нет газов.

Вспомните и объясните, как происходит смещение электронной плотности в гидроксильной группе спиртов.

Межмолекулярное взаимодействие на основе водородной связи возникает не только между одинаковыми, но и между различными молекулами. Между молекулами воды и спиртов, в частности в процессе разведения спиртов водой, образуются ассоциаты между атомом Водорода молекулы спирта, который имеет частичный положительный заряд, и атомом Кислорода молекулы воды, на котором сконцентрирован частичный отрицательный заряд. Благодаря водородной связи спирты хорошо разводятся водой. Образование ассоциатов между этанолом и водой изображено на рис. 20.

Внутримолекулярные водородные связи

Этот вид водородной связи возникает не только в молекулах неорганических, но и в молекулах органических веществ. Многие органические вещества содержат в своем составе характеристические группы, в которых имеется поляризация связи. Это гидроксильная группа -ОН у спиртов, карбоксильная -СООН у карбоновых кислот, аминогруппа -NH₂ в молекулах аминов и аминокислот. Например, вторичная структура молекулы белка содержится в форме спирали благодаря образованию водородных связей.

Наличие водородной связи влияет на свойства веществ. У них значительно выше температуры кипения. Так, вода, по сравнению с веществами подгруппы кислорода (H₂S, H₂Se, Н₂Те), имеет высокую температуру кипения - 100 °С. Это объясняется тем, что во время кипячения воды нужно использовать дополнительную энергию на разрушение водородных связей. По прочности водородная связь значительно слабее ковалентной и прочность ее уменьшается с повышением температуры.

Водородная связь, как вам уже известно, играет важную роль в процессе растворения веществ, образовании и содержании вторичной структуры белка, кристаллогидратов, а также в процессах кристаллизации, электролитической диссоциации ионных и ковалентных полярных соединений. Особенно важна роль водородных связей в живой природе, ведь они имеются в молекулах не только белков, но и нуклеиновых кислот, гормонов, витаминов и других биологически важных веществ.

Вывод:

• Водородная связь - электростатическое взаимодействие в молекулах или между молекулами с участием атомов Водорода. Возникает в веществах, молекулы которых содержат атом Водорода и атомы элементов, которые проявляют значительно большую электроотрицательность.
• Различают межмолекулярную и внутримолекулярную водородную связь.
• Межмолекулярные водородные связи наблюдаются между молекулами воды, спиртов (этанола), между спиртами и водой. Механизм межмолекулярного взаимодействия в воде заключается в притягивании атомами Водорода одной молекулы атомов Кислорода другой молекулы. Образуются ассоциированные молекулы (ассоциаты).
• В спиртах ассоциация возникает между атомом Водорода гидроксильной группы одной молекулы и атомом Кислорода гидроксильной группы другой молекулы. Образуются ассоциаты.
• Во время растворения спиртов в воде образуются ассоциаты между атомом Водорода молекулы спирта, которая имеет частичный положительный заряд, и атомом Кислорода молекулы воды, на котором сконцентрирован частичный отрицательный заряд.
• Внутримолекулярная водородная связь возникает в молекулах неорганических и органических веществ. В органических веществах на образование этой связи влияют характеристические группы, в которых имеется поляризация связи.
• Водородная связь влияет на физические свойства веществ. Вещества с водородной связью имеют значительно более высокие температуры кипения.

Решение задач на тему: Азотсодержащие гетероциклические соединения. Нуклеиновые кислоты

Задача №265

Какой объем водорода понадобится для каталитического гидрирования 100 г пиридина при температуре 200 °С и давлении 500 кПа?

Решение. Для гидрирования пиридина необходимо трехкратное количество водорода, при этом ароматическая система разрушается и образуется циклический вторичный амин:

= m/М = 100/79 = 1,27 моль; = 3,81 моль. Объем водорода можно найти по уравнению Клапейрона—Менделеева: V = vRT/P = 3,81 • 8,31 • 473/500 = 30,0 л.

Ответ. 30,0 л Н2.

Задача №266

При сжигании образца азотсодержащего гетероциклического соединения, не содержащего заместителей в кольце, образовалось 1,2 л углекислого газа, 0,75 л паров воды и 0,15 л азота (объемы измерялись при одинаковых условиях). Установите возможную структуру этого соединения.

Решение. Общая формула азотсодержащего гетероциклического соединения, не содержащего заместителей в кольце, — . Уравнение сгорания имеет вид

По закону Авогадро, отношение объемов продуктов реакции равно отношению коэффициентов в уравнении реакции, поэтому

Минимальные значения х, у, г, удовлетворяющие этому соотношению, равны: х = 4, у = 5, г = 1. Молекулярная формула гетероцикла — . Это — пиррол:

Ответ. — пиррол.

Задача №267

Установите структуру нуклеотида, имеющего молекулярную формулу .

Решение. Общая формула нуклеотидов:

где X — Н (для дезоксирибонуклеотидов) или ОН (для рибонуклеотидов), Y — азотистое основание. Согласно молекулярной формуле нуклеотида, в состав основания Y входят пять атомов азота, пять атомов Углерода (другие пять атомов Углерода входят в состав остатка углевода — рибозы или дезоксирибозы) и один или два атома Кислорода. Единственное азотистое основание, удовлетворяющее этим требованиям, — гуанин:

Поскольку в состав нуклеотида входят восемь атомов кислорода, а в состав остатков фосфорной кислоты и основания — пять (четыре из кислоты и один из основания), то остаток углевода должен содержать три атома Кислорода, т. е. X = ОН; углевод — рибоза.

Искомый нуклеотид построен из остатков рибозы, гуанина и фосфорной кислоты. Его структурная формула:

Ответ. Нуклеотид построен из остатков рибозы, гуанина и фосфорной кислоты.

Виды химической связи: металлическая связь

Металлическая связь: Металлические элементы образуют простые вещества-металлы. Эти вещества находятся преимущественно в твердом состоянии (кроме ртути). Для строения их атомов характерно небольшое количество электронов на внешнем энергетическом уровне (1-3, реже 4). Так, у атомов элементов главной подгруппы I группы - по одному электрону, главной подгруппы II группы - два. Из-за удаленности внешнего энергетического уровня от ядра атома эти электроны легко отрываются от него и перемещаются по всему объему кристалла. Атомы, теряя электроны, превращаются в положительно заряженные ионы (катионы). Поэтому в узлах кристаллической решетки металлов локализуются положительно заряженные ионы, которые плотно упаковываются друг к другу. Связь между ионами осуществляется благодаря свободному перемещению электронов, которые являются общими для всех ионов. Совокупность свободных электронов получило название электронный газ (рис. 21).

Выясним, почему электроны в металлах способны свободно перемещаться. Это зависит от строения атомов металлических элементов. В кристаллах металлов электронов значительно меньше, чем свободных орбиталей. Например, у атома Натрия на внешнем энергетическом уровне есть четыре орбитали, но только один электрон. Это позволяет электронам свободно перемещаться от одного атома к другому.

Металлическая связь - это особый вид связи, образуется в результате взаимодействия свободных электронов с ионами металлических элементов.

Особенность металлической связи заключается в том, что, как и в ионных соединениях, в узлах кристаллической решетки расположены ионы. Но, в отличие от ионных соединений, где ионы разноименно заряженные, у металлов они заряжены только положительно.

Металлическая связь проявляет сходство и с ковалентной. Однако при ковалентной связи участие в образовании совместных электронных пар принимает четко определенное количество электронов, которыми совместно пользуются атомы, которые образовали эти пары. В металлических решетках все электроны подвижные, они не удерживаются у отдельных атомов (ионов), что и влияет на свойства металлов.

Физические свойства металлических веществ: Вследствие постоянного движения электронов металлы проявляют высокую электропроводность. Однако, в зависимости от типа и размеров кристаллической решетки и определенного количества электронного газа, эти свойства неодинаковы. Наибольшую электропроводность имеют серебро, алюминий и медь. По этой же причине металлы теплопроводные.

Электронный газ, который движется между плотно упакованными ионами, отбивает лучи света, что вызывает присущий всем металлам металлический блеск. Металлам присущи прочность и пластичность. Эти свойства обусловлены электронным строением металлов. Во время механического воздействия отдельные слои ионов металлических решеток смещаются, а вслед за ними перемещается электронный газ. Поэтому металлы сохраняют прочность, пластичность и ковкость. Схематическое изображение и модели различных типов кристаллических решеток металлов показано на рис. 22.

Строение кристаллической решетки металлов можно посмотреть в интернет-сети в 3D-проектировании.

Физические свойства и тип кристаллической решетки вещества взаимосвязаны. Зная строение веществ, можно прогнозировать их свойства и наоборот.

Знание строения вещества и умение спрогнозировать ее свойства имеют практическое значение для человека. Так, узнав об опасности для здоровья паров ртути, учимся безопасно обращаться с приборами, которые ее содержат. Металлы используют в машино- и самолетостроении, строительстве, для производства сплавов и тому подобное. Бережное отношение к природным ресурсам обеспечит стабильное развитие металлургического производства, развитие новых технологических процессов, уменьшают стоимость продукта, и предпринимательства.

Вывод:

• Металлическая связь - особый вид связи, образуется от взаимодействия свободных электронов с ионами металлических элементов.
• Металлическая связь возникает в простых веществах, образованных металлическими элементами.
• Механизм образования металлической связи заключается в потере атомами электронов. В результате в узлах кристаллической решетки располагаются только положительно заряженные ионы, которые плотно упаковываются друг к другу. Связь между ними осуществляется благодаря непрерывному движению электронов (электронного газа).
• Металлическая связь отличается от ионной тем, что в узлах кристаллической решетки металлов является только положительно заряженные ионы, а в ионных соединениях чередуются положительно и отрицательно заряженные ионы.
• Металлическая связь отличается от ковалентной тем, что все электроны не удерживаются у отдельных атомов (ионов),  а свободно перемещаются, осуществляя связь между всеми атомами (ионами).
• Наличие металлической связи влияет на свойства металлов.

Кристаллическое и аморфное состояние твердого вещества

Агрегатные состояния веществ: Вам уже известно, что в обычных условиях вещества находятся в трех агрегатных состояниях: жидком, твердом и газообразном.

Каждому агрегатному состоянию свойственны движение одних частиц к другим и определенная упорядоченность этих частиц благодаря силам притяжения между ними. При соответствующих условиях вещества могут переходить из одного состояния в другое, что сопровождается изменением их структуры.

Исследованиями установлено, что наиболее распространенным является твердое состояние веществ.

Кристаллическое состояние веществ:

Вещества, находясь в твердом состоянии, образуют кристаллы. В твердых веществах энергия взаимодействия между частицами очень велика. Благодаря этому образуется структура определенной формы и объема, частицы которой (атомы, ионы или молекулы) не могут свободно перемещаться. Иначе говоря, образуются кристаллы с определенным типом кристаллической решетки, где расстояния между частицами очень малы и примерно равны размеру частицы. В кристаллах структурные частицы ориентированы по одной в четко определенном порядке. Повторяемость структурных элементов образует кристаллическую структуру веществ.

В зависимости от природы частиц, расположенных в узлах кристаллической решетки, и сил взаимодействия между ними различают разные их типы: молекулярные, атомные, ионные и металлические решетки.

Вспомните, какие типы кристаллических решеток вам уже известны. Дайте краткую характеристику каждой из них.
Ознакомимся подробнее с устройством кристаллических решеток твердых веществ.

Молекулярные кристаллические решетки образуют вещества с ковалентной связью. Это простые вещества, образованные неметаллическими элементами (кроме углерода и кремния), и сложные вещества неорганической и органической природы. Вам уже известно, что в узлах молекулярных кристаллических решеток размещаются молекулы с неполярной или полярной ковалентной связью. В кристаллических решетках молекулы удерживаются с помощью межмолекулярных вандерваальсовых сил взаимодействия. Они влияют на свойства веществ.

На рис. 23 изображено переход воды из жидкого состояния в твердое с образованием молекулярных кристаллических решеток льда. Как видим, при образовании кристаллов льда молекулы четко ориентированы своими полюсами. При этом они теряют способность свободно перемещаться.

Атомные кристаллические решетки характеризуются тем, что в их узлах содержатся отдельные атомы, соединенные между собой с помощью ковалентных связей. Такие кристаллические решетки имеют известные вам алмаз и графит, кремний, оксид кремния (IV) и тому подобное. Модели кристаллических решеток алмаза и графита показано на рис. 24.

Рассмотрев рис. 24 видим, что кристаллические решетки каждого из веществ образованы атомами Углерода, однако размещение атомов в кристалле является различным. Это означает, что и свойства этих веществ различны.

Ионные кристаллические решетки свойственны ионным соединениям. В узлах таких решеток содержатся положительно и отрицательно заряженные ионы. Между разноименно заряженными ионами действуют силы электростатического взаимодействия. Классическим примером ионных кристаллических решеток является решетки хлорида натрия (рис. 25).

Ионы размещаются на вершинах куба и в центре каждой грани. Вокруг каждого иона Натрия есть шесть ионов Хлора и наоборот. К соединениям, которые имеют ионные кристаллические решетки, относятся некоторые оксиды и соли. В составе солей могут быть не только простые (как в NaCl, KBr, NaI), но и сложные (NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄) ионы. В этих соединениях между атомами неметаллических элементов имеется ковалентная связь, а между ионами - ионная. Ионные кристаллические решетки крепче молекулярных, но слабее атомных.

Металлические кристаллические решетки образуют металлы. С различными типами кристаллических решеток металлов вы уже ознакомились.

Аморфное состояние веществ: Твердые вещества, в зависимости от размещения структурных частиц в пространстве, могут находиться не только в кристаллическом, но и в аморфном состоянии. Этим веществам несвойственная периодическая структура, поэтому и нет характерной для кристаллов повторяемости одного и того же элемента структуры, то есть они не образуют кристаллической решетки. Однако у аморфных соединений имеется некоторая согласованность в пространственном размещении соседних частиц, хотя четкой направленности их, как в кристаллах, нет. Она может исчезать с увеличением расстояния под действием внешних сил, например при повышении температуры.

Аморфные соединения образуются в результате быстрого охлаждения расплавов, когда структурные частицы не успевают занять «правильные» места, или при конденсации газа. Впоследствии аморфные вещества кристаллизуются, но этот процесс при комнатной температуре достаточно длительный.

У аморфных веществ нет четко определенной температуры плавления. При нагревании они размягчаются и превращаются в вязкую жидкость.

Аморфными веществами являются стекло, воск, пластическая сера, пластмассы, природные и синтетические смолы, некоторые гидроксиды. Образцы аморфных веществ изображено на рис. 26.

Итак, обобщая сведения об агрегатных состояниях веществ, приходим к выводу, что кристаллические вещества характеризуются четкой упорядоченностью структурных частиц и правильными формами кристаллов.

Аморфные же - неустроенностью размещения частиц и отсутствием формы.

Вывод:

• Твердые вещества находятся в двух состояниях: кристаллическом и аморфном.
• В кристаллических веществах энергия взаимодействия между частицами очень велика, что вызывает структуру кристалла определенной формы и объема, в которой частицы не могут свободно перемещаться.
• Кристаллические вещества образуют молекулярные, атомные, ионные и металлические кристаллические решетки.
• В узлах молекулярных кристаллических решеток размещены полярные или неполярные молекулы. В кристаллических решетках молекулы удерживаются с помощью межмолекулярных вандерваальсовых сил взаимодействия.
• Атомные кристаллические решетки характеризуются тем, что в их узлах размещены атомы, соединенные между собой ковалентными связями.
• Ионным соединениям свойственны ионные кристаллические решетки, в узлах которых находятся положительно и отрицательно заряженные ионы, удерживаемые силами электростатического взаимодействия.
• В узлах металлических кристаллических решеток есть только положительно заряженные ионы, которые образуются в результате потери атомами электронов.
• Твердые вещества, в зависимости от размещения структурных частиц в пространстве, могут находиться в аморфном состоянии. Им не свойственна периодическая структура, поэтому они не образуют кристаллической решетки.
• Аморфными веществами являются стекло, воск, пластическая сера, различные пластмассы, природные и синтетические смолы, некоторые гидроксиды.

Зависимость физических веществ от их строения

Свойства веществ в зависимости от их строения: В истории развития химической науки был период, когда ученые пытались выяснить, из чего состоят вещества, их строение и как происходят химические превращения. С помощью многочисленных исследований было установлено, что свойства веществ зависят от их состава и строения. Изучая основные классы неорганических веществ, вы узнали о том, что общие свойства кислот объясняются наличием в их составе атомов Водорода, а оснований - наличием гидроксильных групп. Теорией строения органических соединений доказана непосредственная связь между строением и свойствами веществ.

Вспомните основные положения теории строения органических веществ.

Рассмотрим подробнее свойства твердых веществ. Как уже отмечалось, характерными признаками твердого состояния являются небольшие расстояния между частицами и вид химической связи между ними. Кроме того, важно размещения частиц в пространстве, от чего зависит состояние, в котором находится твердое вещество: кристаллическое или аморфное. Кристаллические вещества с различным типом кристаллической решетки имеют неодинаковые свойства.

Вещества с ионными кристаллическими решетками, образованные в результате взаимодействия между разноименно заряженными ионами, твердые, нелетучие и хрупкие. Хрупкость связана со строением, поскольку в случае сильного удара ионы в кристаллической решетке смещаются. Положительно заряженные ионы попадают под ионы с таким же зарядом. То же самое происходит с отрицательно заряженными ионами. Вследствие отталкивания одноименно заряженных частиц кристалл дробится. Эти вещества хорошо растворимы в воде, плавятся при высоких температурах. Водные растворы и расплавы проводят электрический ток. Температуры кипения тоже высокие.

Вещества с молекулярными кристаллическими решетками (простые вещества неметаллы, органические вещества с ковалентной химической связью), в которых молекулы в кристалле содержатся посредством действия вандерваальсовых сил, проявляют способность к сублимации (переход из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое). Таким веществом, например, является  йод. Они летучие, имеют невысокую твердость, низкие температуры плавления и кипения. В веществ с молекулярными кристаллическими решетками (хлорид водорода, сульфид водорода, вода, оксид углерода (IV), некоторые органические соединения и т.д.) между молекулами может возникать еще и водородная связь. Благодаря этому несколько меняется их кристаллическая структура, а следовательно, и свойства. По сравнению с веществами с ковалентными неполярными связями, они менее летучие, имеют несколько большую твердость, высокие температуры плавления и кипения. Вещества с молекулярными кристаллическими решетками не проводят электрический ток.

В веществах с атомными кристаллическими решетками атомы удерживаются с помощью ковалентной связи достаточно большой силы. Поэтому веществам, образующих атомные кристаллы, свойственны высокие твердость (алмаз, песок, карборунд) и температуры плавления и кипения. Они нелетучие, нерастворимые в воде и органических растворителях, не проводят электрический ток.

Металлам присущи металлические кристаллические решетки. Специфика строения влияет на их физические свойства. Это твердые (кроме ртути) вещества с характерным металлическим блеском, серого цвета или окрашенные, электро- и теплопроводные, крепкие, ковкие и пластичные.

У аморфных тел нет определенной температуры плавления, поскольку при нагревании они не плавятся, а постепенно размягчаются. Например, изучая физические и химические явления, вы ознакомились с опытом, который демонстрирует изменение формы стеклянной трубки. При нагревании стекло не плавится, а размягчается и тогда можно изменить форму изделия. При дальнейшем нагревании образуется жидкая стекловидное масса, которая, охлаждаясь, становится вязкой, с меньшей текучестью. Визуально стекло выглядит как твердое вещество, однако это жидкость, которая имеет большую вязкость и текучесть. Иначе аморфные тела рассматривают как «застывшие жидкости», которые не текут при обычных условиях.

Аморфные тела способны кристаллизоваться. Этот процесс для различных аморфных тел происходит с разной скоростью. Чтобы стекло кристаллизовалось, нужно много времени. Кристаллизованное стекло становится непрозрачным и мутным, хрупким, теряет прочность.

К аморфным твердым телами принадлежат аморфные металлы (металлические стекла). Сравнивая со свойствами обычных металлов, для них характерны высокие стойкость к коррозии, вязкость и прочность.

Применение веществ с различными типами кристаллической решетки

Со строением и свойствами веществ связано их применение. Кристаллические вещества, образующие ионные кристаллические решетки, применяют как сырье для получения металлов, производства строительных материалов, медицинских препаратов, керамических изделий, абразивных материалов, ювелирных изделий, в лабораториях и тому подобное.

Свойства и применение молекулярных соединений тоже взаимосвязаны. Например, оксид углерода (IV) в твердом состоянии известен как сухой лед. Его используют для охлаждения пищевых продуктов в кафе и ресторанах, во время транспортировки замороженных продуктов (рыбы и мяса), кондитерских изделий. Для очистки поверхностей используют пеллеты из сухого льда, а в театральных постановках - для создания эффекта тумана.

Применение веществ с атомными кристаллическими решетками основывается на их твердости. Например, алмаз используют для резки стекла и пластика. Из него изготавливают ювелирные украшения. Аллотропная модификация алмаза - графит, которому присущи высокий уровень мягкости и слоистость строения, широко применяют для изготовления карандашей; способность графита проводить электрический ток и тепло - для изготовления электродов. Оксид кремния (IV) - как строительный материал, для производства стекол и цемента; кварц и его разновидности - тоже в ювелирном деле.

Широкое применение получили вещества с металлическими кристаллическими решетками. Высокие электропроводящие свойства металлов взяты за основу изготовления электропроводов; теплопроводность - предметов домашнего обихода, бытовых изделий; ковкость и легкость - в машино-, самолето-, корабле- и приборостроении, изготовлении инструментов, в строительстве и тому подобное. В общем перечень применения металлов с учетом их свойств значительно больше.

Использование свойств аморфных веществ получило распространение в современной технике. Большой популярностью пользуются металлические сплавы. В медицине применяют аморфные сплавы, из которых делают винты и пластины для соединения сломанных костей. Они прочнее титановых пластин, но со временем распадаются и заменяются на костную ткань. Аморфные сплавы используют для изготовления инструментов, пружин и деталей различных механизмов.

Применяют также и аморфный углерод, известный как сажа и древесный уголь. Сажу используют для получения резины, печатной краски и тому подобное. Древесный уголь - как восстановитель при выплавке чугуна и стали, для изготовления черного пороха, в противогазах, в медицине как адсорбент. Уникальные свойства аморфных веществ открывают новые перспективы в их применении.

Приведенные выше примеры научно доказывают взаимосвязь между строением веществ, их свойствами и применением.

Вывод:

• Кристаллические и аморфные вещества имеют разное строение, что непосредственно влияет на их свойства.
• Вещества с ионными кристаллическими решетками хорошо растворимы в воде, имеют высокие температуры плавления и кипения. Водные растворы и расплавы электропроводящие.
• Вещества с молекулярными кристаллическими решетками проявляют способность к сублимации, то есть могут переходить из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое. Они летучие, имеют небольшую твердость, низкие температуры плавления и кипения, не проводят электрический ток.
• У веществ с молекулярными кристаллическими решетками между молекулами может возникать водородная связь. Благодаря этому они менее летучие, чем вещества с ковалентными неполярными связями, имеют несколько большую твердость, высокие температуры плавления и кипения.
• Вещества с атомными кристаллическими решетками очень твердые, имеют высокие температуры плавления и кипения, нелетучие, нерастворимые в воде и органических растворителях, не проводят электрический ток.
• Металлам свойственны металлические кристаллические решетки. Специфика строения обуславливает их твердость (кроме ртути), характерный металлический блеск, электро- и теплопроводность, прочность, ковкость и пластичность.
• У аморфных тел отсутствует температура плавления, поскольку при нагревании они не плавятся, а постепенно размягчаются; способны кристаллизоваться. Аморфные металлы (металлические стекла), сравнительно со свойствами металлов, характеризуются высокой устойчивостью к коррозии, вязкостью и прочностью.

Решение задач на тему: Водород. Вода и пероксид водорода

Задача №268

Перечислите изотопы Водорода. Как эти изотопы распространены в природе, какие из изотопов Водорода стабильны?

Решение. Существуют три изотопные формы Водорода: Протий , Дейтерий  и Тритий  В природном Водороде содержится 99,985% изотопа , остальные 0,015% приходятся на долю Дейтерия. Тритий представляет собой неустойчивый радиоактивный изотоп и поэтому встречается лишь в виде следов. Он испускает -частицы и имеет период полураспада 12,26 года.

Задача №269

Докажите, что существуют гидриды (общей формулы ЭН_Х), в которых содержится 12,5% водорода.

Решение. Для решения этой задачи вновь удобно воспользоваться законом эквивалентов. Учитывая условие задачи, запишем:

Предполагая валентность искомого элемента (точнее — его степень окисления) равной единице, находим его атомную массу: = 1 • 7 = 7. Элемент с такой атомной массой находим в I группе периодической системы — литий. Однако оказывается, что гидрид лития LiH не единственное соединение, в котором содержится 12,5% водорода.

Если мы проанализируем таким же образом возможные элементы II, III и IV групп периодической системы, то убедимся, что условию задачи отвечает гидрид кремния (силан) , а также гидразин (соединение, как правило, неизвестное учащимся средней школы).

Ответ.

Задача №270

Газ, выделившийся при действии 2,0 г цинка на 18,7 мл 14,6%-ной соляной кислоты (плотность раствора 1,07 г/мл), пропустили при нагревании над 4,0 г оксида меди (II). Чему равна масса полученной твердой смеси?

Решение. При действии цинка на соляную кислоту выделяется водород

который при нагревании восстанавливает оксид меди (II) до меди:

Найдем количества веществ в первой реакции:

m(p-pa НС1) = 18,7 • 1,07 = 20,0 г;
m(НС1) = 20,0 • 0,146 = 2,92 г;
v(HCl) = 2,92/36,5 = 0,08 моль;
v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 моль.
Цинк находится в недостатке, поэтому количество выделившегося водорода равно = v(Zn) = 0,031 моль.

Во второй реакции в недостатке находится водород, поскольку v(CuO) = 4,0/80 = 0,05 моль. В результате реакции 0,031 моль СuО превратится в 0,031 моль Сu и потеря массы составит

Масса твердой смеси СuО с Сu после пропускания водорода составит 4,0 - 0,5 = 3,5 г.

Ответ. 3,5 г.

Задача №271

Рассчитайте, сколько теплоты выделится при поджигании 100,8 л (н. у.) стехиометрической смеси водорода с кислородом, если теплота образования жидкой воды равна 285,8 кДж/моль.

Решение. Поскольку смесь водорода с кислородом стехиометрическая в соответствии с уравнением реакции

будем считать, что на кислород приходится х моль и на водород 2х моль, т. е. 3х = 100,8/22,4; х = 1,5 моль.

Следовательно, в результате реакции (*) образуется 3 моль воды и тепловой эффект этой реакции составляет 3 • 285,8 = 857,4 кДж.

Ответ: 857,4 кДж.

Задача №272

При взаимодействии хлорида золота (III) с пероксидом водорода в щелочной среде образовалось 5,91 г золота. Вычислите объем выделившегося при этом газа (н. у.).

Решение. Хлорид золота (III) является сильным окислителем; следовательно, пероксид водорода окисляется до кислорода. Найдем коэффициенты в уравнении реакции:

Поскольку реакция происходит в водном растворе, можно воспользоваться методом электронно-ионного баланса:

Отсюда легко получить молекулярное уравнение реакции:

Проведем расчет по этому уравнению реакции:

Ответ. 1,008 л

Химические реакции и процессы в химии

Химическая реакция — превращение одного или нескольких исходных веществ (реагентов) в другие вещества, при котором ядра атомов не меняются, при этом происходит перераспределение электронов и ядер, и образуются новые химические вещества.

Необратимые и обратимых химические процессы

Вам уже известно, что химические реакции имеют большое практическое значение для людей. Реакции, которые вы изучали, классифицировались по признакам: изменение количества и состава реагентов и продуктов реакций (соединения, разложения, замещения, обмена), тепловой эффект химических реакций (экзотермические и эндотермические), участие катализаторов (каталитические и некаталитические), изменение степеней окисления элементов, входящих в состав веществ (окислительно-восстановительные и неокислительном-восстановительные), направлением течения (необратимые и обратимые). Рассмотрим подробнее реакции, характеризующиеся направлением течения.

Необратимые и обратимые реакции

Изучая химические превращения, вы ознакомились с условиями протекания реакций ионного обмена. Это, в частности, выпадение осадка, выделение газа, образование малодиссоциированных веществ. В этих условиях реагенты превращаются в другие соединения. Такие реакции происходят в одном направлении, так как из полученных продуктов реакции добыть реагенты нельзя. Чтобы убедиться в этом, проведем опыты.
Опыт 1. Взаимодействие раствора серной кислоты с раствором гидроксида бария.
Нальем раствор серной кислоты объемом 1,5-2 мл в пробирку и добавьте такой же объем раствора гидроксида бария. Уравнение реакции:

Из уравнения реакции видно, что выпал осадок и образовалась малодиссоциированное вещество - вода. Добыть из продуктов реакции серную кислоты и гидроксид бария практически невозможно.
Следовательно, эта реакция происходит в одном направлении, поэтому является необратимой.

Опыт 2. Взаимодействие раствора уксусной кислоты с карбонатом кальция. Насыплем измельченный карбонат кальция в пробирку и добавим раствор уксусной кислоты. Наблюдаем бурное выделение газа, пока один из реагентов полностью не израсходуется. Эта реакция тоже необратима, поскольку одним из продуктов реакции был газ. Уравнение реакции:

Составьте самостоятельно уравнения реакций, при которых выпадает осадок и выделяется газ.

Необратимые реакции - это химические реакции, происходящие в одном направлении и завершающиеся полным превращением реагентов в продукты реакции.

Приведем классический пример обратимой реакции, с которой вы познакомились в курсе химии.

Опыт 3. Реакция разложения хлорида аммония . Насыплем кристаллический хлорид аммония массой 2,5-3 г в большую пробирку. Закроем ее отверстие пробкой из стекловаты. Осторожно прогреем пробирку вдоль, а затем там, где находится соль. При нагревании хлорид аммония разлагается, поэтому через некоторое время в верхней части пробирки накопится густой дым. Впоследствии на стенках пробирки сверху появятся кристаллики соли из образовавшихся продуктов разложения. Это новообразованный хлорид аммония.

Итак, в пробирке одновременно произошли две реакции: прямая - реакция разложения хлорида аммония на аммиак и хлорид водорода и обратная - реакция соединения с образованием хлорида аммония (рис. 27).

Обратимые реакции записывают одним химическим уравнением, в котором между реагентами и продуктами реакции ставят две противоположно направленные стрелки. Например, реакцию разложения и образования хлорида аммония запишем так:

Обратимые реакции - это химические реакции, которые одновременно происходят в двух противоположных направлениях (прямом и обратном).

Значение обратимых процессов в окружающей среде и промышленных производствах

Обратимые реакции происходят и в природе. Это преобразование кислорода в озон и озона в кислород; образования во время грозы оксида азота (II) и распад его до исходных веществ; окисления оксида азота (II) до оксида азота (IV), который снова разлагается до азота (II) оксида и кислорода (рис. 28).

К оборотным относятся реакции взаимодействия водорода с йодом, водорода с азотом, воды с оксидом серы (IV), оксида серы (IV) с кислородом и тому подобное.

Обратимые реакции не выгодны в промышленных процессах, поскольку выход полезных веществ практически очень мал, эффективность производства низкая.

Для производственного процесса важно знать условия протекания реакций и факторы, влияющие на увеличение выхода продукта.

Вывод:

• Химические реакции по направлению течения разделяют на необратимые и обратимые.
• Химические реакции, происходящие в одном направлении и завершаются полным превращением реагентов в продукты реакции, называют необратимыми.
• Химические реакции, которые одновременно происходят в двух противоположных направлениях (прямом и обратном), называют обратимыми.

Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

Вам уже известно, что во время обратимых реакций вещества не расходуются полностью. Образующиеся продукты снова взаимодействуют между собой при тех же условиях. Например, взаимодействие оксида серы (IV) с кислородом при температуре 450 °С и наличии катализатора одновременно происходит в двух направлениях, то есть осуществляется прямая и обратная реакции:

Во время течения прямой реакции концентрация реагентов уменьшается, поскольку они расходуются на образование продуктов. Наступает момент, когда концентрация продуктов реакции резко возрастает, а скорости прямой и обратной реакций становятся одинаковыми, то есть уравновешиваются.

Такое положение системы называют химическим равновесием.

Отметим, что в состоянии равновесия химические реакции не прекращаются. Это означает, что за единицу времени количество молекул, образующихся при прямой реакции, равно количеству молекул, образующихся при обратной (рис. 29).

Химическое равновесие - это состояние системы, когда скорость прямой реакции уравновешивается со скоростью обратной реакции.

Условия смещение химического равновесия обратимых процессов

Состояние химического равновесия является убыточным в химическом производстве. Поэтому ученые начали поиск способов смещение равновесия в сторону продуктов реакции. К факторам, которые влияют на смещение равновесия, относятся изменения температуры, давления и концентрации. ознакомимся подробнее, как эти факторы действуют на смещение химического равновесия.

Влияние изменения температуры

Определенную историю имеет промышленное производство аммиака из азота и водорода. Эта реакция экзотермическая, поэтому при реакции выделяется теплота. Уравнение реакции:

Очевидно, что процесс разложения аммиака (обратная реакция) является эндотермическим.
Поэтому с повышением температуры равновесие реакции сместится в сторону разложения аммиака, поскольку процесс сопровождается поглощением теплоты. это противодействует повышению температуры. Поэтому для смещения равновесия в сторону выхода аммиака смесь реагентов необходимо охлаждать. Следовательно, повышение температуры смещает химическое равновесие в сторону эндотермической реакции, снижение температуры - в сторону экзотермической.

Влияние изменения давления

На состояние химического равновесия газообразных веществ влияет давление. Рассматривая в этом аспекте реакцию добычи аммиака, видим, что из четырех объемов газов, вступали в реакцию, образуется два объема аммиака. Повышение давления смещает равновесие в сторону прямой реакции и, соответственно, происходит снижение давления в системе. Следовательно, повышение давления смещает химическое равновесие в сторону уменьшения объема, а снижение давления - в сторону увеличения объема реагирующих веществ.

Влияние изменения концентрации

Изменение концентрации одного из веществ, находящихся в состоянии химического равновесия, вызывает смещение равновесия в сторону уменьшения концентрации. Например, рассмотрим реакцию этерификации, которая является обратимой:

Если увеличить концентрацию уксусной кислоты или этанола, то равновесие сместится в сторону образования эфира. Второй способ смещения равновесия в сторону образования продукта - забрать из системы один из продуктов реакции (например, воду).

Итак, добавление в систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, одного из реагентов смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции. Такой же эффект получают, если вывести из системы один из продуктов реакции. Если же увеличивать концентрацию одного из продуктов, то реакция смещается в сторону реагентов.
Влияние внешних факторов на состояние химического равновесия определяют по правилу, которое было сформулировано в 1884 г. А. Л. Ле Шателье и получило название принцип Ле Шателье.

Если на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, подействовать извне (изменить температуру, давление или концентрацию), то равновесие сместится в сторону, противоположную созданному условию.

Использование катализаторов не влияет на смещение химического равновесия, потому что они ускоряют прямую и обратную реакции одинаково.

Значение принципа Ле Шателье

Принцип Ле Шателье имеет большое значение в химическом производстве. Он позволяет предсказать направление протекания химической реакции при различных условиях и, следовательно, управлять производственными процессами.

Принцип Ле Шателье важен для процессов, происходящих в биосфере. Вам уже известно, что биологически активные вещества постоянно циркулируют в биосфере, то есть осуществляется ее саморегуляция. Она поддерживается благодаря естественным биологическим процессам живых организмов. Принцип Ле Шателье объясняет устойчивость окружающей среды так: все геофизические и космические изменения компенсируются изменениями в функционировании живых организмов. Эти организмы вместе с окружающей средой формируют биосферу нашей планеты. Изменения природных биологических процессов, связанных с живыми организмами, приводят к нарушению условий окружающей среды. Итак, каждый человек должен помнить, что вмешательство в природные процессы окружающей среды может принести соответствующие экологические необратимые последствия в ущерб самому человеку.

Вывод:

• Химическое равновесие - состояние системы, когда скорость прямой реакции уравновешивается со скоростью обратной реакции.
• На состояние химического равновесия влияют изменения температуры, давления, концентрации.
• Повышение температуры смещает химическое равновесие в сторону эндотермической реакции, снижение температуры - в сторону экзотермической.
• Для газов повышение давления смещает равновесие в сторону, которая приводит к уменьшению объема, а снижение - в сторону увеличения объема реагирующих веществ.
• Добавление в систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, одного из реагентов смещает равновесие в сторону образования продуктов реакции. Эффект будет такой же, если вывести из системы один из продуктов реакции. Если же увеличивать концентрацию одного из продуктов, то реакция сместится в сторону реагентов.

Гидролиз солей

Изучая классы неорганических веществ, вы ознакомились с солями как ионными соединениями. Соли образуются в следствии реакций ионного обмена с кислотой и щелочью. Еще одним продуктом этих реакций является вода. Если реакции проходят с участием слабых электролитов, то такие реакции называются обратимыми.
В курсе изучения органической химии вы узнали, что реакции гидролиза - это реакции взаимодействия веществ с водой. Поэтому суть гидролиза солей основывается на обмене между солью и водой с образованием малодиссоциированного, плохорастворимого или нерастворимого вещества. О том, то соли выступают в реакциях обмена с водой, свидетельствует изменение окраски индикаторов.

Гидролиз солей — это реакции обмена ионов солей с водой, в результате которых образовывается слабый электролит.

Соль является продуктом взаимодействия щелочи с кислотой. В завимости от их силы выделяют четыре типа солей, образованных: 1) слабой щелочью и сильной кислотой; 2) сильной щелочью и слабой кислотой; 3) слабой щелочью и слабой кислотой; 4) сильной щелочью и сильной кислотой (рис. 30).

Ознакомимся с типами гидролиза солей подробнее.

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой

К таким солям принадлежат хлорид аммония, хлорид меди (II), сульфат меди (II), сульфат алюминия, нитрат алюминия, хлорид железа (III) и др.
Рассмотрим реакцию гидролиза хлорида аммония и запишем молекулярное уравнение реакции:

Ионное уравнение этой реакции:

Как видим, в реакцию с водой вступают катионы слабого основания. В растворе накапливаются катионы Водорода. Если такой раствор проверить индикаторами, то лакмус и метиловый оранжевый меняют окраску на розовую. Это подтверждает кислую реакцию раствора (рН <7). В таком случае гидролиз происходит по катиону.
Итак, гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, заключается во взаимодействии катиона соли с молекулами воды с высвобождением ионов Водорода. Реакция раствора кислая.

Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой

Такими солями являются сульфид натрия, сульфид калия, сульфит натрия, нитрит бария , ацетат натрия тому подобное.
Возьмем, например, карбонат натрия - соль, образованную гидроксидом натрия , который является сильным основанием, и слабой угольной кислотой. Карбонат натрия - соль двухосновной кислоты, поэтому гидролиз происходит ступенчато. Запишем молекулярные и ионные уравнения реакций:

В растворе накапливаются гидроксид-анионы. В таком растворе фенолфталеин изменяет окраску на малиновую, лакмус приобретает синий цвет, а метиловый оранжевый становится желтым, то есть среда раствора - щелочная (рН> 7). Гидролиз происходит по аниону.

Итак, гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, заключается во взаимодействии аниона соли с молекулами воды с высвобождением гидроксид-ионов. Реакция раствора щелочная.

Подытоживая рассмотрены типы гидролиза солей, приходим к выводу, что реакция среды во время гидролиза определяется более сильным электролитом после реакции.

Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой

Такие соли гидролизуют и по катиону, и по аниону в зависимости от того, степень диссоциации которого из продуктов гидролиза является больше. Если преобладают ионы Водорода - реакция раствора слабокислая. Если же в растворе преобладает содержание гидроксид- ионов, то его реакция слабощелочная. При равенстве ионов Водорода и гидроксид-ионов - нейтральная.
Запишем, например, молекулярное и ионное уравнения гидролиза карбоната аммония:

В результате реакции образовались малодиссоциированные гидрокарбонат-анионы и молекулы гидроксида аммония. Но степень диссоциации гидроксида аммония больше, чем степень диссоциации образованного аниона. Поэтому реакция раствора - слабощелочная.

Рассмотрим еще один пример гидролиза соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, - сульфида аммония (NH₄)₂S. Уравнение реакции:

В этом случае и катионы, и анионы сочетаются в малодиссоциированные молекулы. Степень диссоциации продуктов реакции очень слабая и примерно одинакова. Раствор такой соли - нейтральный (рН = 7).
 

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не гидролизуют

Значение гидролиза: Явление гидролиза получило широкое применение в органическом мире. Вам известно, что щелочной гидролиз взят за основу добычи твердого и жидкого мыла. С помощью гидролиза перерабатывают крахмал и целлюлозу в глюкозу, которая является хорошим энергетическим средством для больных людей. В организме человека гидролизу подвергаются не только соли, но и аминокислоты, белки, жиры и углеводы. Благодаря гидролизу возможна переработка промышленных и продуктовых отходов (в частности, шелухи хлопка и подсолнечника, древесных опилок, кукурузных стеблей и початков) на этанол, метанол, глюкозу, скипидар и другие продукты.

Гидролиз применяют в лабораториях для качественного определения многих катионов, при очистке воды и для устранения ее жесткости, а также в медицине. Гидролиз влияет на рН почвы, а с ним связаны рост и развитие растений, биохимические процессы, происходящие с растениями и почвами, в конце концов, урожайность и качество сельскохозяйственной продукции. Реакцию почв определяют соотношением ионов Водорода и гидроксид-анионов в почвенных растворах. Если рН = 7, то реакция почвенного раствора нейтральная, рН <7 - кислая, рН> 7 - щелочная.

Одной из острых экологических проблем является увеличение площадей кислых почв вследствие выпадения кислотных дождей. Это влечет негативные агрогеохимические последствия: гибель почвенных микроорганизмов, низкий эффект от внесения минеральных удобрений, а следовательно, это влияет на качество продукции и рентабельность производства. Для большинства сельскохозяйственных культур оптимальное значение рН = 6,5. Эффективный способ снижения кислотности почв - известкование. Внося известь, устраняют неблагоприятные свойства почв, вызванные чрезмерной кислотностью, и создают нормальные условия для роста сельскохозяйственных культур.

В природе в результате гидролиза алюмосиликатов происходит разрушение горных пород.

Щелочная реакция почвенных растворов может вызываться хлоридами, сульфатами и карбонатами щелочных и щелочно-земельных элементов, в частности карбонатами натрия, калия, кальция и магния. Чтобы снизить щелочность почв, проводят внесение гипса (гипсование) или солей нитрата кальция, сульфатов железа (II, III) и тому подобное.

Итак, гидролиз - это химические реакции, происходящие в природе, а также они  получили широкое применение в промышленности и лабораториях.

Вывод:

• Гидролиз солей - реакции обмена ионов соли с водой, в результате чего образуется слабый электролит.
• Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, заключается во взаимодействии катиона соли с молекулами воды с высвобождением ионов Водорода. Реакция раствора кислая (рН <7).
• Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой кислотой, заключается во взаимодействии аниона соли с молекулами воды с высвобождением гидроксид-ионов. Реакция раствора щелочная (рН> 7).
• Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой, происходит катионов и анионов в зависимости от того, какие ионы во растворе: ионы Водорода или гидроксид-ионы. Если их количество одинаково - реакция нейтральная (рН = 7).
• Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, не гидролизуют.
• Гидролиз применяют в промышленном производстве многих веществ, в частности этанола, метанола, глюкозы, скипидара. В сельском хозяйстве - для определения реакции почвенных растворов в медицине, лабораториях.
• Зная рН почвенных растворов, можно улучшить качество почв и повысить урожайность сельскохозяйственной продукции.

Понятие гальванический элемент как источник электрического тока

Итальянский физиолог, профессор медицины Болонского университета Л. Гальвани впервые обнаружил электрический ток, возникающий при контакте различных металлов. Он провел и описал опыт сокращения мышц задних конечностей лягушки, закрепленных на медных крючках, при прикосновении к ним стальным скальпелем.

Заинтересовавшись опытом Л. Гальвани, его соотечественник, физик и химик А. Вольта провел серию опытов, в которых заменил конечность лягушки на электрометр. В 1800 г. А. Вольта заявил об открытии явления возникновения электрического тока и сконструировал устройство, которое производило электрический ток. Устройство состояло из двух металлических пластин - медной и цинковой, между которыми помещалась ткань, предварительно пропитанная раствором серной кислоты. К пластинам были припаяны провода, которые погружали в воду. На поверхности проводов выделялся газ, указывало на прохождение сквозь воду электрического тока. Этот простейший химический источник тока он назвал гальваническим элементом, в честь Л. Гальвани.

Совершенствованием первого гальванического элемента занимались английский химик Дж. Ф. Даниэль и независимо от него немецкий и российский физик - изобретатель Б. С. Якоби.

Вспомните из курса химии, какие вещества называют электролитами.

Принцип действия гальванического элемента

Гальванический элемент Даниэля-Якоби (рис. 31) состоит из двух сосудов, содержащих растворы солей: нитрата цинка и нитрата меди (II).

В первый сосуд погружена цинковую пластина, а во вторую - медная. Иначе пластины называют электродами. Сосуды соединены трубкой, заполненной раствором электролита (нитратом натрия), для обеспечения контакта между растворами. Чтобы раствор в трубке не выливался, ее концы закрывают стекловатой или гелем, пропитанным электролитом. Если пластины соединить проводом с электрической лампой, то она загорится.

В течение некоторого времени в сосудах с электродами наблюдаются изменения: цинковая пластина уменьшается, то есть растворяется, а медная - увеличивается, так как на ней оседает медь из раствора нитрата меди (II). В то же время его окраска ослабляется, что указывает на снижение концентрации ионов Меди в растворе. Происходит химический процесс, суть которого заключается в переносе электронов из одной части элемента к другому. Итак, в гальваническом элементе происходит типичный химический процесс. Атомы Цинка, теряя электроны, окисляются и превращаются в катионы Цинка: Zn⁰ - 2ē = Zn²⁺. На цинковом электроде концентрируются электроны, поэтому он приобретает отрицательный заряд. Цинковый электрод называют анодом. На поверхности медной пластины электроны захватываются катионами Меди из раствора, восстанавливая их до атомов Меди, которые и оседают на пластине. Происходит процесс восстановления: Сu²⁺ + 2ē = Сu⁰. Медный электрод вследствие восстановления приобретает положительный заряд; такой электрод получил название катод.
Окислительно-восстановительный процесс, происходящий в гальваническом элементе, отражает такое суммарное уравнение:

или уравнение реакции замещения:

Химические источники тока - это устройства, вырабатывающие электрический ток вследствие протекания в них химических реакций. Гальванический элемент является химическим источником тока.

Гальванические элементы с растворами не совсем удобны в пользовании, поэтому со временем широкое применение получили сухие гальванические элементы. В их герметичных оболочках содержатся не растворы, а пастообразные смеси веществ. К элементам этого типа принадлежит марганец-цинковый элемент, который изобрел французский химик Ж. Лекланже. Цинковый корпус элемента (рис. 32) является анодом, и на батарейке обозначено отрицательный полюс источника тока (знак -). 

Внутри гальванического элемента находится влажная паста, в состав которой входят оксид марганца (IV), хлорид аммония и графит. В эту пасту погружен графитовый стержень, который служит катодом. Элемент герметично заливается смолой. Противоположный полюс заряжен положительно (обозначено знаком +).

Сухие батарейки - распространенный и удобный источник энергии. Они получили применение во всех портативных устройствах, к которым не подключены источники электрического тока. Сейчас используют различные виды батареек: ртутно-кадмиевые, ртутно-цинковые, серебряно-цинковые и др.

Из быта вам известно, что батарейки исчерпывают свой запас энергии, со временем изнашиваются и являются невосполнимыми. Из их названий понятно, что отработанные батарейки содержат ценные химические элементы: цветные и тяжелые металлы, некоторые минералы. Поэтому выбрасывать использованную батарейку, хранить ее на рабочем месте или дома очень опасно.

Разновидностью гальванического элемента является аккумулятор - возобновляемый источник тока. В аккумуляторе вещества, которые расходуются при потреблении тока, аккумулируются на электродах. Поэтому его можно вернуть в первоначальное состояние, если извне через него пропустить электрический ток.

Негативное влияние на экологию отработанных гальванических элементов

Гальванические элементы, о которых шла речь, относятся к устройствам одноразового пользования, поскольку имеют определенный запас реагентов. После расходования этих веществ элемент непригоден для использования. Выясним, какое влияние на окружающую среду осуществляют отработанные гальванические элементы. Прежде всего опасность представляют ртуть и другие компоненты гальванических элементов (кадмий, свинец, олово, никель, цинк, магний). На свалках под воздействием атмосферных факторов батареи быстро разрушаются, а вещества, содержащиеся в них, испаряются или вымываются. Например, содержание одной батарейки загрязняет около 20 м² почвы, а в водоемах - около 400 л воды. В случае попадания ртути в водоемы образуются соединения, которые токсичны. По цепям питания эти соединения попадают в организмы человека и животных. Особый вред приносят соединения ртути беременным женщинам и плоду. У детей, которые питаются продуктами с примесями солей ртути, поражается центральная нервная система, что проявляется заболеваниями мозга.

Все гальванические элементы, содержащие ртуть и другие тяжелые металлы, подвергают вторичной переработке. Утилизация отходов гальванического производства имеет свою специфику, поскольку эти устройства различаются по своему составу, что требует разных способов их производства и утилизации. Поэтому перед предприятиями, занимающимися переработкой гальванических отходов, встала основная задача - обеспечить надежную защиту процессов удаления соответствующих веществ из отработанных гальванических элементов и применять их в качестве вторичного сырья. Производителям важно обеспечить максимум пунктов сбора батареек, кинескопов, аккумуляторов, мобильных телефонов, ртутных ламп для эффективного использования вторичного продукта. А люди, зная, какие экологические и опасные для здоровья последствия могут их ожидать, должны ответственно относиться к сбору отработанных изделий и сдавать их в соответствующих пунктах.

Гальванический элемент можно изготовить в домашних условиях, используя овощи и фрукты. Если воткнуть в яблоко два металлических электрода (могут быть железный и медный гвозди), то электролитом служит яблочный сок. Во время соединения электродов проводником происходит окислительно-восстановительный процесс. Железо при этом отдает электроны и является анодом, а медь - присоединяет их и является катодом. Возникает электрический ток. Несколько таких элементов при отсутствии электроэнергии обеспечат подзарядку телефона, что можно реально использовать в туристических походах или экспедициях.

Вывод:

• Возникновение электрического тока при контакте различных металлов впервые открыл Л. Гальвани. В его честь устройство, которое производило электричество, сконструированное А. Вольта, было названы гальваническим элементом.
• Гальванический элемент усовершенствовал Б. С. Якоби. Он использовал два сосуда с растворами солей, соединенных трубкой, и металлические пластины как электроды, соединенные проволокой со встроенной электрической лампой. Чтобы обеспечить контакт между растворами, ученый заполнил трубку раствором электролита.
• Принцип действия гальванического элемента заключается в переносе электронов из одной части элемента к другому, сопровождающееся возникновением электрического тока. Это типичный химический процесс, который объясняется окислительно-восстановительными реакциями. Реакции, происходящие в гальваническом элементе, отражает такое суммарное уравнение: Cu²⁺ + Zn⁰ → Cu⁰ + Zn²⁺, или уравнение реакции замещения: Cu(NO₃)₂ + Zn = Сu + Zn(NO₃)₂.
• Устройства, вырабатывающие электрический ток вследствие протекания в них химических реакций, называют химическими источниками тока. Гальванический элемент является химическим источником тока.
• Сухие гальванические элементы: марганец-цинковые, ртутно-кадмиевые, ртутно-цинковые, серебряно-цинковые - невозобновляемые, но в них остаются ртуть и тяжелые металлы, которые можно использовать как вторичное сырье.
• Гальванические устройства, выброшенные в почву или водоемы, создают большие экологические опасности: ядовитые вещества по цепям питания попадают в организмы человека и животных, вызывая тяжелые заболевания центральной нервной системы.

Расчетные задачи на вычисление по химическим уравнениям относительного выхода продукта реакции

Решение расчетных задач развивает умение анализировать и синтезировать, сравнивать и вычислять. Задачи является  средством развития интеллекта, критического и творческого мышления, решения проблем и тому подобное. Изучая химию, вы ознакомились с различными типами задач, которые не только позволяют проводить вычисления, но и играют значительную роль в производственных процессах, способствуют более рентабельному использованию сырья и продукции. Однако с помощью расчетов не всегда получают такой же результат, что и на производстве, поскольку при извлечении того или иного продукта возможные потери. Поэтому практический выход продукта всегда меньше теоретически возможного, то есть того, что мы получаем, решая задачи по химическим уравнениям.

Теоретический выход соответствует массе или объема вещества, который находим по уравнению реакции, а практический - это масса или объем, который получают при производстве. Чтобы найти относительный выход продукта, который обозначают греческой буквой η (этa), целесообразно применить формулы:

Итак, учимся решать задачи на вычисление по химическим уравнениям относительного выхода продукта реакции.

Задача №273

Аммиак объемом 6,72 л (н. у.) полностью впитался раствором серной кислоты до образования средней соли. Образовался сульфат аммония массой 17,82 г. Вычислите относительный выход продукта.

Известно:
V (NH₃) = 6,72 л
H₂SO₄
m ((NH₄) ₂SO₄) = 17,82 г

η - ?
Решение
1. Составляем уравнение реакции:

2. Вычисляем молярную массу и массу 1 моль сульфата аммония:
М ((NH₄) ₂SO₄) = 132 г/моль;
m (1 моль) = 132 г/моль ∙ 1 моль = 132 г.
3. Вычисляем объем 2 моль аммиака:
V (NH₃) = 22,4 л/моль ∙ 2 моль = 44,8 л.
4. Подписываем полученные значения под формулами веществ, а известные по условию - над формулами и составляем пропорцию.
5. Вычисляем теоретический выход:

6. Вычисляем относительный выход:

Ответ: относительный выход сульфат аммония - 90% или 0,9. 

Задача №274

Ортофосфорную кислоту полностью нейтрализовали гидроксидом натрия и получили среднюю соль массой 32,8 г, с относительным выходом продукта 80%. Вычислите массы исходных веществ.

Известно:
H₃PO₄ и NaOH
m (Na₃PO₄) = 32,8 г
η = 80%

m(H₃PO₄) — ?

m(NaOH) — ?
Решение
1. Составляем уравнение реакции:

2. Вычисляем молярные массы и массы 1 моль ортофосфорной кислоты, гидроксида натрия и ортофосфата натрия :
М (H₃РO₄) = 98 г/моль;
m (1 моль) = 98 г/моль ∙ 1 моль = 98 г.
М (NаОН) = 40 г/моль;
m (1 моль) = 40 г/моль ∙ 1 моль = 40 г
М (Nа₃РО₄) = 164 г/моль;
m (1 моль) = 164 г/моль ∙ 1 моль = 164 г.

3. Вычисляем массу теоретического выхода ортофосфата натрия:
 тогда 
4. Подписываем полученные значения под формулами веществ, а известные по условию - над формулами и проводим вычисления.

5. Вычисляем массы ортофосфорной кислота и гидроксида натрия, вступивших в реакцию:

Ответ: при относительном выхода продукта 80% прореагировали ортофосфорная кислота массой 24,5 г и гидроксид натрия массой 30 г.

Задача №275

Этилен массой 60 г прореагировал с хлором с образованием дихлорэтана массой 198 г. Вычислите относительный выход продукта и объемы газов (н. у.), которые прореагировали.
Известно:
m (С₂Н₄) = 60 г
m (С₂Н₄Cl₂) = 198 г

η — ?
V(C₂H₄) — ?
V(Cl₂) — ?
Решение
1. Составляем уравнение реакции:

2. Вычисляем молярные массы и массы 1 моль этилена и дихлорэтана и объем 1 моль хлора
М (С₂Н₄) = 28 г/моль; m (1 моль) = 28 г/моль ∙ 1 моль = 28 г.
М (С₂Н₄Cl₂) = 99 г/моль; m (1 моль) = 99 г/моль ∙ 1 моль = 99 г.
V (Сl₂) = 22,4 л/моль; V (1 моль) = 22,4 л/моль ∙ 1 моль = 22,4 л.
3. Подписываем полученные значения под формулами веществ, а известные по условию - над формулами и проводим вычисления.
4. Вычисляем массу теоретического выхода дихлорэтана:

5. Вычисляем относительный выход продукта:

6. Вычисляем объемы газов - этилена и хлора

7. Если по уравнению реакции 1 моль этилена реагирует с 1 моль хлора, то объем хлора, который использовался, составляет 48 л.

Ответ: относительный выход продукта - 93,33%, использовались одинаковые объемы газов по 48 л каждый.

Вывод:

• Решение задач по химическим уравнениям на вычисление относительного выхода продукта реакции заключается в том, что сначала нужно вычислить массу или объем веществ, которые могут образоваться по уравнению реакции, то есть вычислить теоретические массу или объем продукта.
• Практические масса и объем продукта всегда меньше теоретических. Поэтому относительный выход продукта вычисляем по отношению практических массы или объема к теоретическим.

Неорганические вещества и их свойства

Неорганические вещества (неорганические соединения) — простые вещества и соединения, не являющиеся органическими, то есть, не содержащие Углерода, а также некоторые углеродсодержащие соединения (карбиды, цианиды, карбонаты, оксиды углерода C₂O, CO и СO₂ и некоторые другие вещества, которые традиционно относят к неорганическим). Неорганические вещества не имеют характерного для органических веществ углеродного скелета.

Неметаллы. Общая характеристика неметаллов, их физические свойства

Неметаллические элементы и простые вещества-неметаллы: В периодической системе неметаллические элементы размещены в правой верхней части по диагонали, которую условно можно провести от Бора до Астата. Их значительно меньше, чем металлических. Атомы неметаллических элементов имеют на внешнем энергетическом уровне достаточно большое количество электронов (4-8). Поэтому, вступая в химическое взаимодействие с другими элементами, они преимущественно присоединяют электроны, образуя отрицательно заряженные ионы - анионы. К примеру:

Объясните самостоятельно, как водород образует и катион Н⁺, и анион Н^-.

Вам известно, что в периоде с увеличением зарядов атомных ядер уменьшается радиус атома и увеличивается количество электронов на внешнем энергетическом уровне, а следовательно, способность присоединять электроны возрастает. В группе - радиус атома уменьшается снизу вверх, поэтому способность присоединять электроны тоже усиливается. Поскольку Фторв периодической системе расположен в правой части и выше всех, то он проявляет наиболее выраженные неметаллические свойства.

Кроме ионных соединений, неметаллические элементы образуют простые и сложные вещества с ковалентной связью. Например, в простых веществах состава Н₂, Cl₂, I_2, N₂ между атомами образуются общие электронные пары, равноудалены от обоих ядер атомов, то есть связь ковалентная неполярная. Некоторые неметаллы образуют аллотропные модификации: их молекулы имеют более двух атомов и сложное строение. Это белый фосфор Р₄, озон О₃, ромбическая сера S₈. Инертные газы - одноатомные. В сложных веществах, образованных неметаллическими элементами состава Н₂О, HСl, CO_2, SO₃, между атомами имеется ковалентная полярная связь.

Объясните механизмы образования ковалентной неполярной и полярной связей.

Неметаллические элементы образуют простые вещества-неметаллы. Им свойственно молекулярное строение - в узлах молекулярных кристаллических решеток размещаются неполярные молекулы. Кроме того, во многих неметаллах имеются атомные кристаллические решетки. Это алмаз и графит С, бор В, красный фосфор Р (рис. 33).

Физические свойства неметаллов: Неметаллы при нормальных условиях находятся в разных агрегатных состояниях: газообразном (кислород, водород, хлор, азот, фтор), жидком (бром) и твердом (углерод, сера, фосфор).

Демонстрационный опыт. Рассмотрим образцы некоторых неметаллов, в частности брома, серы, углерода (угля), красного фосфора и йода. По результатам наблюдений легко описать физические свойства неметаллов.

Это вещества, которые не имеют металлического блеска, им несвойственна электро- и теплопроводность. Если ударить по куску серы, она легко распадается на мелкие части, что подтверждает ее хрупкость. Неметаллам с молекулярными кристаллическими решетками свойственны низкие температуры плавления и кипения, высокая летучесть.
Неметаллы имеют различный цвет: йод - фиолетовый, бром - бурый, хлор - желто-зеленый, сера - желтая, графит - черно-серый. Водород, кислород, азот - бесцветные газы. Все эти физические свойства взяты за основу классификации простых веществ на металлы и неметаллы.

Окислительные свойства неметаллов: Свойство неметаллических элементов присоединять электроны характеризует их способность быть окислителями при химических превращениях. Чтобы удостовериться в этом, проведем опыт.

Опыт 1. Нагреем медный провод, который имеет красный цвет, в пламени горелки.
Он покрывается черным налетом оксида меди (II). Итак, медь вступила в реакцию с кислородом с образованием оксида меди (II). Уравнение реакции:

В этой реакции атомы Меди отдают электроны и являются восстановителями. Атомы Кислорода присоединяют электроны и являются окислителями.

Восстановительные свойства проявляют хлор, азот, сера, углерод в реакциях с металлами:

Объясните переход электронов в уравнениях реакций. Определите окислители и восстановители.

Окислительные свойства неметаллов проявляются и во время их взаимодействия между собой. Например, в реакции азота с водородом, серы с кислородом:

В этих реакциях окислителем является простое вещество, образованное более электроотрицательным элементом.
Определите, какие вещества являются окислителями в реакциях между неметаллами.

Восстановительные свойства неметаллов: В реакциях с оксидами металлических элементов некоторые неметаллы проявляют восстановительные свойства.
Опыт 2. Пропустим водород через черный порошок оксида меди (II), полученный в опыте 1. Через некоторое время медь из оксида восстанавливается и образуется вещество красного цвета. Уравнение реакции:

Реакции взаимодействия оксидов металлических элементов с водородом и углеродом получили практическое применение в металлургии. Во время реакции окиси цинка с углеродом цинк восстанавливается до свободного состояния:

В металлургической промышленности с помощью водорода восстанавливают вольфрам.
Уравнение реакции:

Обратите внимание! Неметаллические элементы проявляют способность образовывать по несколько оксидов. Например, Углерод - СO и СО₂, Сера - SO₂ и SO₃, Фосфор -Р₂О₃ и Р₂О₅.

Итак, неметаллические элементы образуют простые вещества-неметаллы, которые во время химических реакций могут быть как окислителями, так и восстановителями.

Вывод:

• В периодической системе неметаллические элементы размещены в правой верхней части от диагонали, которую условно можно провести от Бора до Астата.
• Атомы неметаллических элементов имеют достаточно большое количество электронов на внешнем энергетическом уровне, поэтому они преимущественно присоединяют электроны, образуя отрицательно заряженные ионы - анионы.
• Неметаллические элементы образуют простые и сложные вещества с ковалентной связью и сложные - с ионной связью.
• Окислительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии с металлами и между собой. В реакциях неметаллов между собой простое вещество, образованное более электроотрицательным элементом, является окислителем.
• В реакциях неметаллов с оксидами металлических элементов некоторые неметаллы (водород, углерод) проявляют восстановительные свойства.

Аллотропия. Аллотропные модификации неметаллических элементов

Аллотропия: Упоминалось о том, что неметаллические элементы могут образовывать несколько простых веществ, отличающихся по составу молекул и строением.

Аллотропия (от греч. Allos - другой, tropos - свойство) - явление образования химическим элементом двух или более простых веществ, различных по свойствам и строению. Простые вещества одного элемента называют аллотропными  модификациями.

Аллотропные модификации свойственны Кислороду, Сере, Углероду и Фосфору. Ознакомимся подробнее с простыми веществами каждого из этих элементов.

Аллотропные модификации Кислорода. Кислород образует два простых вещества: кислород и озон. Сравним их состав и свойства (табл. 5).

Кислород под действием высокой температуры, электрического разряда или ультрафиолетового излучения превращается в озон, что отражает уравнение:

Реакция обратима, то есть образованный озон разлагается до кислорода и атомарного кислорода. Кислород соединяется в молекулы кислорода. Этот процесс отражает уравнение:

или суммарно: 

Кислород и озон отличаются химической активностью. Вам уже известно, что кислород является хорошим окислителем во время реакций с металлами и некоторыми неметаллами. Однако реакционная способность озона значительно выше благодаря тому, что во время его распада образуется атомарный кислород. Это приводит к самовозгоранию некоторых веществ в озоне, обесцвечиванию красителей, хрупкости каучуков.

Наличие кислорода в воздухе обеспечивает все жизненные процессы в живых организмах.

Благодаря кислороду происходит процесс дыхания. Однако чрезмерное его количество в организме приводит к ускорению обменных процессов, происходит постепенный износ организма. Кислород применяют для резки и сварки металлов в смеси с ацетиленом и в качестве окислителя топлива в ракетных двигателях. В медицине кислородом наполняют кислородные подушки для больных, у которых затруднено дыхание.

Озон - ядовитое вещество, но в малом количестве является хорошим антисептиком, поэтому его применяют для озонирования воды и воздуха. В смеси с кислородом используют в качестве окислителя ракетного топлива; для отбеливания тканей.

Озоновый слой защищает Землю от солнечной радиации.

В промышленности кислород добывают из сжиженного воздуха, перегонкой или электролизом воды. В лабораторных условиях - разложением кислородсодержащих веществ, в частности перманганата калия KMnO₄, пероксида водорода H₂O₂, хлората калий KClO₃, натриевой NaNO₃ или калиевой KNO₃ селитр.

Составьте самостоятельно уравнения реакций электролиза воды и разложение кислородсодержащих органических веществ, которые вы изучали в предыдущих классах.

Аллотропные модификации Серы

Сера - элемент 3 периода главной подгруппы VI группы. На внешнем (третьем) энергетическом уровне его атома содержится 6 электронов. Электронная конфигурация атома - 3s²3р⁴.
Сера образует несколько аллотропных модификаций, в том числе кристаллическую и пластическую серу. Кристаллическая сера имеет две формы: ромбическую и моноклинную.
Ознакомимся с ними подробнее (табл. 6).

Сера получила широкое применение в различных отраслях производства. В частности в промышленности органического синтеза - для вулканизации каучука, в производстве спичек, ядохимикатов, используемых в борьбе с болезнями и вредителями растений (хлопчатника, виноградной лозы). Ее применяют как антисептик в фармацевтической промышленности для производства мазей (например, серной мази для лечения заболеваний кожи). В химической промышленности - для производства серной кислоты и ее солей.

Аллотропные модификации Фосфора

Фосфор - элемент 3 периода, главной подгруппы V группы. Поэтому внешний (третий) энергетический уровень его атома имеет электронную конфигурацию 3s²3p3. При обычных условиях фосфор является твердым веществом, пары которого содержит молекулы Р₄. В природе в свободном состоянии не встречается.

Фосфор образует три аллотропные модификации: белый, красный и черный (табл. 7). Как и все неметаллы, реагирует с кислородом. Белый фосфор - активнее, и уже при температуре 50 °С загорается в воздухе. Менее активный красный фосфор горит в избытке кислорода, если его поджечь. Уравнение реакции:

Аллотропные модификации Углерода

Углерод - элемент 2 периода главной подгруппы IV группы. Поэтому внешний (второй) энергетический уровень его атома имеет электронную конфигурацию 2s²2p². Благодаря особому строению атомов Углерода он существует в виде нескольких аллотропных модификаций - как природных, так и искусственно добытых.

В курсе химии вы изучили кристаллическое строение и физические свойства одной из аллотропных модификаций углерода - алмаза. Алмаз и графит - это природные модификации Углерода, кристаллические структуры которых резко отличаются. Кроме них, известны карбин и фуллерен. Вспомним некоторые свойства алмаза и графита.

Алмаз (от греч. Adamas - твердый) - естественная модификация с атомными кристаллическими решетками, самая твердая среди других веществ. Это бесцветные прозрачные кристаллы, которые не смачиваются водой. Очень тугоплавкий, с температурой плавления 4000 °С. Не проводит электрический ток, но хорошо проводит тепло. Если подействовать на алмаз рентгеновскими или ультрафиолетовым лучами, то он светится голубым или желтым светом. Характерным свойством алмаза является способность хорошо преломлять свет, раскладывая его на целый спектр цветов.
Благодаря этому алмазы применяют в ювелирном деле. Алмазы не растворяются ни в кислотах, ни в других сильных растворителях.

Графит (от греч. Grafo - пишу) - вещество серого или черного цвета, с металлическим блеском, непрозрачное, жирное на ощупь. Относится к тугоплавким соединениям с температурой плавления 3800 °С. По сравнению с алмазом, графит мягкий, хорошо проводит электрический ток и теплоту.

Алмаз и графит могут взаимопревращаться. При нагревании алмаза до температуры свыше 1000 °С без доступа воздуха он превращается в графит. При более высоких температурах (1200-1600 °С) и наличии катализатора графит превращается в алмаз. Это свойство взято за основу изготовления искусственных алмазов. С другими аллотропными модификациями Углерода ознакомимся по табл. 8.

Итак, неметаллические элементы Кислород, Сера, Фосфор и Углерод образуют по несколько простых веществ - аллотропных модификаций, которые получили применение в технике, медицине, ювелирном деле, металлургии, производстве резины, очистке воды. В перспективе - широкое использование фуллеренов, графена, углеродных нанотрубок в медицине и технике.

Вывод:

• Неметаллические элементы способны образовывать по несколько простых веществ. Простые вещества одного и того же элемента называют аллотропными модификациями. Суть явления аллотропии заключается в образовании нескольких простых веществ одним и тем же химическим элементом.
• Аллотропные модификации образуют элементы Кислород, Сера, Фосфор и Углерод. Аллотропия Кислорода обусловлена ​​разным количеством атомов в молекулах простых веществ, а Серы, Фосфора и Углерода - различной структурой кристаллической решетки.
• Аллотропными модификациями Кислорода являются кислород и озон, которые способны к взаимопревращению при определенных условиях. Это два газа: кислород - без запаха и цвета, озон - с характерным запахом свежести, голубого цвета. Кислород - хороший окислитель, однако окислительные свойства озона значительно больше. Кислород обеспечивает жизненные процессы, озон - ядовитый.
• Аллотропными модификациями Серы являются кристаллическая и пластическая сера. Кристаллическая сера имеет две формы: ромбическую и моноклинную. Ромбическая сера - вещество лимонно-желтого цвета, при температуре 95,4-119,3 °С превращается в моноклинную. Ромбическая сера образует кристаллы ромбической формы, моноклинная - игольчатые кристаллы. При дальнейшем нагревании кристаллическая сера кипит и, если ее вылить в холодную воду, она превращается в пластическую. Это длинные цепи, которые легко растягиваются.
• Аллотропные модификации фосфора: белый, красный и черный фосфор. У белого фосфора кристаллическая решетка молекулярная, у красного и черного - атомная. Молекулы белого фосфора четырёхатомные Р₄, красного и черного - имеют большое количество атомов (отражают формулы Р_n).
• Все три модификации при определенных условиях могут превращаться друг в друга. Белый фосфор имеет характерный чесночный запах, ядовитый, светится в темноте, а две другие модификации - без запаха, не ядовиты, не светятся.
• Аллотропные модификации углерода: алмаз, графит, карбин, фуллерены. Алмазу свойственна высокая твердость и одновременно хрупкость. В отличие от него графит мягкий. Алмаз и графит - тугоплавкие, превращаются друг в друга при определенных условиях.
• Карбин и поликумулен - линейные полимеры Углерода, отличающиеся видами химических связей между атомами Углерода. У карбина - одинарные и тройные, у поликумулена - только двойные. Это твердые вещества, полупроводники.
• Фуллерены - аллотропные модификации Углерода, твердые кристаллические вещества. Молекулы содержат 20, 24, 28,..., 60, 70, 200 атомов Углерода. Устойчивой модификацией является С60, сферической формы. Это сильный антиоксидант, проявляет сверхпроводящие свойства.

Адсорбция

Из простых веществ Углерода различают древесный уголь, кокс и сажу. Древесный уголь образуется при нагревании древесины без доступа воздуха. Ему присуща большая пористость, благодаря чему проявляются его особые свойства - способность поглощать своей поверхностью некоторые вещества. Чтобы убедиться в этом, проведем несколько опытов.

Опыт 1. Растворим в воде объемом 20 мл бриллиантовый зеленый объемом 2 мл. Поместим в образовавшийся раствор кусок древесного угля. Через некоторое время наблюдаем обесцвечивание раствора.

Опыт 2. Поместим кусок древесного угля в бромную воду. Она, как и в первом опыте, тоже обесцветится.

Итак, мы наблюдаем явление адсорбции.

Адсорбция (от лат. Ad - на и sorbeo - поглощаю) - явление поглощения газообразных или растворенных веществ поверхностью твердого вещества.

Вещество, которое способно адсорбировать на своей поверхности другие вещества, называют адсорбентом. Древесный уголь активируется, то есть увеличивается площадь его пористой поверхности, если его предварительно нагреть струей водяного пара и очистить от смолистых веществ. В этом случае активированный уголь адсорбирует большое количество веществ. Адсорбционная способность зависит не только от пористости, но и от степени раздробленности. Активированный древесный уголь имеет наибольшую площадь поверхности, составляет 900-1000 м² /г. Адсорбция газов и жидкостей зависит от температуры: с повышением температуры она уменьшается.

Активированный уголь как адсорбент используют в сахарном производстве для очистки сахарного сиропа от примесей, в производстве спирта - для отделения от сивушного масла. Широкое применение оно получило в медицине для выведения токсических веществ из желудка, кишечника, другие сорбенты - из крови, плазмы крови и лимфы. Однако надо знать, что при длительном использовании активированного угля организм теряет такие питательные вещества, как белки, жиры и углеводы.

В Первую мировую войну, когда хлор использовали как химическое оружие, академик Н. Д. Зелинский предложил применить активированный уголь в противогазах. Сейчас древесный уголь используют в бытовых очистителях воды.
Изучая органическую химию, вы убедились, что Углерод - это элемент, который образует огромное количество веществ и многие из них играют важную роль в жизни человека. Так, в процессе жизнедеятельности живых организмов углерод превращается в оксид углерода (IV), а тот в процессе фотосинтеза образует органические соединения. Углерод является важнейшим источником энергии, поскольку входит в состав каменного угля, природного газа, нефти и других полезных ископаемых.

Углеродные материалы - это, кроме древесного угля, кокс и сажа. Их кристаллическая структура такая же, как у графита, но кристаллы в кристаллической решетке не упорядочены, поэтому их классифицируют как аллотропные модификации Углерода.

Кокс добывают из каменного и бурого угля путем их термической обработки без доступа воздуха. Его используют в металлургии для восстановления металлов из их оксидов и в качестве топлива.

Во время неполного сгорания органических веществ образуется черный порошок, жирный на ощупь - сажа. Если над горючим газом подержать некоторое время стеклянный предмет, он покрывается сажей. Сажа накапливается в каминах домов вследствие неполного сгорания топлива, при горении шин и др. Из курса органической химии вам известно, что при наличии сажи вулканизируют каучук и добывают резину. Ее используют как наполнитель для добывания эбонита черного цвета, а также для изготовления печатной краски, копировальной бумаги.

Вывод:

• Адсорбция - явление поглощения газообразных или растворенных веществ поверхностью твердого вещества. Вещество, которое способно адсорбировать на своей поверхности другие вещества, называют адсорбентом.
• Древесный и активированный уголь являются хорошими адсорбентами.
• Активированный уголь используют в медицине, сахарном производстве и производстве спирта, в противогазах и бытовых очистителях воды.
• Кроме активированного угля, широко применяют углеродные материалы - кокс и сажу. Кокс - в металлургии в качестве топлива и восстановитель металлов, сажу - для производства резины, эбонита, печатной краски, копировальной бумаги.

Окислительные и восстановительные свойства неметаллов

Все химические элементы условно разделяют на металлические и неметаллические, а их простые вещества - на металлы и неметаллы. Неметаллов значительно меньше, чем металлов. Вы уже ознакомились с некоторыми неметаллами, изучая аллотропные модификации неметаллических элементов. Простые вещества-неметаллы, образованные элементами первого периода - это водород и гелий и в подгруппах - углерод, кремний, азот и фосфор, кислород и сера, галогены и инертные газы. При обычных условиях неметаллы находятся в трех агрегатных состояниях (табл. 9).

Физические свойства: Неметаллы - это вещества, которые не проводят тепло и электрический ток, кроме кремния (полупроводящий) и графита, который проводит электроток. Температуры плавления и кипения зависят от их агрегатного состояния. Самые низкие температуры кипения имеют газы. Твердые вещества хрупкие, различной окраски: сера - желтого цвета фосфор, в зависимости от аллотропной модификации - белого, красного или черного; йод - фиолетового, имеет металлический блеск; углерод - серо-черного.

Для серы характерное явление флотации, то есть несмачивание водой. Если порошок серы насыпать в воду, то он будет плавать на ее поверхности. Сера легкоплавка, температура кипения составляет 444,6 °С.

Газам тоже присущ определенный цвет: кислород, водород и азот - бесцветные вещества без запаха, хлор - желто-зеленого цвета, с резким запахом. Это очень ядовитый газ, вдыхание которого вызывает паралич верхних дыхательных путей. Бром - летучая жидкость, быстро превращается в пар бурого цвета с резким запахом. При попадании на кожу вызывает ожоги. Йоду свойственна сублимация, то есть с повышением температуры переходит из твердого состояния в газообразное (рис. 35).

Химические свойства неметаллов: Рассмотрим простые вещества-неметаллы с точки зрения окислительно-восстановительных процессов. Несмотря на то, что атомы неметаллических элементов присоединяют электроны, эти вещества в химических реакциях являются окислителями. Наиболее выраженные окислительные свойства проявляют фтор, кислород, хлор.

Окислительные свойства кислорода: Кислород в реакциях с металлами и водородом проявляет окислительные свойства. К примеру:

Напишите самостоятельно переход электронов в реакции водорода с кислородом, назовите окислитель и восстановитель.

Окислительные свойства серы: С металлами и водородом сера тоже проявляет окислительные свойства. С активными металлами она взаимодействует при обычной температуре. Уравнение реакции:

Реакция с алюминием происходит только при нагревании:

С водородом сера взаимодействует при повышенной температуре:

Окислительные свойства углерода: Все аллотропные модификации Углерода - это углерод, поэтому для них характерны одинаковые химические свойства. Как малоактивный неметалл, углерод вступает в химическое взаимодействие только при высоких температурах. В реакциях с водородом и металлами проявляет окислительные свойства. Уравнения реакций:

Составьте самостоятельно уравнения реакций взаимодействия углерода с кальцием и магнием. Определите окислитель и восстановитель.

Окислительные свойства хлора: Как неметалл, хлор проявляет окислительные свойства, реагируя с водородом и менее химически активными неметаллами. Реакция взаимодействия хлора с водородом происходит при нагревании или освещении:

В хлоре загорается фосфор. Во время горения образуются хлориды фосфора(III) и фосфора (V) соответственно:

Хлор активно реагирует с металлами, вследствие чего образуются соли - хлориды.
К примеру: 

В реакциях с металлами (железом и хромом) хлор окисляет их до степени окисления +3. Уравнения реакций:

Окислительные свойства с металлами проявляет фосфор. К примеру:

Восстановительные свойства водорода. Водород является хорошим восстановителем. Во время реакции с кислородом горит голубым пламенем. В смеси с кислородом 1: 2 и с воздухом 1: 5 - взрывоопасен. Уравнение реакции:

Кроме кислорода, реагирует с фтором, хлором, серой и азотом.

Составьте самостоятельно уравнения реакций взаимодействия водорода с фтором, хлором и серой. Назовите окислитель и восстановитель.

Чрезвычайно важным в металлургии является способность металлов восстанавливаться из их оксидов. К примеру:

Восстановительные свойства углерода: В реакциях с химически активными неметаллами углерод является восстановителем. К примеру:

Как и водород, углерод используют в металлургии для восстановления металлов из их окислов. С участием углерода металл восстанавливается до свободного состояния. К примеру:

Составьте самостоятельно уравнения реакций взаимодействия углерода с оксидом меди (II) и оксидом углерода (IV).

Вывод:

• Простые вещества неметаллических элементов называют неметаллами.
• К неметаллам относятся водород и гелий и в подгруппах - углерод, кремний, азот и фосфор, кислород и сера, галогены и инертные газы.
• При обычных условиях неметаллы находятся в трех агрегатных состояниях: твердом, жидком и газообразном.
• Неметаллы не имеют металлического блеска, не проводят электрический ток и тепло, имеют низкие температуры плавления и кипения, различную окраску. Некоторые (белый фосфор, хлор, бром) - ядовиты.
• Неметаллы во время химических преобразований проявляют окислительные и восстановительные свойства. Окислительные свойства неметаллы проявляют в реакциях с другими неметаллами и металлами. Восстановительные свойства проявляют водород и углерод в реакциях с оксидами металлических элементов.

Применение неметаллов. Биологическое значение неметаллических элементов

Неметаллы получили широкое применение в различных отраслях промышленного производства и лабораторных исследованиях. Рассмотрим подробнее важнейшие из них.

Водород - вещество, применение которойго основывается на его физических и химических свойствах. Поскольку водород самый легкий из газов, его использовали для наполнения шариков, аэростатов и дирижаблей. Теперь с этой целью применяют гелий или смесь водорода с гелием. В больших количествах водород используют для синтеза аммиака, который является основой многих солей, минеральных удобрений, органических веществ. В курсе органической химии вы изучали реакцию гидрирования жидких жиров, с использованием которой добывают твердые жиры. Во время реакции горения водорода в кислороде создается высокая температура, и это свойство применяют для резки и сварки металлов.

Вам уже известно, что водород является хорошим восстановителем металлов из их окислов и эту реакцию широко применяют в металлургии для получения тугоплавких металлов и металлов высокой чистоты.

Сейчас ученые разрабатывают много технологических проектов по использованию экологически чистого топлива для автомобильных двигателей. Водород имеет такую ​​перспективу. Однако производство водорода разложением воды является экономически затратным способом. Жидкий водород используют как ракетное топливо.

Кислород - вещество, которое участвует в процессах дыхания и горения. На космических кораблях и подводных лодках это свойство кислорода применяют для поддержания жизнедеятельности человека. Им наполняют кислородные подушки и дают дышать больным, чтобы улучшить обменные процессы. Для исследований используют радиоактивный изотоп кислорода ¹⁵O.

В кислороде сгорают газы, которые при горении (метан, ацетилен) выделяют много тепла. Его используют в быту и промышленности. Горение ацетилена в кислороде применяют для сварки и резки металлов; в черной металлургии - при выплавке чугуна и стали, производстве серной кислоты.

Озон, благодаря его свойствам, используют для озонирования воды на водоочистных станциях и в бассейнах, для очистки сточных вод и дымовых газов. Он является сильным окислителем, поэтому очень быстро обезвреживает гнилостные бактерии, микроорганизмы и вирусы. Кроме того, озон является хорошим отбеливателем тканей, бумаги, кожи. Озон в газообразном состоянии применяют для очистки воздуха в помещениях лечебных учреждений (операционные и реанимационные палаты), утилизации медицинских отходов и тому подобное. С такой же целью обрабатывают помещения производств, занимающихся хранением овощей и фруктов, упаковкой пищевых продуктов.

В медицинских учреждениях все чаще применяют озонотерапию - метод лечения с помощью медицинского озона. Он активизирует обменные процессы на клеточном уровне, улучшает микроциркуляцию крови. Его успешно используют в хирургии для лечения гнойных ран, трофических язв и тому подобное.

Серу в Древнем Египте применяли для изготовления косметических средств, а также мази для лечения болезней кожи. Сейчас в медицине используют серные мази для лечения псориаза и себореи, очищенную серу - как средство от глистов, а соединения серы - при аллергии и шизофрении.

Наибольшее количество серы используют в химической промышленности для производства серной кислоты. На основе серы изготавливают препараты для борьбы с вредителями сельскохозяйственных угодий и молью, ее применяют как добавку к кормам. Из серы производят резину, черный порох и другие взрывчатые вещества, краски и красители, спички и искусственное волокно (рис. 36).

Из аллотропных модификаций фосфора преимущественно применяют красный фосфор, который вместе с клеем и толченым стеклом наносят на боковые поверхности спичечных коробок; в металлургии - как компонент некоторых сплавов и раскислитель. Радиоактивный изотоп фосфора ³²Р применяют в медицине при лечении заболеваний сердечно-сосудистой системы для определения скорости кровотока и объема циркуляции крови, а растворимый препарат ³²Р - для приготовления аппликаторов, которые лечат опухоли, некоторые заболевания кожи (в частности, экзему), роговицу глаза и тому подобное.

Белый фосфор не получил широкого применения. Обычно его используют для ограничения видимого пространства, то есть для дымовых завес в местах хранения боеприпасов, горючих и радиоактивных веществ, складов оружия, поскольку он быстро загорается с выделением большого количества белого дыма.

С применением углерода вы частично ознакомились, изучая явление адсорбции. Рассмотрим использование некоторых его модификаций.

Алмазы как твердые вещества используют в промышленных масштабах в приборостроении, электро- и радиотехнике. Из них изготавливают инструменты для буровых установок (алмазные резцы и сверла), устройства для резки стекла и обработки твердых материалов (шлифовальные круги). Благодаря свечению алмазов и способности образовывать импульсы электрического тока при облучении их применяют в качестве детекторов ядерного излучения, в медицинских счетчиках, во время космических исследований и изучения глубинных слоев Земли.

Алмазы заняли видное место в ювелирном деле, из них изготавливают ценные украшения. Специально обработанный алмаз называют бриллиантом.

Графит является ценным сырьем многих отраслей промышленного производства. Его используют для изготовления различных литейных форм, аккумуляторов, плавильных тиглей, электроугольных и металлографических изделий (например, электродов). Из графита изготавливают искусственные алмазы, графен, смазочно-охлаждающие жидкости, которые получили применение в технике. В частности, графен сейчас используют в испытаниях Большого адронного коллайдера, в установках для производства ядерной и солнечной энергии.

Карбин, как и графен, имеет толщину лишь один атом. Он вдвое прочнее графена и нанотрубки, поэтому может стать тем материалом, который вытеснит их. Полупроводник, с очень большой площадью поверхности. Это свойство можно использовать в устройствах для хранения электроэнергии, для аккумуляторных батарей и тому подобное. Из него можно изготавливать сверхпрочные волокна.

О применении других неметаллов вы узнаете, изучая соединения неметаллических элементов.

Биологическое значение неметаллических элементов: Неметаллические элементы играют важную роль в процессах, происходящих в живых организмах. ознакомимся с этим подробнее.

Из курса биологии вам известно, что почти все живые организмы дышат кислородом, который содержится в составе воздуха. В процессе дыхания происходит окисление органических веществ, попадающих в организм с пищей, до углекислого газа и воды. Большое количество энергии, высвобождаемой при этом расходуется на все жизненные процессы.

Элемент Азот как биогенный элемент входит в состав аминокислот и белков, нуклеотидов и нуклеиновых кислот в связанном состоянии. Есть растения, корни которых содержат микроорганизмы и бактерии, обладающие способностью усваивать молекулярный азот из атмосферы. По цепям питания из растений он попадает в организмы животных и человека. Опасным для здоровья является недостаток азота как на глубинах, так и высотах в случае быстрого поднятия самолетов в верхние слои атмосферы.

Элемент Углерод - один из важнейших биогенных элементов на планете. Он образует большое количество органических соединений, имеющихся в составе живых организмов и способствует их развитию и жизнедеятельности. Белки, жиры, углеводы входят в состав растительных и животных организмов и организма человека, обеспечивая их развитие. Живые организмы усваивают Углерод из атмосферы или через цепи питания.

Элемент Фосфор - незаменимый элемент костной ткани, который вместе с кальцием обеспечивает прочность костей. Фосфор содержится в составе АТФ (аденозинтрифосфата), что является источником энергии, которая передается другим клеткам. Особенно необходим фосфор клеткам мозга. Именно поэтому академик А. Ферсман назвал фосфор «элементом жизни и мысли». Кроме того, этот элемент содержится во многих аминокислотах, ДНК и РНК, которые являются важными составами клеток организмов, и участвует в процессах обмена веществ.

Элементы группы галогенов - это Фтор, Хлор и Йод. Фтор участвует в процессах минерального обмена веществ в мышечной, костной и нервной тканях организма. Он локализует и улучшает состояние зубной эмали, волосы и ногтей,
предотвращает кариес зубов. При наличии достаточного количества фтора в организме поддерживается иммунитет, ускоряется рост костей при переломах, не развивается остеопороз. Важной функцией фтора является участие в процессах кроветворения.

Хлор - биогенный элемент. Клетки живых организмов содержат соединения хлора, прежде всего хлорида натрия. Характерной особенностью является постоянное присутствие в организме, компонент всех тканей содержится в биологически активных веществах. В составе хлорида натрия участвует в формировании плазмы крови, поддерживает ее осмотическое давление, обмен веществ. В составе соляной кислоты, которая производится в желудке, поддерживает ее кислотность и способствует процессу пищеварения.

Йод - элемент, который признан жизненно необходимым микроэлементом. В организме человека содержится 20-50 мг, из них почти 40-60% в щитовидной железе, остальные с кровью попадает во все органы. Участвует в образовании тиреоидных гормонов щитовидной железы, которые непосредственно влияют на обмен веществ, рост и развитие организма, поддерживают энергетический обмен и температуру тела. Йод стимулирует работу нервной системы, мыслительные процессы, препятствует накоплению радиоактивного изотопа ¹³¹І.

Вывод:

• В различных отраслях производства широко применяют неметаллы водород, кислород, озон, серу и углерод. Их применение основывается на физических и химических свойствах этих веществ.
• Водород сейчас используются для синтеза аммиака, гидрирования жидких жиров, резки и сварки металлов, а также восстановления металлов; жидкий водород - как ракетное топливо. Перспективным является использование водорода в качестве экологически чистого топлива для двигателей внутреннего сгорания.
• Кислород - в медицине, на космических кораблях, подводных лодках, в быту и промышленности, для сварки и резки металлов, при выплавке чугуна и стали, в производстве серной кислоты.
• Озон - для озонирования воды, отбеливания тканей, бумаги и кожи, для очистки воздуха в лечебных учреждениях и на складах овощей и фруктов, утилизации медицинских отходов.
• Сера - в химической промышленности, изготовлении косметических средств и мази, для борьбы с вредителями сельскохозяйственных угодий, в производстве резины, черного пороха и других взрывчатых веществ, красок и красителей, спичек, искусственного волокна. Очищенную серу применяют как средство от глистов, а ее соединения - при аллергии и шизофрении.
• Красный фосфор - в спичечном промышленности, металлургии, в медицине радиоактивный изотоп ³²Р используют в качестве меченых атомов и для изготовления аппликаторов.
• Белый фосфор - для ограничения видимого пространства, то есть для образования дымовых завес.
• Модификации углерода, в частности алмаз, используют в приборостроении, электро- и радиотехнике; в инструментах для буровых установок, устройствах для резки стекла и обработки твердых материалов; как детекторы ядерного излучения, в медицинских счетчиках; во время космических исследований и изучения глубинных слоев Земли; в ювелирном деле. Графит является сырьем для производства литейных форм, аккумуляторов, тиглей, электроугольных и металлографических изделий, искусственных алмазов, графена, смазочно-охлаждающих жидкостей. Графен - в испытаниях Большого адронного коллайдера, в установках для производства ядерной и солнечной энергии. Карбин - как полупроводник, материал для изготовления сверхпрочных волокон.
• Элементы Кислород, Азот, Фосфор, Углерод, галогены являются биогенными элементами, которые играют важную роль в жизнедеятельности организмов, поддерживают все жизненные процессы, регулируют обмен веществ и функционирование всех систем организма.

Оксиды неметаллических элементов, их содержание в атмосфере

Неметаллические элементы образуют с кислорода бинарные соединения - оксиды неметаллических элементов или кислотные оксиды. Важнейшие из них - оксиды углерода, кремния, азота, фосфора, серы и хлора. При нормальных условиях они находятся в разных агрегатных состояниях: твердом, жидком или газообразном (табл. 10).

Физические свойства: Оксиды неметаллических элементов - это молекулярные соединения с молекулярными кристаллическими решетками (кроме SiO₂, который имеет атомные кристаллические решетки). От структуры и зависят их свойства. Оксиды молекулярного строения - газы, без запаха (СО, NO, СО₂) или с резким запахом (SO₂, NO₂).
Оксиды углерода (IV) и серы (IV) при определенных температурах переходят в другое агрегатное состояние: первый образует твердое вещество (сухой лед), второй - бесцветную жидкость, которую хранят в стальных цистернах. Испаряясь, оба оксиды вызывают охлаждение.
Азот с кислородом образует пять оксидов. Более подробную информацию об их названиях, молекулярные формулы и физические свойства вы узнаете, рассмотрев рис. 37.

Оксид кремния (IV) - твердое кристаллическое вещество. Его температура плавления очень высока - 1728 °С по сравнению с оксидом углерода (IV), температура плавления которого составляет 56,6 °С. Такое различие обусловлено различным строением кристаллической решетки этих оксидов.

Оксид фосфора (V) - рыхлый порошок, белого цвета, с плотностью 2,3 г/см³, гигроскопичен (впитывает влагу), легкоплавкий, с резким запахом. Типичный кислотный оксид.

Химические свойства: Для кислотных оксидов характерны реакции взаимодействия с водой, основными оксидами и щелочами.

Взаимодействие с водой: Чтобы выяснить, как происходит реакция взаимодействия оксида фосфора (V) с водой, проведем несколько опытов.

Опыт 1 (в вытяжном шкафу). В колбу, наполненную кислородом, опустим предварительно зажжен красный фосфор. Во время горения образуется оксид фосфора (V), который наполняет колбу густым белым снегообразным дымом. Добавьте в колбу с оксидом фосфора (V) воду, колбу несколько раз встряхните. Образуется прозрачный раствор.

Опыт 2. В образовавшийся раствор в колбе добавьте раствор лакмуса. Спрогнозируйте, что можно наблюдать при испытании раствора лакмусом. Взаимодействие с водой происходит неодинаково и зависит от количества воды.
Запишем уравнения реакций:

Однако не все кислотные оксиды взаимодействуют с водой. Нерастворимым в воде является оксид кремния (IV).
Взаимодействие с основными оксидами. Если оксид кремния (IV) нагреть с кальций оксидом, то образуется средняя соль - силикат кальция . Уравнение реакции:

Взаимодействие со щелочами: Чтобы выяснить, взаимодействуют ли кислотные оксиды со щелочами, проведем опыт.
Опыт 3. Нальём в химический стакан раствор гидроксид натрия, подкрашенный фенолфталеином. Пропустим через этот раствор оксид углерода (IV).

Спрогнозируйте, какие изменения будут происходить в химическом стакане.

Уравнение реакции:

Антропогенные и природные причины появления в атмосфере оксидов неметаллических элементов: Источниками выбросов в атмосферу оксидов неметаллических элементов являются многочисленные предприятия, которые не имеют нужных очистных сооружений, теплоэлектростанции, транспортные средства, населенные пункты, некачественное техническое оборудование.

Вследствие производственных процессов различных отраслей промышленности и сельского хозяйства происходят колоссальные изменения в атмосфере планеты. Промышленные производства всей Земли, автомобильный транспорт выбрасывают в атмосферу огромные объемы оксида углерода (IV) (углекислого газа), оксида серы (IV), сульфида водорода, оксидов азота (II) и азота (IV). Это приводит к уменьшению толщины озонового слоя, который защищает поверхность Земли от ультрафиолетового излучения, выпадению кислотных дождей, возникновению парникового эффекта. Ученые отмечают, что за последние 30 лет концентрация озона в атмосфере уменьшилось в десятки раз. Это может быть причиной образования черных дыр в атмосфере. Большое количество углекислого газа в атмосфере приводит к глобальному потеплению на планете.

Выясним, какие загрязнители атмосферы вызывают кислотные дожди. Прежде всего это оксид серы (IV), который образуется во время процессов горения, в частности нефти и мазута, каменного угля; в металлургии - при обжиге и переработке сульфатных руд, производства серной кислоты и цветных металлов; работа транспорта приводит к образованию оксидов углерода (IV) и серы (IV).

В атмосфере оксид серы (IV) окисляется до оксида серы (VI), а тот во время выпадения дождей превращается в серную кислоту. Оксид серы (VI) гигроскопичен, то есть обладает способностью поглощать влагу из воздуха, образуя мелкие капли серной кислоты. Этот процесс отражает такую ​​цепь превращений:

В атмосфере, подобно оксидам серы, происходят преобразования оксидов азота в азотную кислоту. Запишем этот процесс схемой:

Взаимодействие оксида  азота (IV) с водой может происходить с образованием азотистой и азотной кислот, а в избытке кислорода - только азотной кислоты. Уравнения реакций:

Естественными причинами образования в атмосфере оксидов неметаллических элементов является извержение вулканов, гниение органических веществ.

Во время гниения органических остатков выделяется сульфид водорода, способный окисляться до оксида серы (IV) атмосферным кислородом и озоном. Уравнения реакций:

Во время извержения вулканов в атмосферу попадает большое количество оксидов углерода (IV) и серы (IV).

Составьте самостоятельно уравнения реакций образования серной и азотной кислот, происходящие в атмосфере во время выпадения дождей.

После выпадения кислотных дождей происходят изменения в природе: листья на деревьях и кустах желтеют, иногда покрывается ржаво-бурым налетом, появляется неприятный прелый запах и тому подобное. Это свидетельствует о том, что кислотные дожди уничтожают экосистемы, замедляют рост культурных растений, снижают их устойчивость к грибковым заболеваниям, ослабляют противодействие микроорганизмам.

Кислотные дожди отрицательно действуют на почвы, повышая их кислотность, а значит, снижают урожайность.

Оксиды серы и азота являются ядовитыми, поэтому негативно влияют на здоровье человека. Наличие их в воздухе вызывает раздражение дыхательных путей, возникновения бронхита и других заболеваний, снижение иммунитета, что приводит к уменьшению продолжительности жизни людей.

Итак, чтобы предотвратить антропогенное воздействие на загрязнение атмосферы планеты, нужно осознать те последствия, которые вызывают опасность здоровью людей и всего живого, и соблюдать соответствующие правила, а именно: 1) уменьшать процент горючего, которое приводит к выбросам в атмосферу ядовитых газов, переходя на экологически чистые виды топлива; 2) применять очистные сооружения на предприятиях, которые выбрасывают эти газы; 3) не сжигать сухую траву, отходы древесины, пластик;
4) увеличивать площади зеленых насаждений, которые превращают оксид углерода (IV) в органическое вещество, очищая атмосферу и пополняя ее кислородом.

Применение оксидов неметаллических элементов: Оксиды неметаллических элементов получили широкое применение (табл. 11).

Физиологическое действие: Многие оксиды неметаллических элементов проявляют токсическое действие на организм человека. Очень ядовитым веществом является оксид углерода (II), или угарный газ. Его молекулы соединяются с гемоглобином крови значительно прочнее молекулы кислорода, вследствие чего прекращается перенос кислорода к клеткам организма. Углекислый газ хотя и не токсичен, но при чрезмерном количестве у человека возникает удушье или остановка дыхания. Оксиды серы и азота поражают слизистые оболочки дыхательных путей, вызывают ожоги кожи. Пары оксидов азота приводят к увеличению размеров печени и селезенки, расстройствам психики.

Вывод:

Оксиды неметаллических элементов находятся в трех агрегатных состояниях. Это преимущественно вещества молекулярного строения. Атомные кристаллические решетки свойственны оксиду кремния (IV).

Оксиды неметаллических элементов - это кислотные оксиды. Они вступают в химическое взаимодействие с водой, основными оксидами и щелочами.

Появление в атмосфере оксидов неметаллических элементов обусловлено ​​выбросами многочисленных предприятий, теплоэлектростанций, работой транспортных средств, функционированием населенных пунктов, недоброкачественным техническим оборудованием.

Основными загрязнителями атмосферы являются оксид углерода (IV), оксиды серы (IV) и серы (VI), оксиды азота (II) и азота (IV).

Процесс образования кислотных дождей с участием оксидов серы (IV), азота (II) и азота (IV) происходит по следующим цепями преобразований:

Кислотные дожди отрицательно влияют на растительность, снижают плодородие почв, а оксиды серы и азота вызывают у людей заболевания органов дыхания.

Соединения неметаллических элементов с Водородом

Вам уже известно, что неметаллические элементы с Водородом образуют летучие соединения. Это элементы ІV-VІІІ групп периодической системы (табл. 12).

Проанализировав табл. 12 сделаем вывод: в зависимости от количества неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне атомы неметаллических элементов образуют ковалентные полярные связи с разным количеством атомов Водорода. Элементы IV группы периодической системы образуют четыре связи, V - три, VI - два, VII группы - одна связь.

Летучие соединения неметаллических элементов с Водородом преимущественно проявляют способность растворяться в воде. Ознакомимся подробнее с механизмами растворения хлорида водорода НСl, сульфида водорода H₂S и аммиака NH₃ в воде.

Запишем уравнение реакции взаимодействия хлорида водорода с водой:

Если раствор хлорида водорода в воде испытать лакмусом, то окраска индикатора изменится на красную. Это указывает на то, что образовалась кислота.

Из уравнения видно, что атом Кислорода имеет больший заряд, чем атом Хлора.
Поэтому атом Кислорода с большей силой притягивает атомы Водорода. Во время растворения ион Водорода отщепляется от Хлора и благодаря наличию свободной электронной пары присоединяется к Кислороду. Образуется ион гидроксония Н₃О⁺.

Кислород на образование связи отдал электронную пару, поэтому является донором, а ион Водорода - акцептором. Следовательно, механизм образования ковалентной связи в этом случае является донорно-акцепторным.
Теперь выясним, как происходит растворение аммиака в воде. Во время этой реакции атом Азота прочнее удерживает атомы Водорода, чем атом Кислорода. Азот, который имеет свободную электронную пару, притягивает ион Водорода от Кислорода. Образуется положительно заряженный ион аммония:

По уравнению можно предположить, что наличие в растворе гидроксид-ионов обуславливает щелочную среду. Наличие щелочи проверяют индикатором. Раствор фенолфталеина приобретает малиновую окраску.

Объясните механизм образования связи при растворении аммиака в воде.

Сульфид водорода в водном растворе ведет себя как очень слабая кислота. Кислород и Сера - элементы главной подгруппы VI группы. В то же время Кислород проявляет большую электроотрицательность, чем Сера, поскольку в главных подгруппах электроотрицательность элементов возрастает снизу вверх. Поэтому ион водорода от сульфида водорода присоединяется к Кислороду за счет свободной электронной пары. Уравнение реакции:

Итак, учитывая рассмотренные примеры растворения летучих соединений неметаллических элементов с Водородом, сделаем следующие выводы:

• в периодах слева направо ослабляются основные свойства водных растворов неметаллических элементов с Водородом и усиливаются кислотные;
• в группах сверху вниз растут радиусы атомов, поэтому связь между атомом неметаллического элемента и Водородом ослабляется; кислотные свойства водных растворов усиливаются.

Свойства водных растворов соединений неметаллических элементов с Водородом:

Изучая растворение в воде соединений неметаллических элементов с Водородом, вы убедились, что их растворы могут проявлять свойства кислот или оснований. Проверим это, проводя опыты.

Опыт 1. Нальем в пробирку раствор гидроксида натрия, подкрашенный фенолфталеином, и добавим к нему соляную кислоту. Наблюдаем обесцвечивание раствора: соляная кислота нейтрализовала щелочь. Уравнение реакции:

Составьте самостоятельно ионное уравнение реакции. Объясните, какие ионы приняли участие в реакции.

Соляная кислота реагирует с нерастворимыми основаниями, образуя соль и воду. Чтобы убедиться в этом, проведем опыт.

Опыт 2. Добудьте гидроксид меди (II) реакцией обмена:

В результате реакции выпадает в осадок нерастворимое основание синего цвета. Добавьте в пробирку с осадком соляную кислоту:

Осадок растворяется, а раствор приобретает голубой цвет. Такой окраски ему придает меди (II) хлорид.
Как слабая кислота, водный раствор сульфида водорода реагирует только со щелочами.
Эту реакцию отражает уравнение:

Если же сульфид водорода взят в избытке, образуется натрий гидросульфид - кислая соль состава NaHS:

Взаимодействие аммиака с соляной кислотой можно наблюдать на опыте «дым без огня».

Опыт 3. Возьмем два концентрированных раствора аммиака и хлорида водорода. Опустим в каждый раствор стеклянную палочку, а потом приблизим палочки друг к другу. Появляется густой белый «дым». Этот «дым» является скоплением мелких кристаллов образованной соли - хлорида аммония:

Взаимодействие гидроксида аммония  с кислотами указывает на то, что водный раствор аммиака является основанием.

Итак, несмотря на проведенные опыты, сделаем вывод: водные растворы летучих соединений неметаллических элементов с Водородом проявляют свойства кислот или оснований.

Применение соединений неметаллических элементов с Водородом: Летучие соединения неметаллических элементов с Водородом, растворяясь в воде, образуют основания или кислоты.
Хлорид водорода - газ, получаемый при нагревании хлорида натрия с концентрированной серной кислотой. Уравнение реакции:

Водный раствор хлорида водорода - соляная кислота. Если массовая доля хлорида водорода в водном растворе составляет 34-36%, то его называют концентрированной соляной кислотой.

Итак, хлорид водорода прежде всего используют для получения соляной кислоты и ее солей - хлоридов. Кроме того, хлорид водорода получил широкое применение в органическом синтезе.

Сульфид водорода - газ, без цвета, тяжелее воздуха с характерным неприятным запахом тухлых яиц, ядовит. Точнее, испорченные яйца выделяют сульфид водорода, который дает такой запах. Водный раствор сульфида водорода меняет
цвет лакмуса на красный, поэтому его называют сульфидной кислотой. Чаще всего применяют соли - сульфиды, которые входят в состав сульфидных руд.

Аммиак как соединение азота с водородом - газ с резким запахом, который широко используется в различных отраслях промышленного производства (рис. 38).

Вспомните из курса органической химии применение метана и составьте самостоятельно схему.

Вывод:

• Элементы IV - VII групп периодической системы образуют летучие соединения неметаллических элементов с Водородом.
• Общие формулы летучих соединений неметаллических элементов с водородом: ЕН₄, ЕН₃, Н₂Е, НЕ. Степени окисления элементов в этих соединениях растут от -4 до -1.
• Летучие соединения неметаллических элементов с Водородом целом проявляют способность растворяться в воде. В периодах слева направо свойства водных растворов изменяются от основных к кислотным. В группах, с ростом радиусов атомов сверху вниз, кислотные свойства водных растворов усиливаются.
• Свойства водных растворов летучих соединений неметаллических элементов с Водородом меняются так: хлорид водорода в водном растворе - сильная неорганическая кислота, сульфид водорода - слабая кислота и аммиак - неустойчивое слабое основание.

Кислоты

Вам уже известно, что во время реакций взаимодействия соединения неметаллических элементов с водой образуются кислоты. В то же время, хотя оксид кремния (IV) нерастворим в воде, кремниевая кислота существует. В состав ее молекул, как и у других кислот, входят атомы Водорода и кислотный остаток. Повторим состав и названия кислот (табл. 13).

Кислоты - это сложные вещества, молекулы которых содержат один или несколько атомов Водорода и кислотные остатки.

Общие химические свойства кислот: Свойства веществ зависят от их состава и строения. Все кислоты (кроме силикатной) - молекулярные вещества. Общим в их составе является наличие атомов Водорода. Это и предопределяет
общие химические свойства кислот.

Действие на индикаторы: Если в растворы соляной, азотной и серной кислот долить поочередно растворы индикаторов: лакмуса, метилового оранжевого и фенолфталеина, можно наблюдать некоторые изменения (табл. 14).

Итак, в кислотах лакмус и метилоранж меняют окраску на красную и розовую соответственно. Фенолфталеин на кислую среду не реагирует. Изменение окраски индикаторов в кислотах является свойством, благодаря которому кислоту можно найти среди других веществ.

Взаимодействие кислот с металлами: Исследуем, как кислоты реагируют с металлами. К порциям металлов магния, цинка, железа и меди дольем соляную и раствор серной кислоты. В пробирках, где содержатся магний, цинк и железо, во время доливания соляной и раствора серной кислот выделяются пузырьки газа. В пробирках с медью изменения не наблюдаются.
Запишем уравнения реакций, происходящих между металлами и кислотами:

Как видим, не все металлы взаимодействуют с кислотами.

Если же внимательно наблюдать интенсивность выделения газа и сравнить, то в пробирке с магнием его выделяется больше, чуть слабее - в пробирке с цинком, еще слабее - с железом.

Экспериментальные данные навели ученых на мысль, что металлы проявляют разную химическую активность. На основе исследований ученый Н. Бекетов разместил металлы в ряд активности, или вытеснительный ряд металлов.

В этом ряду металлы, размещенные до водорода, вытесняют его из растворов кислот (исключение - азотная кислота). Металлы от меди до золота с растворами кислот не реагируют. Начиная с лития, каждый следующий металл проявляет меньшую химическую активность, чем предыдущий.

Во время реакций металлов, которые в ряде активности стоят до водорода, кроме водорода, который восстанавливается до свободного состояния, образуются соли соответствующих металлов.

Взаимодействие с основными оксидами: Кислоты вступают в реакции обмена с основными оксидами. Продукты этих реакций - соль и вода. Чтобы убедиться в этом, проведем опыт.

Опыт 1. Долейте в черный порошок оксида меди (II) раствор серной кислоты и немного нагрейте. Образуется прозрачный раствор ярко-синей окраски - сульфат меди (II). Такую окраска имеют соли меди. Уравнение реакции:

Составьте самостоятельно уравнение реакции взаимодействия оксида железа (III) с соляной кислотой.

Взаимодействие с основаниями: Кислоты обладают способностью реагировать с основаниями, растворимыми и нерастворимыми в воде. Обратимся снова к опыту.

Опыт 2. Нальём в пробирку раствор гидроксида калия объемом 1,5-2 мл и добавим к нему несколько капель фенолфталеина. К этой же пробирке добавим раствор азотной кислоты.

Спрогнозируйте, как изменится окраска индикатора и что произойдет в пробирке после доливания раствора азотной кислоты.

Таким образом, происходит реакция нейтрализации. Гидроксид калия нейтрализуется азотной кислотой, в результате чего фенолфталеин, который в щелочах приобретает малиновую окраску, обесцветится:

Опыт 3. Добудьте гидроксид железа (III) реакцией обмена. Для этого к раствору хлорида железа (III) добавьте раствор гидроксида натрия. Образуется бурый осадок гидроксида железа (III) (рис. 39). Во время доливания к осадку соляной кислоты (рис. 39, б) осадок растворяется. Продуктом реакции является прозрачный раствор хлорида железа (III) (рис. 39, в).

Взаимодействие с солями: Кислоты реагируют с солями при условии, что выпадает осадок или выделяется газ.
Опыт 4. Измельчите кусок мела (карбонат кальция), насыплем его на дно пробирки и добавьте раствор азотной кислоты. Происходит реакция с выделением газа:

С солями реагируют органические кислоты, например уксусная кислота. Уравнение реакции:

Во время реакции карбоната натрия с уксусной кислотой образуется новая соль и неустойчивая кислота, которая распадается на оксид углерода (IV) и воду.
Опыт 5. Нальём в пробирку раствор хлорида бария объемом 1,5-2 мл и добавим такой же объем серной кислоты. Выпадает белый осадок, нерастворимый в кислотах. Уравнение реакции:

Подытоживая сказанное, сделаем вывод: кислоты - вещества, вступающие в химическое взаимодействие с металлами, которые в ряде активности стоят до водорода, а также с основными оксидами, растворимыми и нерастворимыми в воде основаниями и солями.

Добыча кислот: Кислоты классифицируют по содержанию Кислорода на бескислородные и кислородсодержащие. Рассмотрим способы их добывания.
Добывание бескислородных кислот. Вам уже известно, что неметаллические элементы реагируют при определенных условиях с водородом. В результате взаимодействия образуются летучие соединения неметаллических элементов с Водородом. К примеру:

Вы изучили механизм растворения этих соединений в воде. Их водные растворы являются кислотами. Заметим, что в воде растворяются селенид водорода H₂Se и теллурид водорода H₂Te, водные растворы которых проявляют более выраженные кислотные свойства по сравнению с хлоридом водорода. Соединения HBr и HI непосредственно с помощью взаимодействия простых веществ с водородом добыть нельзя, однако их растворы проявляют свойства кислот.

Добыча кислородсодержащих кислот: Некоторые кислородсодержащие кислоты добывают посредством взаимодействия кислотных оксидов с водой. В этом заключается суть образования в природных условиях кислотных дождей.

Составьте самостоятельно уравнения реакций взаимодействия оксида фосфора (V) с водой с образованием метафосфорной и ортофосфорной кислот. Укажите условия протекания реакций

Кроме того, некоторые кислоты добывают при взаимодействии солей с сильными кислотами. Например, если к силикату натрия долить серной кислоты, выпадает осадок - силикатная кислота. Уравнение реакции:

Значение кислот: Широкое применение в промышленном производстве  получили соляная, серная, азотная и ортофосфорная кислота, а также некоторые органические кислоты.

Среди неорганических кислот лидерами являются соляная и серная кислоты, которые относятся к важнейшей продукции химической промышленности. Это производство лаков и красок, взрывчатых веществ, синтетических пластмасс и волокон, минеральных удобрений, красителей, лекарственных препаратов. Также серную кислоту используют для очистки нефтепродуктов. Азотную кислоту применяют в большом количестве для производства нитроцеллюлозы, взрывчатых веществ, лекарств, нитратных удобрений. Ортофосфатную - как катализатор многих процессов, консервант в напитках, для изготовления полировальных материалов и т.

Многие кислоты входят в состав овощей и фруктов, вместе с другими веществами они способствуют перевариванию пищи в организме. Это прежде всего органические кислоты: молочная, яблочная, лимонная, щавелевая, аскорбиновая и др. Организм человека вырабатывает соляную кислоту, которая содержится в желудочном соке и способствует процессу пищеварения. Среди неорганических кислот важное значение имеет борная. Она входит в состав антибактериальных и антипаразитических средств. В медицине ее используют для изготовления мази. Муравьиная кислота является компонентом препаратов, предназначенных для расширения сосудов, лечения грибковых заболеваний, артритов, отеков.

Из уксусной кислоты добывают аспирин, триацетилцеллюлозу, красители. Это вещество является незаменимым консервантом в быту, пищевой добавкой, растворяет накипь в чайниках, выводит некоторые пятна, смягчает воду.

Обратите внимание! Надо помнить, что кислоты могут наносить вред. Поэтому, пользуясь ими, нужно соблюдать правила безопасности.

Вывод:

• Кислоты - сложные вещества, молекулы которых содержат атомы Водорода и кислотные остатки.
• Кислоты классифицируют по числу атомов Водорода - на одноосновные, двухосновные и трехосновные; по содержанию Кислорода - на кислородсодержащие и безкислородные.
• Растворам кислот свойственны химические реакции с металлами, основными оксидами, основаниями (растворимыми и нерастворимыми в воде), солями. Они меняют окраску индикаторов.
• С растворами кислот реагируют металлы, которые в ряде активности металлов стоят до водорода.
• Безкислородные кислоты добывают растворением в воде летучих соединений неметаллических элементов с Водородом.
• Кислородсодержащие кислоты добывают взаимодействием кислотных оксидов с водой и действием на соли сильных кислот.

Особенности взаимодействия нитратной и концентрированной серной кислоты с металлами

При взаимодействии с азотной кислотой металлы не вытесняют водород. С этой кислотой реагируют активные металлы и те, что в вытеснительном ряду металлов стоят после водорода. В зависимости от концентрации кислоты, кроме солей и воды образуются соединения Азота. Сравним, как происходит взаимодействие меди с концентрированной и разбавленной азотной кислотой (табл. 15).

Концентрированная азотная кислота реагирует со всеми металлами так же, как с медью. Азот восстанавливается до степени окисления +4, то есть образуется оксид азота (IV). Однако разведенная и очень разведенная азотная кислота по разному реагирует с активными и малоактивными металлами. Азот восстанавливается до различных степеней окисления от -3 до +4 (рис. 40).

Проанализировав рис. 40, приходим к выводу, что большинство металлов реагируют с азотной кислотой. Ни при каких условиях не вступают в химическое взаимодействие платина, золото, родий, тантал и иридий. При обычных температурах (16-25 °С) алюминий, хром и железо пассивируются при контакте с азотной кислотой.
Суть процесса пассивирования заключается в образовании на поверхности металлов тонких, очень плотных защитных пленок оксидов алюминия, хром (III) и железа (III), которые с холодной азотной кислотой не реагируют.

Составьте самостоятельно уравнения реакций взаимодействия серебра с концентрированной и разбавленной азотной кислотой.

Особенности взаимодействия серной кислоты с металлами

Вам уже известно, разбавленной серная кислота проявляет общие свойства кислот. Во время таких реакций Водород восстанавливается и выделяется как простое вещество водород. Взаимодействие концентрированной серной кислоты характеризуется тем, что во время этих реакций восстанавливается Сера. Концентрированная серная кислота реагирует с металлами, в ряде активности расположены до водорода, и с теми, что после водорода, в частности медью, ртутью и серебром. С металлами, стоящими до водорода в зависимости от условий, Сера восстанавливается до степени окисления +4, 0 или -2. При взаимодействии с медью, ртутью и серебром - только в +4 (рис. 41).

Итак, азотная и серная кислоты при взаимодействии с металлами проявляют специфические свойства, они являются сильными окислителями. При взаимодействии азотной кислоты с металлами Азот восстанавливается до различных степеней окисления в зависимости от концентрации кислоты. Сера в концентрированной серной кислоте восстанавливается до различных степеней окисления в зависимости от активности металлов.

Вывод:

• Азотная и концентрированная серная кислоты в реакциях с металлами проявляют специфические свойства: Азот и Сера, входящие в их состав, являются сильными окислителями.
• Концентрированная азотная кислота реагирует со всеми металлами, кроме платины Pt, золота Au, родия Rh, тантала Ta и иридия Ir, восстанавливаясь до оксида азота (IV), в котором степень окисления азота составляет +4.
• Разведенная азотная кислота, в зависимости от активности металла, восстанавливается: с активными металлами - до оксида азота (I) N₂O со степенью окисления +1, а с малоактивными  - до оксида азота (II) NO со степенью окисления +2.
• Очень разведенная азотная кислота реагирует с активными металлами, восстанавливаясь до оксида азота (I) N₂O, молекулярного азота N₂, аммиака NH₃ или аммоний нитрата NH₄NO₃.
• Концентрированная серная кислота как окислитель: с активными металлами восстанавливается до оксида серы (IV) SO₂, серы S, сульфида водорода H₂S; с малоактивными - только до оксида серы (IV).

Вычисление количества вещества массы или объема продукта по уравнению химической реакции, если один из реагентов взят в избытке

Современное общество требует от людей сформированных навыков аналитически пользоваться информацией, критически относиться к проблемам и творчески их решать. Для развития критического и творческого мышления крайне важно овладеть способами решения различных типов химических задач. Решение задач в химии рассматривают как метод, который интегрирует знания и способы действий с математикой, физикой, основами химического производства. Такой подход позволяет установить внутрипредметные связи, лучше усвоить химические понятия, законы и теории, обобщить и систематизировать полученные знания.

Решение химических задач способствует формированию умения применять на практике знания о количестве вещества, молярной массе и молярном объеме, массе и объеме, составлять пропорцию и систему уравнений, вести на их основе расчеты, правильно использовать физические величины и их размерности.

Умение решать задачи создает условия для внедрения безотходных технологий, избежать производственных потерь, а значит, и удешевить продукцию. Это влияет на финансовое и предпринимательское состояние многих производств.

Решая задачи этого типа, прежде всего нужно вычислить по уравнению реакции, какой из реагентов взят в избытке. Расчет продуктов осуществляют с веществом, которого не хватает.

Вычисление массы продукта, когда один из реагентов взят в избытке

Задача №276

На серную кислоту массой 29,4 г подействовали гидроксидом натрия массой 30 г до образования средней соли. Вычислите массу образованной соли.

Известно:
m (H₂SO₄) = 29,4 г
m (NaOH) = 30 г
m (Na₂SO₄) -?
Решение
первый способ
1. Составляем уравнение реакции и вычисляем молярные массы и массы 1 моль реагентов:

2. В уравнении реакции подписываем под формулами веществ их массы, учитывая коэффициенты, а над формулами - данные условия задачи и вычисляем, которое из веществ взято в избытке.
3. Вычисляем массу гидроксида натрия, что вступит в реакцию с 29,4 г серной кислоты:

Из вычислений видим, что для полного взаимодействия 29,4 г серной кислоты нужно взять гидроксид натрия массой 24 г, а по условию задачи его масса составляет 30 г. Таким образом, гидроксид натрия - в избытке, а расчет производим по массе серной кислоты.
4. Составляем пропорцию и вычисляем массу сульфата натрия :

Ответ: масса образованного сульфата натрия составляет 42,6 г.
второй способ
1. Из уравнения реакции видно, что при взаимодействии серной кислоты количеством вещества 1 моль расходуется гидроксид натрия количеством вещества 2 моль и образуется сульфат натрия количеством вещества 1 моль.

2. Вычислим, какому количеству вещества соответствует серная кислота массой 29,4 г:

Итак, в реакцию вступит гидроксид натрия количеством вещества 0,6 моль. Вычисляем массу такого количества вещества гидроксида натрия:
m = М ∙ υ; m = 40 г/моль ∙ 0,6 моль = 24 г.
Итак, гидроксид натрия - в избытке.
3. Вычислим массу сульфата натрия:
m (Na₂SO₄) = 142 г/моль ∙ 0,3 моль = 42,6 г.
Ответ: масса образованного сульфата натрия составляет 42,6 г.

Вычисления объема продукта, когда один из реагентов взят в избытке

Задача №277

К порошку магния массой 15 г долили соляную кислоту, содержащую HCl количеством вещества 1 моль. Вычислите объем (н.у.) водорода, выделившегося при реакции.
Известно:
m (Mg) = 15 г
υ (HCl) = 1 моль
V (H2) -?
m (Ba_SO₄) -?
υ (KCl) -?
Решение
1. Составляем уравнение реакции и вычисляем количество вещества магния, необходимого для реакции:

2. Вычисляем, количество вещества, которому соответствует магний массой 15 г:

3. Итак, магний массой 15 г соответствует количеству вещества 0,625 моль, а в реакции будет использовано только 0,5 моль.
Магний взят в избытке, поэтому расчет производим по количеству вещества HCl.
4. Согласно уравнениею реакции, если реагирует 2 моль HCl, то выделяется 1 моль водорода. При взаимодействии 1 моль HCl выделится 0,5 моль газа. Вычисляем его объем по формуле:
V = V_m ∙ υ.
V_m = 22,4 л/моль. Тогда V = 22,4 л/моль ∙ 0,5 моль = 11,2 л.
Ответ: выделится водород объемом 11,2 л.

Вычисление количества вещества продукта, когда один из реагентов взят в избытке

Задача №278

На хлорид бария массой 20,8 г подействовали сульфатом калия массой 20,88 г. Вычислите массу образовавшегося осадка и количество вещества хлорида калия.
Известно:
m (BaCl₂) = 20,8 г
m (K₂SO₄) = 20,88 г

m(BaSO₄) — ?
υ(KCl) — ?

Решение
1. Составляем уравнение реакции и вычисляем молярные массы веществ хлорида бария и сульфата калия, необходимых для реакции, и образованных продуктов:

2. Из вычислений видим, что калий сульфат взят в избытке. Расчет осуществляем по массе хлорида бария :

3. Вычисляем количество вещества хлорида калия. Если в реакцию вступает хлорид бария количеством вещества 1 моль, то образуется хлорид калия количеством вещества 2 моль. Итак, составляем пропорцию:
1 моль - 2 моль;
0,1 моль - у.                            Тогда у = 0,2 моль.
Ответ: образуется сульфат бария массой 23,3 г и хлорид калия количеством вещества 0,2 моль.

Вывод:

• Решение задач в химии рассматривают как метод, который интегрирует знания и способы действий с математикой, физикой, основами химического производства.
• Умение решать расчетные задачи позволяют использовать на практике знания о количестве вещества, молярную массу и молярный объем, массу и объем, составлять пропорцию и систему уравнений, осуществлять на их основе вычисления, правильно использовать физические величины и их размерности.
• Расчетные задачи обеспечивают условия для внедрения безотходных технологий, чтобы избежать производственных потерь, а следовательно, удешевление продукции влияет на финансовое и предпринимательское состояние многих производств.

Общая характеристика металлов. Физические свойства металлов на основе их строения

Размещение металлических элементов в периодической системе: Вам уже известно, что металлических элементов значительно больше, чем неметаллических. Они начинают каждый период (кроме первого) периодической системы, образуют четные ряды больших периодов и главные подгруппы I-III групп. Продемонстрируем их размещения на модели периодической системы химических элементов (табл. 16).

К металлическим элементов относятся все d- и f- элементы.

Особенности строения атомов металлических элементов

Сравнивая строение внешнего энергетического уровня атомов металлических и неметаллических элементов, нетрудно понять, что атомы металлических элементов на внешнем энергетическом уровне имеют небольшое количество электронов (1-3), кроме Олова, Свинца, Висмута и Полония.

Несмотря на это, атомы металлических элементов при химических реакциях отдают электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы - катионы.

Например, отразим строение атома Кальция с помощью электронной формулы: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s². Как видим, атом Кальция на внешнем (четвертом) энергетическом уровне имеет два s-электрона. Отдавая их, атом превращается в ион Кальция. Этот процесс можно записать так:

Металлические элементы, в противовес неметаллическим, не образуют летучих соединений с Водородом. Однако щелочные и щелочноземельные элементы обладают способностью образовывать гидриды (кристаллические вещества состава NaH, CaH₂).

Простые вещества. Простые вещества металлических элементов называют металлами. Им присущ особый вид химической связи - металлическая и металлические кристаллические решетки.

Металлическая связь возникает при взаимодействии свободных электронов с положительно заряженными ионами металлических элементов, размещаемых в узлах кристаллических решеток. Эти ионы образуются в результате
потери атомами электронов. Потерянные электроны свободно перемещаются в массе металлического тела и принадлежат не одному, а всем атомам. Их называют электронным газом, или обобществленными электронами. Электроны, приближаясь к иону, иногда к нему присоединяются, превращаясь в атомы.

Металлы образуют металлические кристаллические решетки. Различают кубическую гранецентрированную (рис. 43, а), объемноцентрированную (рис. 43, б) и гексагональную (рис. 43, в) кристаллические решетки металлов.

Кубические гранецентрированные кристаллические решетки свойственны железу, натрию и другим щелочным металлам, барию; кубические объемноцентрированные - меди, алюминию, серебру и золоту, а гексагональные - магнию, цинку, бериллию и хрому.

Физические свойства металлов: Всем металлам присущи подобные физические свойства. Они электро- и теплопроводные, пластичны, имеют металлический блеск. Эти физические свойства зависят от их кристаллического строения, в частности наличия свободных электронов, которые непрерывно двигаются. Однако, в зависимости от размеров атомов и ионов и количества электронов, электро- и теплопроводности металлов разные. Наиболее электропроводящие - серебро, медь и алюминий. Эти же металлы лучше всего проводят тепло.

Металлический блеск появляется вследствие способности металлов отражать свет. Пластичность обусловлена ​​наличием в узлах кристаллической решетки одноименно заряженных ионов. Под действием на металл силы ионы смещаются, а движение электронов делает невозможным их отрыв от массы металлического тела.

Плотность и температуры плавления металлов очень разные и варьируют в широком диапазоне этих показателей. Металлы, плотность которых не превышает 5 г/см³, называют легкими. Это алюминий и щелочные металлы. Тяжелыми являются те, плотность которых больше 5 г/см³. К ним относятся железо, ртуть, свинец, олово и другие.

Легкоплавкими считают металлы, температуры плавления которых не превышают 350 °С. Это натрий, калий и цезий. К тугоплавким принадлежат металлы с температурами плавления более 350 °С. Лидером среди них является вольфрам.
Все металлы при обычных условиях - твердые вещества (кроме ртути). 

Распространение металлических элементов в природе: Металлы, которые в ряде активности размещены до водорода, являются химически активными веществами. Они легко реагируют с кислородом воздуха, поэтому в свободном состоянии в природе не встречаются. В основном их содержат в своем составе оксиды и соли. В свободном состоянии незначительные залежи образуют медь, серебро, золото.

Вывод:

• Металлических элементов значительно больше, чем неметаллических. Они начинают каждый период (кроме первого) периодической системы, образуют четные ряды больших периодов и главные подгруппы I-III групп.
• В атомах металлических элементов на внешнем энергетическом уровне имеется небольшое количество электронов (1-3), за исключением Олова, Свинца, Висмута и Полония.
• Атомы металлических элементов в химических реакциях отдают электроны, превращаясь в положительно заряженные ионы - катионы.
• Простые вещества металлических элементов называют металлами. Им присущ особый вид химической связи - металлическая и атомное кристаллическое строение.
• Металлы образуют металлические кристаллические решетки: кубическую гранецентрированную, кубические объемноцентрированные и гексагональные.
• Физические свойства металлов зависят от их кристаллического строения. Они электро- и теплопроводные, пластичны, имеют металлический блеск.
• Металлы, плотность которых меньше 5 г/см³, называют легкими, а те, плотность которых больше 5 г/см³, - тяжелыми.
• По температурами плавления металлы делятся на легко-и тугоплавкие.
• В свободном состоянии в природе не встречаются, их содержат в своем составе оксиды и соли. В свободном состоянии есть залежи меди, серебра, золота.

Алюминий: физические и химические свойства

Физические свойства: Как простое вещество, алюминий - металл серебристо-белого цвета с характерным металлическим блеском, электро- и теплопроводный, легкий (плотность 2,7 г/см³). Это легкоплавкий металл с температурой плавления 660 °С, то есть его можно расплавить в пламени горелки. Алюминий хорошо поддается механической обработке - ковке, штамповке, прокату. Благодаря этим свойствам металл получил широкое применение.

Химические свойства: Алюминий - химически активный металл, поэтому в свободном состоянии в природе не встречается. В соединениях проявляет степень окисления +3, поскольку на внешнем энергетическом уровне его атома содержатся три электрона, из которых два s-электрона - спаренные и один р-электрон - неспаренный. Рассмотрим подробнее химические свойства алюминия.

Взаимодействие с неметаллами: Как все активные металлы, алюминий вступает в химическое взаимодействие с кислородом, серой, галогенами и углеродом. Взаимодействует с кислородом при обычных условиях на воздухе. Поэтому все алюминиевые изделия покрыты оксидной пленкой. Уравнение реакции:

Измельченный до порошкообразного состояния, алюминий быстро сгорает с выделением большого количества тепла.
При нагревании алюминий реагирует с углеродом, образуя карбид алюминия :

Очень интересна реакция взаимодействия алюминия с йодом. Ее можно наблюдать в лаборатории.
Проведем демонстрационный опыт, соблюдая правила безопасности.

Обратите внимание! Этот опыт необходимо проводить под тягой.

Опыт 1. Смешайте алюминиевый порошок с йодом и добавим несколько капель воды (воду используем как катализатор). Наблюдаем бурную реакцию с образованием йодида алюминия фиолетовой окраски (рис. 45).

Уравнение реакции:

В реакциях с неметаллами алюминий отдает электроны внешнего энергетического уровня и окисляется, неметаллы присоединяют электроны и восстанавливаются. Итак, алюминий является восстановителем.

Составьте самостоятельно уравнения реакций взаимодействия алюминия с хлором и бромом. Определите окислитель и восстановитель.

Взаимодействие с водой: Взаимодействие алюминия с водой происходит после снятия оксидной пленки. Это можно сделать, например, с помощью наждачной бумаги. Алюминий вытесняет водород из воды, и образуется алюминий гидроксид (рис. 46),

что отражает уравнение реакции:

Взаимодействие с кислотами: Алюминий реагирует с соляной и разбавленной серной кислотами с образованием соответствующих солей и выделением водорода. Чтобы убедиться в этом, проведем демонстрационный опыт.

Опыт 2. Поместим на дно двух пробирок кусочки алюминия. К первой пробирке добавим соляную, а ко второй - разведенную серную кислоты. В пробирке с соляной кислотой водород выделяется интенсивнее (рис. 47).

Уравнения реакций соответственно:

С концентрированными азотной и серной кислотами на холоде алюминий не реагирует. Однако при нагревании реакции происходят по схемам:

Рассмотрите реакции взаимодействия алюминия с концентрированными кислотами как окислительно-восстановительные процессы. Определите окислитель и восстановитель, подберите коэффициенты.

Взаимодействие с солями в растворе: Алюминий реагирует с растворами солей, если металлический элемент, входящий в состав соли, является менее активным по сравнению с ним. К примеру:

Взаимодействие с оксидами металлических элементов: Алюминий реагирует с оксидами металлических элементов только при высоких температурах в диапазоне 1200-3000 °С. С алюминием реагируют оксиды железа, хрома, марганца, вольфрама и кальция. В этих реакциях алюминий проявляет восстановительные свойства:

Это свойство алюминия взято за основу промышленного восстановления металлов. Метод восстановления металлов из их оксидов с использованием алюминия называют алюмотермией.

Составьте самостоятельно уравнения реакций взаимодействия алюминия с оксидом вольфрама (VI) и оксидом железа (II). Определите окислитель и восстановитель, подберите коэффициенты.

Итак, алюминий проявляет общие свойства металлов, является хорошим восстановителем в реакциях с неметаллами, водой, кислотами, солями в растворах и при взаимодействии с оксидами металлических элементов.

Вывод:

• Алюминий - металл серебристо-белого цвета с характерным металлическим блеском, электро- и теплопроводный, легкий, легкоплавкий, хорошо поддается механической обработке.
• Как типичный активный металл, алюминий взаимодействует с неметаллами, водой, кислотами, растворами солей и оксидами неметаллических элементов.
• Алюминий реагирует с растворами солей, когда металл, входящий в состав соли, является менее активным по сравнению с ним.
• С концентрированными азотной и серной кислотами алюминий реагирует только при нагревании.
• Метод восстановления металлов из их оксидов с использованием алюминия называют алюмотермией.

Решение задач на тему: Главная подгруппа III группы

Задача №279

Написать уравнения реакций превращения алюминия и его соединений и указать условия их протекания:

Решение. 1)

2)

3)

4)

5)

6)

7)

Задача №280

В одной пробирке находится раствор хлорида магния, в другой — хлорида алюминия. С помощью какого одного реактива можно установить, в каких пробирках находятся эти соли?

Решение. Алюминий отличается от магния тем, что его гидроксид амфотерен и растворяется в щелочах. Поэтому при приливании избытка раствора щелочи к раствору образуется прозрачный раствор:

Гидроксид магния в щелочах нерастворим, поэтому при приливании раствора щелочи к раствору хлорида магния выпадает осадок:

MgCl₂ + 2KOH = Mg(OH)₂ + 2KCl

Задача №281

В одной пробирке находится водный раствор хлорида бериллия, в другой — бромид бора (III). С помощью какого одного реактива можно различить эти растворы?

Решение. Так же как и в предыдущей задаче, таким реактивом может быть щелочь, но по несколько отличающимся причинам. Водный раствор хлорида бериллия действительно содержит ионы , образовавшиеся в результате диссоциации растворившейся соли Поэтому при добавлении по каплям раствора щелочи к раствору сначала образуется осадок гидроксида бериллия (бериллий — не щелочноземельный металл, а гидроксид бериллия — не щелочь!):

При дальнейшем прибавлении щелочи этот осадок растворится, поскольку гидроксид бериллия, так же как гидроксид алюминия, амфотерен (см. замечание о диагональных соотношениях выше во введении!):

Водный же раствор на самом деле изначально не содержит бромида бора, поскольку он полностью гидролизуется, образуя ортоборную (борную) кислоту :

поэтому при добавлении в эту пробирку щелочи не наблюдается никаких видимых изменений:

Задача №282

Взаимодействие простых веществ А и В при высоких температурах приводит к образованию тугоплавкого соединения С, используемого в качестве абразивного материала. При сгорании 1 моль соединения С массой 56 г в атмосфере кислорода образуется 2 моль твердого кислотного оксида D и 1 моль газообразного кислотного оксида Е, который вызывает помутнение известковой воды. Приведите формулы веществ А — Е и напишите уравнения реакций.

Решение. А — бор В; В — углерод С; С — карбид бора ; D — ангидрид борной кислоты ; Е —.

Уравнения реакций:

Задача №283

Составьте полные уравнения следующих реакций:

1)

2)

3)

4)

5)

6)

Решение. 1) При действии щелочи на соли алюминия выпадает осадок гидроксида алюминия, который растворяется в избытке щелочи с образованием алюмината:

2)При действии раствора аммиака на соли алюминия выпадает осадок гидроксида алюминия:

В отличие от щелочей, раствор аммиака не растворяет гидроксид алюминия. Именно поэтому аммиак используют для полного осаждения алюминия из водных растворов его солей.

3)Сульфид натрия усиливает гидролиз хлорида алюминия и доводит его до конца, до . В свою очередь, хлорид алюминия усиливает гидролиз сульфида натрия и доводит его до конца, до :

4)Алюминат натрия образован очень слабой кислотой — гидроксидом алюминия, поэтому он легко разрушается в водном растворе даже под действием слабых кислот, например угольной:

5) — ангидрид метаборной  ортоборной и тетраборной кислот. При его сплавлении со щелочами образуются метабораты:

6) При обработке избытком раствора щелочи образуются кристаллогидраты тетрабората:

В результате реакции (*) образуется бура.

Задача №284

К 25 г 8%-ного раствора хлорида алюминия прилили 25 г 8%-ного раствора гидроксида натрия. Образовавшийся осадок отфильтровали и прокалили. Определите его массу и состав.

Решение. При действии щелочей на растворы солей алюминия образуется осадок гидроксида алюминия:

Проведем расчет по этому уравнению: = 25 • 0,08/133,5 = 0,015, v(NaOH) = 25 • 0,08/40 - 0,05. находится в недостатке. В результате данной реакции расходуется 0,015 • 3 = 0,045 моль NaOH и образуется 0,015 моль . Избыток NaOH в количестве 0,05 - 0,045 = 0,005 моль растворяет 0,005 моль по уравнению

Таким образом, в осадке остается 0,015 - 0,005 = 0,01 моль . При прокаливании этого осадка в результате реакции

образуется 0,01/2 = 0,005 моль массой 0,005 • 102 = 0,51 г.

Ответ: 0,51 г .

Задача №285

Какую массу квасцов необходимо добавить к 500 г 6%-ного раствора сульфата калия, чтобы массовая доля последнего увеличилась вдвое? Найдите объем газа (при н. у.), который выделится при действии на полученный раствор избытка сульфида калия.

Решение. Масса исходного раствора — 500 г, в нем содержится 30 г (М = 174). Добавим к раствору х моль квасцов (М = 474) (в них содержится x/2 моль = 474x, = 30 + 174x/2 = 30 + 87х, m(р-ра) = 500 + 474x. По условию, массовая доля в конечном растворе равна 12%, т. е.

откуда х = 1,00. Масса добавленных квасцов равна = 474 • 1,00 = 474 г.

В образовавшемся растворе содержится х/2 = 0,500 моль , который реагирует с избытком по уравнению

По этому уравнению, = 3 • 0,500 = 1,500 моль; = 1,500 • 22,4 = 33,6 л.

Ответ. 474 г; 33,6 л

Задача №286

Теплота сгорания диборана (Q = 2040 кДж/моль) значительно превышает теплоты сгорания большинства органических соединений, поэтому диборан используется как один из компонентов эффективного ракетного топлива. Рассчитайте, во сколько разнятся массы сгоревших диборана и этана , выделивших при сгорании одинаковое количество теплоты, равное 5100 кДж. Теплота сгорания этана составляет 1425 кДж/моль.

Решение. При сгорании 1 моль

выделяется Q = 2400 кДж теплоты. Следовательно, для того чтобы выделилось 5100 кДж, необходимо сжечь 5100/2040 = 2,5 моль (т. е. 2,5 • 28 = 70 г).

При сгорании 1 моль этана

выделяется = 1425 кДж теплоты. Для того чтобы выделилось 5100 кДж, необходимо сжечь 5100/1475 = 3,58 моль (т. е. 3,58 • 30 = 107,4 г)..

Ответ. = 107,4/70 = 1,53 раза.

Железо: физические и химические свойства

Физические свойства: Элемент Железо образует простое вещество - железо. Это серебристо-белый металл, имеет сероватый оттенок. Принадлежит к тяжелым металлам (плотность 7,87 г/см³). Железо - тугоплавкий металл с температурой плавления 1539 °С, в то же время очень пластичный и ковкий; электро- и теплопроводный, легко намагничивается. Магнитные свойства проявляют и сплавы железа.

Вспомните из курса природоведения, как разделить порошки железа и серы.

Химические свойства: Железо является достаточно активным металлом и при определенных условиях реагирует с неметаллами, водой, кислотами и солями в растворе. Выясним, как происходит каждая из этих реакций.

Взаимодействие с неметаллами: Прежде всего обратим внимание на взаимодействие железа с кислородом. Эту реакцию можно наблюдать, проведя демонстрационный опыт.

Опыт 1. Привяжем к стальному лезвию зажженную спичку и опустим ее в колбу, наполненную кислородом. Металл ярко сгорает, разбрызгивая во все стороны искры. Это образованный в результате сгорания оксид железа (II, III), тривиальное название которого - железная окалина (рис. 48, а). Уравнение реакции:

Железо сгорает в хлоре с образованием хлорида железа (III)  (рис. 48, б). Уравнение реакции:

Составьте самостоятельно уравнения взаимодействия железа с серой.

Взаимодействие с водой: Железо реагирует с водой при высоких температурах и при обычных условиях. В зависимости от условий результат реакции неодинаков. Если через раскаленный порошок железа пропустить водяной пар, то образуется оксид железа (II, III) и выделится водород:

При обычных условиях реакция происходит при участии кислорода:

Взаимодействие с кислотами: Чтобы выяснить, как железо взаимодействует с кислотами, проведем демонстрационные опыты.
Опыт 2. Поместим на дно двух пробирок порошок железа. Добавим к первой пробирке 1,5-2 мл соляной кислоты, ко второй - такое же количество разбавленной серной кислоты. В обоих пробирках на железе появляются пузырьки газа. Реакции ускорятся, если пробирки с реагентами нагреть. Запишем соответствующие уравнения реакций:

Итак, железо реагирует с соляной и разбавленной серной кислотами с образованием солей соответствующих кислот и выделением водорода.

Обратите внимание! Ионы Водорода являются более слабыми окислителями, чем хлор, поскольку водород окисляет железо до степени окисления +2, а хлор - до степени окисления +3.

Опыт 3. Поместим дно двух пробирок порошок железа. Добавим к первой пробирке 1,5-2 мл концентрированной серной кислоты, во вторую - такое же количество концентрированной азотной. Никаких изменений не наблюдается.
Итак, при обычных температурах железо пассивируется этими концентрированными кислотами. Это объясняется тем, что на его поверхности образуется защитная пленка оксида железа (III), которая не вступает в реакцию с кислотой и защищает железо от взаимодействия с ней.

Взаимодействие с солями в растворе: Как и алюминий, железо реагирует с растворами солей, когда металл, входящий в состав соли, является менее активным по сравнению с ним. Например, при взаимодействии железа с раствором хлорида меди (II) :

Рассмотрите реакции взаимодействия железа с растворами кислот и солей как окислительно-восстановительные процессы. Объясните, окислителем или восстановителем является в них железо.

Качественное определение катионов железа (2+) и железа (3+) в растворе

Ознакомимся с качественными реакциями на примере демонстрационных и лабораторных опытов.

Опыт 4. Нальём в две пробирки растворы сульфатов железа (II) и железа (III) объемом 1,5-2 мл и добавим к каждой из них такой же объем раствора гидроксида натрия . Наблюдая результаты реакций, видим, что в пробирке с сульфатом железа (II) выпал зеленовато-белый осадок, который быстро приобрел бурую окраску. Во второй пробирке, где находился сульфат железа (III), выпал бурый осадок.

По цвету осадков определяем наличие в растворах катионов железа (2+) и железа (3+).

Итак, реактивом на катионы железа (2+) и железа (3+) является гидроксид-анионы. Уравнения реакций:

Биологическое значение железа: Микроэлемент Железо играет важную роль в организме человека и отвечает за важные жизненные функции. Прежде всего - это элемент, входящий в состав гемоглобина крови, придавая ей красный цвет. Он содержится и в эритроцитах, участвующих в транспортировке кислорода от легких к тканям органов и выведении углекислого газа. Железо поддерживает работоспособность мышц и способствует выносливости, защищает организм от болезнетворных микроорганизмов и вирусов. Этот элемент активно выводит токсины и шлаки.

Важную роль играет Железо в обмене веществ и энергии, в частности входит в состав белков и ферментов, участвует в синтезе ДНК, обмене холестерина, гормонов щитовидной железы, влияет на работу нервной системы.

Основная доля этого микроэлемента содержится в крови (примерно 60%), в печени, селезенке, мышцах и костном мозге - 20%. Остальные используется для синтеза ферментов. Общая масса этого микроэлемента в организме - 4-5 г.

Суточная потребность организма человека в Железе составляет 10-20 мг, значительно возрастая при интенсивных мышечных нагрузках. Это количество микроэлемента должен попасть в организм с пищей, поэтому чрезвычайно важным для каждого человека является сбалансированное питание.

Узнайте самостоятельно из интернет-источников, какие продукты питания врачи советуют употреблять для поддержания содержания Железа в организме человека.

Вывод:

• Железо - серебристо-белый металл, имеет сероватый оттенок, тяжелый (плотность 7,87 г/см³⁾, тугоплавкий, пластичный, ковкий, электро- и теплопроводный, легко намагничивается.
• Железо является достаточно активным металлом и при определенных условиях реагирует с неметаллами, водой, кислотами, солями в растворе.
• Взаимодействует с неметаллами при нагревании, образуя бинарные соединения. Продуктами взаимодействия раскаленного порошка железа с водяным паром является железная окалина и водород, а при обычных условиях (при наличии кислорода) - гидроксид железа (III).
• Железо реагирует с соляной и разбавленной серной кислотами при нагревании с образованием солей железа (2+) и выделением водорода.
• При обычных условиях железо с концентрированными серной и азотной кислотами не реагирует, пассивируется.
• Качественными реакциями на катионы железа (2+) и железа (3+) является взаимодействие соединений, содержащих эти катионы, с растворами щелочей. При взаимодействии соединений, содержащих катионы железа (2+), со щелочами в осадок выпадает гидроксид железа (II) зеленовато-белого цвета, который на воздухе приобретает бурую окраску. Во время реакции соединений железа (3+) с щелочами выпадает бурый осадок гидроксида железа (III).

Применение металлов и их сплавов

Самые распространенные металлы и их сплавы: Металлы - вещества, получившие широкое применение в промышленности и технике благодаря своим уникальным свойствам, обусловленным их строением. В зависимости от свойств, некоторые из них используют меньше, а без некоторых невозможно развитие экономики страны.
Щелочные металлы натрий и калий, которые добывают электролизом расплавов солей, щелочей или оксидов этих металлических элементов, несмотря на их высокую активность, получили промышленное применение в различных отраслях. Металлические натрий и калий применяют в качестве катализаторов при синтезе органических соединений, в том числе синтетического каучука. С помощью натрия в металлургической промышленности восстанавливают цветные металлы, например титан. Уравнение реакции:

Кроме того, натрий используют в ядерных реакторах в качестве теплоносителя.
Литий применяют в фотоэлементах благодаря способности превращаться в положительно заряженные ионы при его освещении.
Кальций, как и натрий, применяют в металлургии для получения тяжеловосстанавливаемых металлов, например хрома из его оксида:

Этот металл используют для изготовления сплавов. На основе свинца с добавкой кальция добывают сплав, которым заливают подшипники железнодорожных вагонов.
Алюминий благодаря его свойствам: легкости, пластичности, электро- и теплопроводности и прочности, получил очень широкое применение (рис. 49).

Сплавы - это системы, образованные из двух или более компонентов (металлов с металлами или металлов с неметаллами). Основой для изготовления сплавов является железо и алюминий, хром и медь, магний и титан. Из неметаллов - бор, кремний и углерод. Есть также сплавы, растворы, сплавы механические смеси и сплавы, в которых вещества реагируют друг с другом с образованием интерметаллидов.

Сплавы-растворы образуют сходные по свойствам вещества. Различные по химическим свойствам металлы образуют сплавы-механические смеси. Сплавы третьего вида могут не только смешиваться, но и образовывать между собой и с атомами неметаллов различные соединения.

Сверхтвердые сплавы изготавливают методом порошковой металлургии. Суть метода заключается в прессовании под высоким давлением порошков металлов, с последующим их спеканием. По физическим свойствам сплавы отличаются от чистых металлов прочностью, твердостью, более низкими температурами плавления и кипения, более слабой электро- и теплопроводностью.

Ознакомимся подробнее с наиболее распространенными сплавами меди и алюминия (цветных металлов) и железа, который является основой черной металлургии.

Медь и ее сплавы

Узнайте о применении меди и ее сплавов, обработав рис. 50.

Сплавы алюминия

Чистый алюминий не имеет высокой прочности и твердости, поэтому чаще используют его сплавы. Для улучшения механических свойств алюминия добывают его сплавы с медью, магнием и марганцем.

Самые распространенные сплавы алюминия - это дюралюминий, силумины и термит.

Дюралюминий (от фр. Dur - твердый; аluminum - алюминий) - сплавы, содержащие в своем составе медь (1,4-13%), магний (0,4-2,8%), марганец (0,2-1 %), цинк (5-7%), железо (0,8-1,8%), титан (0,02-0,35%) и кремний (0,5-6%). Дюралюминий
благодаря особым свойствам - прочности, легкости, устойчивости к коррозии и теплопроводности - получил широкое применение в авиа-, корабле- и ракетостроении.

Силумины - сплавы, которые, кроме алюминия, имеют высокое содержание кремния (3-26%). В их состав также входят магний (0,2-1,5%), медь (1-4%), цинк (2-4%), хром (0,2-0,4%), никель (0,8 -2%), титан (0,05-1,5%). Их используют в производстве машин для сельскохозяйственных нужд, деталей многих приборов, колес в авиа- и автомобилестроении.

Термит - сплав алюминия с оксидом железа (II, III). При использовании выделяет много тепла, поэтому его применяют для сварки шин.
Железо и его сплавы. Чистое железо имеет ограниченное использование. В основном применяют сплавы железа - чугун и сталь. Сырьем для выплавки чугуна являются железные руды.

Вспомните из курса географии, что такое руды и где обнаружены залежи железных руд и где расположены металлургические заводы по переработке руды на важные для металлургии сплавы.

При переработке железных руд образуются сплавы железа с углеродом - чугун и сталь. Чугун - сплав, содержащий в своем составе 2-4% углерода и примеси марганца, соединений фосфора, кремния и серы. Большое содержание углерода в чугуне делает его хрупким и нековким, хотя он тверже, чем железо.

Сталь - сплав, содержащий значительно меньшее содержание углерода (0,1-2%) и примесей марганца, соединений кремния, фосфора и серы. Меньшее содержание углерода придает стали большей ковкости и пластичности. Поэтому ее можно штамповать, прокатывать, ковать. Для улучшения этих качеств сталь закаляют, то есть раскаленную сталь быстро охлаждают. Закаленная сталь значительно тверже. В то же время сталь с низким содержанием углерода закаливанию не подвергают. Для приданию стали определенных качеств ее легируют, то есть добавляют к ней другие металлы. Легирующих металлами чаще всего являются хром, вольфрам, никель, ванадий, марганец, молибден, в меньшей степени - титан, кобальт, бериллий. А из неметаллов - кремний. Применение железа и его сплавов представлены в схеме на рис. 51.

Итак, цветная и черная металлургия составляют основу экономики страны.

Известно, что в природе почти 70 металлов, и до сих пор открывают новые металлы. Однако ни один из них не может сравниться по масштабам производства и применения с алюминием, медью, железом и сплавами, добытыми на их основе. В то же время почти все металлы в определенной степени используют в современных технологиях металлургической промышленности.

Большой вклад в развитие черной и цветной металлургии сделали ученые. Известны имена ученых-химиков, металлургов. Это, в частности, М. Мозговой, который разрабатывал теоретические основы кислородно-конвертерного процесса; И. Францевич, который работал над созданием новых металлокерамических материалов, металлов с заданными свойствами и сплавов; И. Бардин, который предложил практическое улучшение металлургического производства: применение кислорода в доменном процессе, кислородно-конвертерный способ производства стали, что интенсифицировало процесс добычи чугуна и стали.

Экология и металлургия: Во время металлургического производства и переработки руд образуются ядовитые газы, которые попадают в атмосферу. Это известные вам оксиды серы (IV), азота (IV) и углерода (IV), которые вызывают выпадение кислотных дождей; оксид углерода (II) отравляет воздух.

Кроме газов, образуется пыль, которую улавливают с помощью специальных устройств и фильтров. В черной металлургии используют большое количество воды для охлаждения металлов. Вода загрязняется, а очистные сооружения не всегда обеспечивают ее полную очистку от вредных примесей. Вследствие попадания отработанной воды в природные водоемы вредные вещества загрязняют их. Все эти загрязнения негативно влияют на окружающую среду, а следовательно, и на здоровье человека, рост и развитие растений и животных.

Поэтому важнейшей задачей металлургической промышленности является внедрение безотходных технологий. Это позволит многократно использовать отходы и удешевить производство многих продуктов промышленности. Примером безотходной технологии может быть использование оксида серы (IV) для производства серной кислоты.

Вывод:

• Металлы - вещества, которые получили широкое применение в промышленности и технике благодаря своим уникальным свойствам.
• Натрий и калий применяют в качестве катализаторов при производстве синтетического каучука, натрий - в качестве теплоносителя в ядерных реакторах; литий - в фотоэлементах.
• Кальций, как и натрий - для добычи трудновосстанавливаемых металлов и для изготовления сплавов в металлургии.
• Сплавы - системы из двух или более компонентов (металлов с металлами или металлов с неметаллами).
• Алюминий образует сплавы: дюралюминий, силумины и термит. Дюралюминий применяют в авиа-, корабле- и ракетостроении; силумины - в производстве машин для сельскохозяйственных нужд, деталей многих приборов и колес, авиа- и автомобилестроении; термит - для сварки шин.
• Медь - как конструкционный материал для изготовления аппаратуры, электропроводов, домашней утвари, инструментов, художественных изделий, а также для получения ее сплавов - латуни и различных видов бронзы.
• Латунь используют в военном и ювелирном деле, судостроении, для производства труб, конденсаторов и радиаторов. Из бронзы производят детали для авиадвигателей и турбин, подшипников и пружин, бытовые изделия, посуда.
• Железо и его сплавы - незаменимые материалы для промышленных и жилых зданий, производства железобетона и конструкций мостов. Их применяют в машиностроении, как кровельную жесть, изготавливают инструменты и бытовые изделия.

Решение задач на тему: Главные переходные металлы

Задача №287

Напишите уравнения реакций, показывающих переход от оксида железа (III) к хлориду железа (II).

Решение. Из оксида железа (III) при нагревании с углем можно получить железо:

Оно растворяется в соляной кислоте с образованием хлорида железа (II):

Задача №288

Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:

Решение. 1)

2)

3)

4)

5)

6)

7)

8)

9)

10)

11)

12)

Задача №289

Железную пластинку массой 5,2 г продолжительное время выдерживали в растворе, содержащем 1,6 г сульфата меди. По окончании реакции пластинку вынули из раствора и высушили. Чему стала равна ее масса?

Решение. Железо стоит в ряду напряжений левее меди, поэтому оно вытесняет медь из растворов ее солей:

Выделяющаяся медь оседает на железной пластинке:

Сульфат меди находится в недостатке. В реакцию вступило 0,01 моль Fe и образовалось 0,01 моль Сu. Масса пластинки после реакции равна

Ответ. 5,28 г.

Задача №290

Напишите уравнения реакций, описывающих превращение : а) в кислой; б) в щелочной среде.

Решение. а) В кислой среде хром со степенью окисления +6 существует в виде дихромат-иона — в виде соли хрома (III). Уравнение полуреакции восстановления хрома в кислой среде имеет вид

В качестве восстановителя можно выбрать

б) В щелочной среде шестивалентный хром существует в виде хромат-иона , а трехвалентный — в виде гидроксида или хромит-ионов . Полуреакция восстановления в избытке щелочи описывается уравнением

В качестве восстановителя можно выбрать

Задача №291

Напишите полные уравнения реакций, соответствующие такой последовательности превращений:

Определите неизвестные вещества.

Решение. При прокаливании перманганата калия образуется оксид марганца (IV) (вещество ):

можно выделить из образовавшейся твердой смеси, растворив в воде. при нагревании восстанавливается соляной кислотой:

Из хлорида марганца (II) по обменной реакции можно получить нитрат марганца (II) (вещество )

,

при прокаливании которого образуется оксид марганца (IV):

Ответ.

Задача №292

Напишите полные уравнения реакций, соответствующие такой последовательности превращений:

Определите неизвестные вещества.

Решение. Твердый хлорид меди (II) реагирует с медью при нагревании в инертной атмосфере с образованием хлорида меди (I) (вещество ):

Хлорид меди (I) растворяется в водном растворе аммиака с образованием аммиачного комплекса (вещество ):

Сульфид калия разрушает комплекс за счет образования плохо растворимого (вещество ):

Сульфид меди (I) растворяется при нагревании в концентрированной азотной кислоте с образованием нитрата меди (II) (вещество ):

Ответ.

Задача №293

Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме:

Определите неизвестные вещества.

Решение. Гидроксид хрома (III) окисляется бромом в щелочном растворе до хромата калия (вещество ):

В кислой среде хромат калия превращается в дихромат калия (вещество ):

Дихромат калия окисляет оксид серы (IV) и превращается при этом в сульфат хрома (III) (вещество ):

Сульфат хрома (III) превращается в гидроксид хрома (III) осторожным добавлением раствора КОН (вещество ):

Ответ.

Задача №294

Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме (каждая стрелка обозначает одну реакцию):

Определите неизвестные вещества.

Решение. Задачу удобно решать методом ретросинтеза, т. е. с конца цепочки. Оксид железа образуется при прокаливании гидроксида железа (III) или кислородсодержащих солей железа (III). Из этих веществ нужно выбрать те, которые образуются при окислении . Хлорид железа (II) превращается в соли железа (III) под действием кислот-окислителей, например азотной или концентрированной серной. Таким образом, . Уравнения реакций:

1)

2)

3)

4)

5)

6)

Ответ.

Задача №295

Почему для получения водорода рекомендуется обрабатывать цинк разбавленной соляной, а не серной кислотой?

Решение. При взаимодействии цинка с НС1 образуется только одно газообразное вещество — водород. Ионы в этом случае восстанавливаться не могут. При взаимодействии цинка с серной кислотой восстановлению могут подвергаться кроме ионов также и ионы или молекулы , содержащие серу в степени окисления +6. В результате наряду с реакцией

при достаточно высокой концентрации  и высокой температуре могут протекать и другие реакции:

Вследствие этого может быть загрязнен диоксидом серы или сероводородом.

Основания. Свойства и применение гидроксидов натрия и кальция

Физические свойства оснований: Вам известно из курса химии, основания - это сложные вещества ионного строения, в состав молекул которых входят катионы металлических элементов и гидроксид-анионы. Названия оснований образуют добавлением к названию катиона слова гидроксид. Например: гидроксид натрия, гидроксид бария . Но если металлический элемент проявляет переменную валентность, то ее указывают в названии: гидроксид железа (II), гидроксид железа (III).

В зависимости от растворимости в воде различают растворимые основания, которые получили название щелочи, и нерастворимые основания.

При нормальных условиях щелочи - твердые, кристаллические, растворимые в воде вещества белого цвета, гигроскопичны. Процесс растворения сопровождается выделением тепла. Растворы щелочей мыльные на ощупь, едкие. Попадая на кожу, вызывают ожоги, разъедают целлюлозу и денатурируют белок, так как обуславливают изменение макромолекулы и молекулярной массы.

Вспомните, какие меры безопасности нужно соблюдать при работе с щелочами.

Нерастворимые основания - твердые вещества, имеющие различную окраску. Например, гидроксид железа (II) - зеленовато-белого цвета, гидроксид меди (II) - синего, гидроксид хром (II) - желтого цвета.

Химические свойства щелочей и действие на индикаторы: Если растворы щелочей испытать индикаторами, то наблюдать изменение их окраски: лакмуса - на синий цвет, метилового оранжевого - на желтый, фенолфталеина - на малиновый. Универсальная индикаторная бумага в щелочной среде приобретает синюю окраску.

Взаимодействие с кислотными оксидами: Это свойство щелочей можно наблюдать с помощью демонстрационного опыта.
Опыт 1. Нальем в пробирку 1-1,5 мл раствора гидроксида натрия и добавим к нему раствор фенолфталеина. Индикатор приобретает малиновую окраску. Опустим в пробирку газоотводную трубку и пропустим через раствор оксид углерода (IV). Уравнения реакций:

Составьте самостоятельно уравнения реакций взаимодействия: а) гидроксида калия с оксидом фосфора (V) ; б) гидроксида барий с оксидом серы (VI). Проанализируйте, какие продукты реакций образуются при этом.

Нейтрализация щелочей кислотами: Это свойство характеризует как щелочи, так и кислоты. Проведем демонстрационный опыт.

Опыт 2. Нальём в две пробирки растворы гидроксидов натрия и кальция объемом по 1,5-2 мл и добавим к каждому из них по несколько капель фенолфталеина. Растворы меняют окраску на малиновую. Добавим к каждой пробирке такой же объем: в первую - соляной, во вторую - раствора серной кислот. Реакции происходят, поскольку растворы обесцвечиваются.

Чтобы исследовать образованные продукты реакций, капните на предметное стекло небольшое количество продуктов и осторожно испарите растворы. На предметном стекле образуются кристаллы солей. Уравнения реакций:

Итак, при взаимодействии щелочей с кислотами образуются соль и вода.

Составьте самостоятельно уравнения реакций взаимодействия: а) гидроксида калия с соляной и серной кислотами; б) гидроксида кальция с соляной кислотой.

Взаимодействие с солями: Щелочи реагируют с солями в растворах. Проведем еще один демонстрационный опыт.

Опыт 3. Нальём в пробирку раствор сульфата меди (II) объемом 1-1,5 мл. Добавьте такой же объем раствора гидроксида натрия (рис. 52). Наблюдаем выпадение синего осадка. Образование осадка является одним из условий протекания реакций. Таким образом, произошла реакция:

Химические свойства нерастворимых оснований.

Взаимодействие с кислотами: Проведем демонстрационный опыт.
Опыт 4. Добудьте нерастворимое основание гидроксид железа (II). Для этого к раствору хлорида железа (II) объемом 1-1,5 мл добавьте раствор гидроксида калия. Выпадает осадок бело-зеленого цвета. Добавьте к образованному осадка такой же объем соляной кислоты. Осадок растворяется и снова образуется растворхлорида железа (II). Уравнения реакций:

 

Разложение нерастворимых оснований при нагревании. Основания при нагревании разлагаются с образованием соответствующих оксидов и воды. Если нагреть осадок гидроксида меди (II), то он превращается в черный порошок оксида меди (II) и воду. Уравнение реакции:
 

Применение гидроксида натрия: Гидроксид натрия известный в технике как каустическая сода, или едкий натр, и имеет широкое применение. Благодаря мыльным свойствам его используют для производства бытовой и промышленной химии, в частности моющих средств. Им дезинфицируют и осуществляют санитарную уборку помещений, очищают засорены трубы, смывают грязь с различных поверхностей. Натрий гидроокись применяют в качестве катализатора в нефтеперерабатывающей промышленности, он способствует повышению цетанового числа нефтепродуктов.

В текстильной промышленности волокна обрабатывают щелочью и промывают. Благодаря этой процедуре исчезают мелкие ворсинки, а само волокно становится крепче и приятнее на ощупь.
В пищевой промышленности гидроксид натрия используют для регулирования кислотности в продуктах при выпечке сладостей и хлебобулочных изделий, изготовления напитков, для окраски оливок в черный цвет. На это указывает число Е-524 на обертке продуктов.

Применяя гидроксид натрия, проявляют снимки при обработке фотографий, нейтрализуют токсины, очищают воздух и тому подобное. В химических лабораториях гидроксид натрия используют как реактив для изучения химических свойств и добыча многих веществ.

Применение гидроксида кальция: Гидроксид кальция называется гашеная известь. Это порошок белого цвета, растворим в воде.

Наиболее широкое применение гашеная известь приобрела в строительном деле. Оно входит в состав многих строительных смесей как вяжущее (скрепляющее) вещество. Его используют благодаря свойству гидроксида кальция связываться с углекислым газом, содержащимся в воздухе, с образованием карбоната кальция. Для изготовления строительного раствора к гидроксиду кальция добавляют песок и воду, для связывания кирпича - кирпич, а для штукатурки - гипс.

Большое количество гидроксида кальция применяют при производстве сахара как известковое молоко (суспензия, подобная молоку) для очистки от примесей и кристаллизации. В пищевой промышленности - как пищевую добавку Е-526, что действует как загуститель и регулятор кислотности.

Гидроксид кальция используют для побелки деревьев и кустов, чтобы предотвратить их болезни. В сельском хозяйстве - для известкования кислых почв. При производстве стекол является одним из компонентов шихты. В фармацевтической технологии - как регулятор pH и для получения кальциевых мыл жирных кислот.

Если профильтровать известковое молоко, то образуется прозрачный раствор - известковая вода. В лабораторных условиях ее используют для выявления оксида углерода (IV).

Это не весь перечень применения указанных веществ. Однако, несмотря на такое широкое использование, всегда надо помнить, что при работе с щелочами необходимо соблюдать правила безопасности.

Вывод:

• Основания - сложные вещества ионного строения, молекулы которых содержат катионы металлических элементов и гидроксид-анионы.
• Различают растворимые в воде основания - щелочи и нерастворимые.
• Щелочи - твердые, кристаллические, растворимые в воде вещества белого цвета, гигроскопичны, растворы которых мыльные на ощупь, едкие, разъедающие целлюлозу и денатурирующие белок, вызывают ожоги на коже.
• Нерастворимые основания - твердые вещества, имеющие различную окраску.
• Щелочи меняют окраску индикаторов: лакмуса - на синюю; метилового оранжевого - на желтую; фенолфталеина - на малиновую; универсальной индикаторной бумаги - на синюю.
• Щелочи взаимодействуют с кислотными оксидами, кислотами и солями.
• Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами, разлагаются при нагревании на оксид и воду.
• Гидроксид натрия получил широкое применение в производстве бытовой и промышленной химии, как дезинфицирующее средство. В пищевой промышленности - это пищевая добавка Е-524. В химических лабораториях используют для исследований.
• Гидроксид кальция применяют как вяжущий материал в строительстве, для выплавки стекол, как пищевую добавку Е-526, для побелки стволов деревьев, известкования почв, в лабораториях - для выявления оксида углерода (IV).

Биологическое значение металлических элементов

Кальций - макроэлемент, что составляет 2% от массы тела человека, из них 99% - в костях и зубах. Главный биоэлемент. Как структурный компонент костей, обеспечивает их прочность и пластичность. С участием кальция происходит защитная реакция, которая предотвращает кровотечения при повреждении кожи. Кальций обладает уникальным свойством выводить из организма соли тяжелых металлов и препятствует накоплению свинца. Проводит нервные импульсы и влияет на сокращение мышц. Нужен людям, склонным к таким болезням, как повышенное артериальное давление, пародонтоз, артриты, судороги ног, депрессии и рак.

Пищевыми источниками кальция являются молочные продукты, особенно творог, рыба, фасоль, орехи, петрушка, капуста.

Калий - основной элемент каждой живой клетки. Его соли, содержащие ионы Калия, нормализуют обмен веществ в тканях, поддерживают мышечный тонус и артериальное давление.

Важен для работы сердца, почек, мозга, печени. В организме поддерживает водно-энергетический баланс, контролирует сокращение мышц, препятствует накоплению радиоактивного цезия-137. Нужен людям для поддержания мышечного тонуса, а также тем, кто испытывают утомляемость и раздражительность, потерю аппетита, расстройство сна, болеют гипертонией, гастритом или язвой желудка.

Для пополнения организма этим микроэлементом стоит добавлять в рацион сушеные абрикосы, изюм, цитрусовые, фасоль и сою, молочные и морепродукты, картофель, шпинат.
Натрий - микроэлемент, играющий важную роль в функционировании организма человека. Оказывает влияние и стимулирует работу нервной системы, влияет на работу миокарда, нормализует артериальное давление, расширяя сосуды. Ионы Натрия входят в состав крови и межклеточной жидкости, тканей тела в организм поступают с хлоридом натрия. Они обеспечивают прохождение нервных импульсов, регулирующих вместе с Калием водный баланс, предотвращая обезвоживание организма.

Больше натрия содержат свежие овощи (помидоры, огурцы, свекла, морковь), бобовые, рыба и морепродукты. При дефиците натрия в организме необходимо употреблять квашеную и морскую капусту, молочные и мясные изделия.

Железо - один из жизненно необходимых микроэлементов. Без него немыслимо функционирование кровеносной системы, синтез эритроцитов и гемоглобина. Это элемент, который является частью многих ферментов, способствует обезвреживанию токсичных веществ в печени, защищает иммунную систему, обеспечивает выработку энергии в мышцах. Как и Калий, препятствует накоплению радиоактивных веществ в организме, в частности радиоактивного плутония.

Содержится в большом количестве в таких пищевых продуктах, как мясо (говядина), морская рыба, почки, печень, грибы, бобовые, какао, морковь, яйца, семена тыквы, зелень, гранат, ржаной хлеб, молодая крапива.

Медь - элемент, как и железо, считается жизненно необходимым микроэлементом для организма человека. Необходим для образования гемоглобина крови, активно участвует в синтезе эритроцитов и гормонов щитовидной железы, предупреждает развитие артритов, искривление позвоночника. От наличия меди зависит пигментация волос. Важную роль играет в проведении нервных импульсов, предотвращая рассеянный склероз.

Важен для детей, имеющих сколиоз, нарушение осанки, ДЦП; людям, страдающим артриты, артрозы, рассеянный склероз, нарушения функции щитовидной железы, сердечно-сосудистыми заболеваниями.

Богатой медью пищей являются устрицы, печень коров и овец, какао и черный перец, а также орехи, семечки, зеленые маслины и пшеничные отруби.

Магний - основной внутриклеточный антистрессовый макроэлемент. Гидратированные ионы Магния являются катализаторами гидролизного распада АТФ и АДФ, обеспечивает выделение энергии в митохондриях клеток. Участвует в передаче генетической информации, нервных импульсов к мышцам, снижении артериального и нормализации сердечного давления. Наличие достаточного количества катионов Магния способствует усвоению кальция.

Источниками пополнения организма этим макроэлементом есть пшеничные отруби, семечки, изюм, сушеные абрикосы, зеленые листовые овощи, фасоль, неочищенный рис, соя и другие бобовые.

Особенно нужен тем, кто часто нервничает, страдает бессонницей, имеет различные расстройства в формировании костной ткани и спазмы кровеносных сосудов.

В организме человека содержится около 25 г - преимущественно в костях в форме фосфатов и гидрокарбоната.

Вывод:

• Металлические элементы играют важную биологическую роль в организме человека.
• К биологически активным металлическим элементам, имеющих важное значение для нормального функционирования организма, относятся микро- и макроэлементы, в частности Кальций, Калий, Натрий, Железо, Медь и Магний.
• Кальций - макроэлемент, главный биоэлемент, содержащийся в костях и зубах. Обеспечивает прочность и пластичность костей, предотвращает кровотечения во время повреждения кожи. Выводит из организма соли тяжелых металлов и препятствует накоплению свинца, проводит нервные импульсы и влияет на сокращение мышц.
• Калий - основной элемент каждой живой клетки. Нормализует обмен веществ в тканях, поддерживает мышечный тонус и артериальное давление, регулирует водно-энергетический баланс, контролирует сокращение мышц, предотвращает накопление радиоактивного цезия-137. Ионы Калия влияют на работу сердечно-сосудистой системы. Попадает  в организм преимущественно с растительной пищей, поскольку ионы калия влияют также на питание растений и животных.
• Натрий - микроэлемент, который стимулирует работу нервной системы, влияет на работу миокарда, нормализует артериальное давление. Входит в состав крови и межклеточной жидкости, обеспечивает прохождение нервных импульсов, регулирует водный баланс.
• Железо - жизненно необходимый микроэлемент. Способствует функционированию кровеносной системы, синтеза эритроцитов и гемоглобина. Является частью многих ферментов, обезвреживает токсичные вещества в печени, защищает иммунную систему, обеспечивает выработку энергии в мышцах, препятствует накоплению радиоактивных веществ в организме.
• Медь - элемент, необходимый для образования гемоглобина крови. Участвует в синтезе эритроцитов и гормонов щитовидной железы, предупреждает развитие артритов и искривление позвоночника, влияет на пигментацию волос. Важную роль играет в проведении нервных импульсов.
• Магний - основной внутриклеточный антистрессовый макроэлемент. Ионы Магния являются катализаторами гидролизного распада АТФ и АДФ. Участвует в передаче генетической информации, нервных импульсов к мышцам, снижении артериального и нормализации сердечного давления. Способствует усвоению кальция.

Средние соли

Состав солей: Соли образуют класс неорганических веществ, состав которых рассматривают как производные кислот, в молекулах которых один или несколько атомов Водорода замещаются на ионы металлических элементов. В зависимости от того, полностью или частично замещаются атомы Водорода, различают средние и кислые соли.
Средние соли - это продукты полного замещения атомов Водорода в молекуле кислоты на катионы металлических элементов. Например, NaNO₃, K₂SO₄, Na₃PO₄.

Названия солей: Обратимся к схеме на рис. 53 и выясним, как образуются названия средних солей.

Физические свойства: Соли - кристаллические вещества с ионными кристаллическими решетками. По растворимости в воде их делят на растворимые (NaCl, KNO₃, Al₂(SO₄)₃), малорастворимые (CaSO₄, PbCl₂) и нерастворимые (AgCl, BaSO₄), что можно определить по таблице растворимости (см. Приложение 1). Солям свойственны высокие температуры плавления и кипения, различные окраски. Например, медный купорос в растворе имеет синий цвет, а безводная соль сульфат меди (II) - белый.
Характерно оранжевую окраску имеет бихромат, желтую - соли железа (3+). Большинство из них не имеют запаха.

Химические свойства: Соли - сложные вещества, вступающие в химическое взаимодействие с простыми и сложными веществами. С некоторыми свойствами этих соединений вы уже знакомы, в частности с взаимодействием с металлами, щелочами и кислотными оксидами. Рассмотрим общие свойства средних солей (табл. 17).

Опыт 1. Налейте в две пробирки поочередно растворы хлорида бария и нитрата бария объемом по 1,5-2 мл и добавьте такой же объем раствора серной кислоты. Наблюдайте образования осадка. Обратите внимание на цвет осадка. Долейте к образовавшемуся осадку раствор азотной кислоты. Опишите наблюдения. Составьте уравнения реакций, сделайте вывод.

Опыт 2. Налейте в две пробирки поочередно растворы хлорида бария и нитрата бария объемом по 1,5-2 мл и добавьте такой же объем раствора сульфата натрия. Наблюдайте образование осадка. Обратите внимание на цвет осадка. К образовавшемуся осадку долейте раствор азотной кислоты. Опишите наблюдения. Составьте уравнения реакций, сделайте вывод.

Итак, средние соли - это класс неорганических веществ, являющихся производными кислот, в молекулах которых все атомы Водорода замещены на катионы металлических элементов.

Вывод:

• Средние соли - это продукты замещения всех атомов Водорода в молекуле кислоты на катионы металлических элементов.
• Названия средних солей происходят от названия катиона металлического элемента с добавлением названия кислотного остатка.
• Соли - кристаллические вещества с высокими температурами плавления и кипения, имеют различную окраску, большинство без запаха. По растворимости в воде их делят на растворимые, малорастворимые и нерастворимые.
• Средние соли взаимодействуют с металлами, кислотами, щелочами, кислотными оксидами и между собой. Разлагаются при нагревании.
• Соли бария в растворах определяют с помощью сульфат-анионов. Итак, реактивом на ион Бария Ba²⁺ является сульфат-анион SO₄^2-.
• Соли аммония в растворах выявляют с помощью гидроксид-анионов. Итак, реактивом на катионы аммония NH₄⁺ + являются гидроксид-анионы OH^-.

Кислые соли. Качественные реакции на некоторые ионы

Состав кислых солей: Кислые соли - это продукты неполного замещения атомов Водорода в молекуле кислоты на катионы металлических элементов. Их образуют только многоосновные кислоты. Например, серная и угольная кислоты образуют гидросульфат и гидрокарбонат - KHSO₄ и NaHCO₃, а ортофосфорная кислота может образовывать два вида кислых солей:

дигидроортофосфаты - NaH₂PO₄, КН₂РО₄, NH₄H₂PO₄ и гидроортофосфаты - Na₂HPO₄, СаНРО₄, (NH₄) ₂HPO₄, Al₂(НРО₄) ₃.

Названия кислых солей: Ознакомимся со схемой образования названий кислых солей (рис. 54).

Назовем некоторые кислые соли по их формулам: NaHCO₃ - гидрокарбонат натрия ; NaH₂PO₄ - дигидроортофосфат натрия ; К₂НРО₄ - гидроортофосфат калия ; КН₂РО₄ - дигидроортофосфат калия.

Все дигидроортофосфаты хорошо растворимые в воде, а гидроортофосфаты - значительно хуже.

Химические свойства: 1.Кислые соли, имея в своем составе атомы Водорода, реагируют со щелочами с образованием средних солей. К примеру:

2. Взаимодействие с сильными кислотами. Уравнение реакции:

Реакция происходит, если с сильными кислотами реагируют кислые соли слабых кислот.

3. Разложение при нагревании:

В результате реакции образуется средняя соль карбонат натрия, вода и выделяется газ.

Взаимопревращения средних и кислых солей. Взаимопревращения карбонатов

Известно, что в результате различных природных процессов (дыхание и гниение, горение сухой травы), а также хозяйственной деятельности людей в атмосферу попадает большое количество оксида углерода (IV). Поэтому карбонаты могут превращаться в гидрокарбонаты при их взаимодействии с оксидом углерода (IV) при наличии воды. Уравнения реакций:

Преобразование карбоната кальция в гидрокарбонат кальция можно наблюдать и в лабораторных условиях. Проведем опыт.

Опыт 1. Нальем в пробирку известковую воду объемом 2-3 мл. Опустим в нее газоотводную трубку и пропустим оксид углерода (IV), который выделяется во время реакции карбоната кальция с соляной кислотой. Через некоторое время в пробирке образуется белый осадок - карбонат кальция. Произошла реакция:

Опыт 2. Продолжим пропускать оксид углерода (IV) через полученный в опыте 1 осадок. За несколько минут осадок растворяется. Образовался растворимый в воде гидрокарбонат кальция. Уравнение реакции:

Взаимопревращения ортофосфатов: Ортофосфаты, как и карбонаты, в реакциях с кислотами превращаются в кислые соли. Так, в зависимости от соотношения соли и кислоты, образуются гидро- или дигидроортофосфаты:

Назовите самостоятельно кислые соли, образовавшиеся во время реакций.

Качественные реакции на некоторые и ионы: Ортофосфат-анион можно обнаружить с помощью качественной реакции. Если к раствору соли ортофосфорной кислоты долить раствор нитрата серебра AgNO₃, то будет наблюдаться выпадение желтого осадка Ag₃РO_4. Уравнение реакции:

Итак, реактивом на ортофосфат-анион РО₄ является катион Ag ⁺. 

Среди силикатов растворимыми являются силикаты натрия и калия. Силикат-анион обнаруживают в растворах с помощью сильных кислот. Если к раствору натрий силиката долить соляную кислоту, то выпадет осадок белого цвета, который имеет способность растворяться в щелочах. Уравнение реакции:

Реактивом на силикат-анион является катион Водорода.

Суммируем изученных

• Кислые соли - продукты неполного замещения атомов Водорода в молекуле кислоты на катионы металлических элементов.
• Названия кислых солей образуют от названия катиона металлического элемента с добавлением гидро- (дигидро-), соединенного с названием кислотного остатка.
• Кислые соли вступают в химическое взаимодействие со щелочами и сильными кислотами, разлагаются при нагревании; средние и кислые соли способны к взаимопревращению.
• Ортофосфаты можно обнаружить среди других веществ в растворе с помощью качественных реакций. Реактивом на ортофосфат-анион РО₄^3-  является катион Ag ⁺.
• Реактивом на силикат-анион является катион Водорода.

Соли, их распространение в природе и применение

Соли - это сложные вещества, наиболее распространенные в природе. В большом количестве содержатся в морских и океанических, минеральных и грунтовых водах, почвах, горных породах и минералах. Соли есть в живых организмах, в частности в клеточном соке растений и животных. В организме человека - в составе макро- и микроэлементов стимулируют нервную и мышечную ткани, имеющиеся в крови, слезах и поте.

Самыми распространенными в природе являются такие группы солей и их минералы: хлориды, карбонаты, силикаты, сульфаты, нитраты и ортофосфаты. Все они получили широкое применение в различных отраслях промышленности и сельского хозяйства.

Хлориды - соли соляной кислоты. В природе они есть в составе минералов сильвинита (рис. 55, а) и галита (рис. 55, в). Сильвинит содержит сросшиеся кристаллы хлоридов натрия и калия NaCl · KCl.
Из хлоридов чаще всего применяют хлорид натрия (рис. 55, б), прежде всего как пищевой продукт. Его используют для подсаливания пищи, консервирования овощей и фруктов.

Вам уже известно об использовании раствора хлорида натрия в медицине, а на многих высокотемпературных производствах подсаливают питьевую воду, поскольку катионы Натрия регулируют водный баланс в организме.

Как сырьевые промышленные продукты, хлориды натрия и калия используют для получения щелочных металлов натрия и калия, их гидроксидов и галогена хлора методом электролиза их расплавов.

В лабораторных условиях с помощью хлоридов проявляют катионы Серебра Ag ⁺, наличие в растворах катионов Натрия Na ⁺ и Калия K ⁺ - по изменению окраски пламени.

Вспомните, на какой цвет меняют окраску пламени катионы Натрия и Калия.

Карбонаты - средние соли угольной кислоты. Это минералы мрамор, известняк, мел. Уникальной по своей красоте и системой залов и галерей является Мраморная пещера, расположенная на плато горного массива Чатыр-Даг в Крыму (Рис. 56, а). Всю пещеру на отдельные залы разделяют кристаллические образования сталактитов (рис. 56, б), которые нависают сверху вниз, произрастая с потолка; сталагмитов, будто вырастают из пола; и сталагнаты, которые являются сочетанием тех и других, занимая пространство от пола до потолка.

В природе встречаются сросшиеся кристаллы карбонатов кальция и магния, входящих в состав минерала доломита. Карбонаты цинка и железа являются составляющими смитсонита и сидерита соответственно.

Известняк, содержащий в основном карбонат кальция, используют как строительный материал. Термическим разложением из него добывают оксид кальция (негашеная известь), из которого изготавливают гидроксид кальция (гашеная известь), что является основой строительных смесей. В сельском хозяйстве известняком обрабатывают почвы, которые имеют высокую кислотность.

Из мрамора изготавливают «минерал» - мраморную штукатурку, которую делают для наружных и внутренних работ. В строительстве и архитектуре его используют как облицовочный и декоративный материал. Из мрамора изготавливают скульптуры, статуэтки, резные барельефы.

Мел используют в бумажной и резиновой промышленности в качестве наполнителя, в строительстве и при ремонте помещений. Она входит в состав зубного порошка. Традиционным является побелка дома мелом.
Не менее важным в производстве применение карбоната натрия. Вместе с оксидом кальция он входит в состав шихты для выплавки оконного и других видов стекол, для варки мыла и синтетических моющих средств. В быту этой солью смягчают воду.

В лабораториях с участием карбонатов кальция и натрия добывают оксид углерода (IV), проводят опыты, характеризующие химические свойства солей.

Силикаты - средние соли кремниевой кислоты в природе встречаются как слюда, сланцы, есть в глине. Понятие «слюда» охватывает группу минералов, имеющих слоистую структуру. Самые распространенные - мусковит, биотит, флогопит и лепидолит (рис. 57).

Слюда является хорошим изолятором, что выдерживает высокие температуры и не меняет свои параметры. Это свойство способствовала применению слюды в электротехнике.

Некоторые виды слюды при нагревании запекаются, образуя вермикулит. Это готовый субстрат для выращивания растений, хорошо сохраняет влагу и служит микроэлементным удобрением. Грунт, смешанный с вермикулитом, повышает урожайность сельскохозяйственных культур.

Слюдой облицовывают деревянные изделия, в мебельные гарнитуры вставляют «окошки». Хорошо размолотую слюду добавляют к румянам и пудре, что придает коже перламутрового блеска. Также слюда обладает лечебными свойствами.

Горючие сланцы - полезные ископаемые, образованные осадочными породами, в состав которых входят органические и неорганические вещества. Имеют слоистую структуру. Сгорая, выделяют большое количество тепла, поэтому их можно использовать как высококалорийное топливо. Сейчас сланцевые залежи, которыми богата Россия, не играют ведущей роли в экономике страны. Их считают альтернативным источником энергии, однако большинство современных исследователей пришли к выводу, что горючие сланцы являются топливом будущего.

Глина - горная осадочная порода, пластичная, содержащая в своем составе различные глинистые материалы. Ее тип зависит от содержания каолинита, гидрослюды и других минералов. Химические компоненты глины - это оксид кремния (IV) (песок - 30-70%), оксид алюминия (10-40%) и вода (5-10%). Глины содержат примеси оксида железа (II, III), оксидов кальция, калия, магния и титана. Окраску глины используют для лепки разных бытовых изделий - вазонов для цветов, разной посуды (рис. 58).

Узнайте больше об изготовлении художественных изделий из глины, посмотрев видео «Творческая мастерская» (режим доступа: https://www.youtube.com/watch?v=736pbfXirPE).

Выжженные при высоких температурах изделия из глины называют керамическими.

Широко применяют белую глину, из которой изготавливаются фарфоровая и фаянсовая посуда, раковины умывальников, а также строительные материалы - огнеупорный кирпич и черепица. Цветные глины (желтые, серые, красные, зеленые) в большом количестве применяют для изготовления облицовочной плитки, других видов кирпича и черепицы, гончарной посуды, статуэток и тому подобное.

Глины благодаря их связующим свойствам применяют как составляющую формовочных смесей для изготовления литейных форм.

Вместе с камнем и деревом глины являются строительным материалом, который используется для строительства экологически чистых зданий (мазанок). Кроме того, их применяют при производстве красок, цемента, мыла, резины, в бумажной промышленности.

С давних пор человечеству известно, что глины обладают лечебными свойствами, в частности оказывают антисептическое, очищающее и противовоспалительное действие на организм человека.

Сульфаты - соли, образованные серной кислотой. В естественных условиях это в основном кристаллогидраты.
Вспомните, какие вещества называют кристаллогидратами. Приведите примеры известных вам кристаллогидратов.
Наиболее распространенными из кристаллогидратов является гипс CaSO₄ · 2H₂O, медный купорос CuSO₄ · 5H₂O, глауберова соль Na₂SO₄ · 10H₂O, горькая соль MgSO₄ · 7H₂O, железный купорос FeSO₄ · 7H₂O.

Гипс применяют в строительном деле, для отделки архитектурных сооружений, в медицине для наложения гипсовых повязок в случае перелома костей. Медный купорос - как электролит для восстановления меди для покрытия более активных металлов, чтобы предотвратить окисление активного металла; для изготовления минеральных красок.
Раствор медного купороса используют для протравливания семян, чтобы сохранить его от грызунов, и изготовление бордосской жидкости; для опрыскивания деревьев и кустов, чтобы предотвратить грибковые болезни, им пропитывают древесину. Глауберовую соль применяют в медицине как слабительное средство, а горькую соль - с такой же целью при отравлении соединениями тяжелых металлов. Железный купорос, как и медный - для борьбы с вредителями растений, для производства красок. Цинковый купорос является хорошим антисептиком, также его применяют как микроудобрение.

Кроме кристаллогидратов, применение получили сульфаты натрия, калия и магния : сульфат натрия - в производстве стекол, сульфат калия - как калийное удобрение, сульфат магния - в бумажной и текстильной промышленности.

Нитраты - соли азотной кислоты, в природе встречаются редко. Известны нитраты натрия, калия, аммония и кальция, которые имеют технические названия - селитры.

Составьте самостоятельно формулы этих соединений.

Натриевую селитру еще называют чилийской, а кальциевую - норвежской. В основном нитраты используют как минеральные удобрения. Кроме того, в производстве черного пороха и взрывчатых веществ, а также спичек. Очищенный от примесей нитрат натрия применяют как консервант для мясных продуктов.

Благодаря нитрату серебра изготавливают фото и рентгеновские пленки, а в медицине диагностируют заболевания внутренних органов. Его же используют для серебрения многих металлических изделий. В лабораторных условиях применяют для выявления соляной кислоты и хлоридов.

Ортофосфаты - соли ортофосфорной кислотф. В природе встречаются в составе горных пород фосфоритов и апатитов. Фосфориты содержат ортофосфат кальция Са₃(РО₄)₂ с различными примесями. Их используют как фосфорные удобрения и для производства ортофосфорной кислоты. Апатит, химическая формула которого - Ca₅ [PO4] ₃ (F, Cl, OH), что, как видно из формулы, имеет в своем составе хлор, фтор и гидроксид-анион, может содержать и оксид углерода (IV). Апатитами является минералы берилл, альбит, московит и тому подобное.

Морская вода - источник самых разнообразных растворимых в воде солей. Это, в частности, хлориды натрия, магния, калия и кальция ; сульфаты натрия, калия и магния ; бромиды и йодиды натрия, калия, кальция.

Вывод:

• Соли - самые распространенные в природе вещества. Они есть в морских, океанических, минеральных и грунтовых водах, почвах, горных породах и минералах. Входят в состав живых организмов и организма человека.
• Самые распространенные группы солей и их минералы: хлориды, карбонаты, силикаты, сульфаты, нитраты, ортофосфаты.
• Хлориды входят в состав минералов сильвинита NaCl · KCl и галита.
• Карбонаты в природе встречаются как минералы мрамор, известняк, мел, доломит (сросшиеся кристаллы карбонатов кальция и магния). Карбонаті цинка и железа являются составляющими смитсонита и сидерита соответственно.
• Силикаты в природе встречаются в форме слюды, горючих сланцев, глины. Слюда - это группа минералов слоистого строения, из которых самые распространенные - мусковит, биотит, флогопит, лепидолит.
• Сульфаты в природных условиях встречаются как различные кристаллогидраты: гипс CaSO₄ · 2H₂O, медный купорос CuSO₄ · 5H₂O, глауберова соль Na₂SO₄ · 10H₂O, горькая соль MgSO₄ · 7H₂O, железный купорос FeSO₄ · 7H₂O.
• Нитраты - соли азотной кислоты, в природе встречаются редко. Известны нитраты натрия, калия, аммония и кальция, технические навнания которых - селитры.
• Ортофосфаты в природе встречаются в составе фосфоритов и апатитов.

Исследование качественного состава солей

Эксперимент и экспериментальный метод: Все естественные дисциплины, изучающие природные явления, применяют определенные исследования в естественных или искусственно созданных (лабораторных) условиях. Целью эксперимента является воссоздание некоторых процессов и установление взаимосвязей между исследуемыми явлениями. Эксперимент относится к научному методу, с помощью которого можно многократно воспроизвести исследования и проверить достоверность его результатов.
В химии эксперимент - это целенаправленное воздействие на исследуемый объект для выявления тех или иных признаков, свойств, процессов. Чтобы проведение эксперимента было успешным, нужно применить умение наблюдать, анализировать наблюдения и делать выводы.

В рамках учебной программы используем школьный ученический эксперимент, предусматривающий проведение демонстрационных и лабораторных опытов и выполнения практических работ. Важной его частью является решение экспериментальных задач.
Изучая химию, вы ознакомились с определенными типами экспериментальных задач. Это задачи на изучение свойств и распознавания веществ, в том числе по качественным реакциям, исследованием качественного состава и добыванию веществ, установление генетических связей, объяснения наблюдений (табл. 18).

Для успешного проведения практической работы вспомним качественные реакции на катионы (табл. 19)

Качественные реакции на анионы в некоторых случаях дублируют качественные реакции на катионы (табл. 20).

Использование экспериментального метода изучения веществ способствует применению теоретических знаний на практике, формирует умения и навыки правильного обращения с веществами не только в химической лаборатории, но и в бытовых, производственных и других, иногда непредсказуемых условиях.

Вывод:

• Эксперимент - целенаправленное воздействие на исследуемый объект для выявления тех или иных признаков, свойств и процессов. Формирует умение наблюдать, анализировать и делать выводы.
• Школьный ученический эксперимент предусматривает проведение демонстрационных и лабораторных опытов и практических работ. Его особенностью является решение экспериментальных задач.
• Типы экспериментальных задач - задачи на изучение свойств и распознавание, исследование качественного состава и извлечение веществ, установление генетических связей и объяснение наблюдений.
• Для успешного решения экспериментальных задач надо знать качественные реакции на катионы и анионы.

Понятие жесткости воды и способы ее устранения

Изучая средние и кислые соли, вы ознакомились с солями кальция и магния. Исследованиями вод некоторых морей, водоемов и источников выявлено, что в ней может быть избыточное количество растворимых гидрокарбоната, в частности кальция и магния. Именно катионы Са ²⁺ и Mg^{2 +} cтворюють жесткость воды достигает 10 ммоль в литре воды. В дождевой воде содержание этих соединений примерно в 5 раз меньше. Кроме гидрокарбоната, в жесткой воде имеются и растворимые хлориды и сульфаты кальция и магния.

В зависимости от того, какие соли есть в воде, различают два вида ее жесткости (рис. 59).

Способы устранения жесткости воды: Самый простой способ устранения временной (карбонатной) жесткости воды - ее кипячения. Вы неоднократно видели, как на внутренней поверхности чайников образуется известковый налет. Это и есть те нерастворимые в воде карбонаты, выпадающие в осадок при кипячении.

Вспомните взаимопревращения карбонатов и составьте самостоятельно уравнение реакции превращения гидрокарбоната кальция в карбонат кальция.

Подобно тому как превращается кальций гидрокарбонат, при кипячении воды происходит преобразование гидрокарбоната магния в карбонат магния. Уравнение реакции:

Временную (карбонатную) жесткость можно устранить, если подействовать известковым молоком Са(ОН)₂. Происходит реакция:

Карбонаты выпадают в осадок и под действием кальцинированной соды:

Вам известно, что для стирки используют мыло - натриевую соль стеариновой кислоты. При добавлении мыла к воде происходит реакция обмена катионов Кальция, что есть в воде, на катионы Натрия, содержащиеся в мыле. В результате в осадок выпадает нерастворимый стеарат кальция, что приводит к чрезмерному использованию мыла во время стирки. Уравнение реакции:

Внимательно проанализируем все уравнения реакций и убедимся, что в любом случае гидрокарбонаты превращаются в карбонаты, которые выводятся из раствора, образуя нерастворимые карбонаты.
Постоянную (некарбонатную) жесткость устраняют действием кальцинированной соды. Уравнения реакций:

Составьте самостоятельно уравнения реакций устранения некарбонатной жесткости воды при наличии в ней сульфатов кальция и магния.

Добавляя к воде одновременно кальцинированную соду и известь, устраняют и временную (карбонатную), и постоянную (некарбонатную) жесткость.

Воду смягчают не только в бытовых условиях, но и на крупных предприятиях. Один из способов - использование ионообменных смол, содержащих катионы Натрия или Калия, способны обмениваться на катионы Кальция и Магния.

Итак, суть процесса умягчения воды заключается в выведении из раствора катионов Кальция и Магния, которые вызывают ее жесткость.

Влияние жесткой воды на здоровье человека: Доказано, что высокая концентрация ионов Кальция и Магния в воде влияет прежде всего на кожу и волосы. Мыло не всегда полностью очищает воду, поэтому на коже остаются остатки карбонатов. Они забивают поры, ухудшая дыхания кожи. Как следствие, возникают раздражение, сыпь, прыщи, перхоть.

От жесткой воды портится волос: он становится ломким, выпадает, появляется перхоть. Поэтому после мытья волос важно полоскать его кипяченой водой.

Попадая в избыточном количестве в организм человека, соединения Кальция и Магния приводят к появлению камней в почках и мочеиспускательном канале, нарушают работу сердечно-сосудистой системы, желчных протоков и опорно-двигательного аппарата, на стенках кишечника оседают шлаки и тому подобное.

В домашних условиях наиболее эффективным способом является использование фильтров ионного обмена, которые производит промышленность для бытового использования.

Использование жесткой воды приводит к экономическим затратам. На нагревательных приборах оседает накипь, что снижает электропроводность, а следовательно, вызывает дополнительное расходование электроэнергии. Вследствие образования накипи в паровых котлах и стиральных машинах они могут сломаться, со временем устройства выходят из строя.

Вывод:

• Жесткость воды обусловлена ​​наличием в ней катионов Кальция и Магния.
• Различают временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жесткость воды.
• Временная жесткость обусловлена ​​наличием в воде растворимых гидрокарбонатов кальция и магния: Са(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂. Ее устраняют кипячением или химическим способом с помощью известкового молока или кальцинированной соды.
• Постоянная жесткость обусловлена ​​наличием в воде других солей Кальция и Магния, в частности хлоридов и сульфатов. Ее устраняют действием кальцинированной соды:
• 
• Жесткая вода негативно влияет на здоровье человека, вызывая заболевания кожи и волос, почек, сердечно-сосудистой системы, желчных протоков, опорно-двигательного аппарата.
• Использование жесткой воды приводит к экономическим затратам.

Минеральные удобрения. Понятие кислотные и щелочные почвы

Химия и продовольственная проблема: Сейчас одной из глобальных проблем человечества является обеспеченность человека продовольствием, поскольку пища поддерживает жизнедеятельность организмов. Из-за постоянного роста населения планеты возник вопрос, сможет ли человечество обеспечивать себя продуктами питания в будущем.
По мнению ученых, проблему можно решить, если производство пищевых продуктов в мире возрастет в 3-4 раза. Чтобы достичь этого, необходимо модернизировать сельское хозяйство.

Сделать это невозможно без применения химических и биологических знаний. Известно, что для сохранения здоровья нужно употреблять пищу природного происхождения. То есть в первую очередь надо сконцентрировать внимание на производстве растительной и животной пищи. Модернизация сельского хозяйства заключается в создании таких условий, которые способствовали бы росту и размножению растений. Выясним роль химии в решении этой проблемы.

Задача химии по повышению производства растительной продукции заключается в обеспечении сельского хозяйства минеральными и органическими удобрениями, химическими средствами защиты растений и животных, стимуляторами роста, искусственными кормами и новыми продуктами.

Производство минеральных удобрений: Для повышения урожайности сельскохозяйственных культур используют минеральные удобрения - вещества, содержащие важнейшие химические элементы, влияющие на рост и развитие растений, увеличивая их урожайность.

Прежде всего - это соли, содержащие макро- и микроэлементы, которые растения поглощают в форме ионов. Они образуются в результате диссоциации солей, содержащихся в почвенном растворе. Растения в больших количествах используют макроэлементы, особенно Азот, Фосфор и Калий. Кроме них, к макроэлементам относятся Кислород, Углерод, Сера, Магний, Кальций и Водород.

Выясним, как Азот, Фосфор и Калий влияют на растения.

Азот - элемент, входящий в состав молекул аминокислот и белков. Недостаток его в почве замедляет образование зеленой массы, что, соответственно, влияет на будущий урожай. Вам известно, что зеленая масса растений развивается весной. Именно тогда нужно вносить в почву нитратные удобрения - (удобрения, которые содержат азот). Растения, которым не хватает азота, имеют бледно-зеленые, а иногда и желтые листья.

Фосфор - элемент, необходимый для роста и развития растений, поскольку он в нуклеиновых кислотах, а те принимают участие во всех окислительно-восстановительных процессах растений. Нужен также во время цветения и плодоношения растений, то есть для развития их репродуктивных органов.

Калий - элемент, стимулирующий процесс фотосинтеза, а следовательно, способствует образованию глюкозы, крахмала, целлюлозы в клетках растений. Во время непогоды злаковые культуры прилегают, что затрудняет их рост и сбор урожая. Этот элемент укрепляет стебли злаковых, способствует накоплению крахмала в картофеле, сахарозы в сахарной свекле.

Микроэлементы - элементы, которых растения нуждаются мало, но они влияют на усвоение макроэлементов. К ним относятся Железо, Медь, Цинк, Марганец, Бор и др. Например, Бор и Марганец способствуют лучшему усвоению
Азота, Фосфора и Калия; Марганец, Медь и Цинк ускоряют окислительно-восстановительные процессы и тому подобное.

Классификация минеральных удобрений изображено на схеме рис. 60.

Кислотные и щелочные почвы: На развитие корней и рост растений в значительной мере влияет реакция среды почвы, или его рН. Чаще всего рН почвы измеряют в диапазоне от 3 до 9. В зависимости от этого показателя, среда грунтовых растворов может быть кислой, нейтральной или щелочной.

Кислотность почвы определяют избыточным содержанием в почвенном растворе катионов водорода Н⁺, pH составляет менее 7. В кислотных почвах различают актуальную и потенциальную кислотность. Во время биохимических процессов в почве образуются органические кислоты и углекислый газ, а в результате его взаимодействия с водой - угольная кислота. Имеющиеся кислоты, диссоциируя, образуют ионы Водорода, которые подкисляют почву. Во время гидролиза солей алюминия и железа тоже образуются кислоты, способные диссоциировать на катионы Водорода.

Составьте самостоятельно уравнение реакции гидролиза хлорида алюминия и убедитесь в образовании соляной кислоты.

Высокая кислотность почвы отрицательно влияет на растения. Чтобы ее нейтрализовать, применяют известкование почвы - внесение известняка, известковой муки, мела, мергеля или гашеной извести. Сейчас также распространенные способы использования отходов. В частности, для снижения кислотности почвы используют отходы производства сахара, содержащие карбонат кальция и пепел.

Для щелочных почв характерно избыточное количество гидроксид-анионов в почвенном растворе, рН такого грунта составляет 7,5-8,5. Очень щелочные почвы крайне плохо влияют на урожайность. Кроме того, ухудшаются его физические свойства и водный режим. Уменьшение содержания гидроксид-ионов достигают гипсованием, то есть внесением в почву гипса. При взаимодействии сульфата кальция с катионами Натрия образуется сульфат натрия - соль, хорошо растворимая в воде и которая легко вымывается из почвы.

Лучшая среда для развития растений - нейтральная, когда рН измеряется в пределах 5,5-7,5.

Чтобы поддерживать высокую урожайность сельскохозяйственной продукции, необходимо следить за кислотностью почвы на приусадебном участке.

Вспомните из курса химии, как измерить рН продуктов питания и минеральных вод.

Конечно, для этого можно использовать лакмусовый индикатор и сопоставить его со шкалой кислотности в форме цветных рН-полосок. Однако такой способ определения кислотности сложный и не всегда точен. Он требует изготовления почвенного раствора, неиспорченного индикатора и восприятия цвета человеком.

Есть биологический способ определения кислотности с помощью растений-индикаторов (рис. 61).

Например, на кислотных почвах хорошо растут подорожник, хвощ полевой, калужница болотная, сныть, щавель конский; на нейтральных - пырей ползучий, клевер, крапива, осот полевой, мать-и-мачеха; щелочные почвы покрываются красными маками, горчицей, окопником, молочаем тому подобное. Опять же, ожидая, когда зацветут на участке эти растения-сорняки, можно потерять часть урожая.

Сейчас есть надежные средства для измерения кислотности как в лабораториях, так и для домашнего пользования. Это рН-тестеры, с помощью которых быстро и профессионально можно определить кислотность почвы на приусадебном участке или грядке, искусственно созданной на подоконнике.

Вывод:

• Минеральные удобрения - это вещества, которые содержат важнейшие химические элементы, влияющие на рост и развитие растений, увеличивая их урожайность.
• Азот, Фосфор и Калий - макроэлементы, которые растения используют в больших количествах.
• К микроэлементам относятся элементы, которые растения используют в малых дозах, но они влияют на усвоение растением макроэлементов. Это Железо, Медь, Цинк, Марганец, Бор и др.
• Нитратные удобрения, или селитры, содержащие в своем составе азот: NaNO₃, KNO₃, Ca (NO₃) ₂, NH₄NO₃. Влияют на развитие зеленой массы растений.
• Фосфатные удобрения содержат элемент, необходимый во время роста и развития растений. Это суперфосфаты: двойные Сa (Н₂РO₄) ₂ и простые Сa (Н₂РO₄) ₂ + СаSO3₄, особенно нужен растениям во время цветения и плодоношения.
• Калийные удобрения содержат в своем составе Калий, который стимулирует процесс фотосинтеза, способствует накоплению питательных веществ и обеспечивает устойчивость стеблей к полеганию. Используют хлорид калия KCl ​​и калиевую селитру KNO₃.
• Комплексные удобрения - содержащие несколько элементов: амофоска - NH₄H₂PO₄ с примесью (NH4) ₃PO₄, (NH₄) ₂HPO₄, смешанные с КNO₃.
• На развитие корней и рост растений влияет рН почвы. В зависимости от этого показателя, среда грунтовых растворов может быть кислой, нейтральной или щелочной.
• Кислотность почвы определяют избыточным содержанием в почвенном растворе катионов водорода Н⁺ вследствие образования органических и неорганических кислот и углекислого газа во время биохимических процессов в почве.
• Нейтрализуют кислую почву известняком, известковой мукой, мелом, мергелем, гашеной известью, отходами производства сахара, пеплом.
• Щелочные почвы характеризует избыточное количество гидроксид-анионов в почвенном растворе, рН составляет 7,5-8,5. Нейтрализуют гипсованием.

Современные силикатные материалы

Вы познакомились с природными силикатами и частично изучили их применение. Однако это не исчерпывает все возможности силикатной промышленности, без материалов которой невозможна жизнь людей. К материалам силикатной промышленности относятся цемент, бетон, кирпич, стекло и керамика. Сырьем для производства этих материалов является глина.

Вспомните состав глины и ее химические компоненты.

Благодаря различным химическим компонентам глины она способна образовывать пластичную массу с водой. Этой массе можно придавать различную форму, которая сохраняется после высыхания изделия.
Рассмотрим материалы силикатной промышленности.

Стекло: Есть разные виды стекол, в зависимости от их применения. Самое распространенное по использованию - оконное стекло. Для его производства нужны известняк СаСО₃, кальцинированная сода Na₂CO₃ и кварцевый песок SiO₂. В специальных печах их нагревают до температуры 1500 °С, карбонаты запекаются с песком, в результате чего образуется прозрачный сплав состава Na₂O ∙ CaO ∙ 6SiO₂. Химизм производства обычного стекла передают такими уравнениями реакций:

Как видим из состава стекла, песок нужно брать в избытке. Заменив соду на другие карбонаты, получают стекла с другими свойствами. Например, заменой карбоната натрий карбонатом калия добывают тугоплавковое стекло состава К₂O ∙ CaO ∙ 6SiO_2. Если же в смеси добавляют различные оксиды металлических элементов, получают цветное стекло. Зеленый цвет стеклу придает добавление оксида хрома (III), синий - оксида кобальта (II), сине-зеленый - оксида меди (II). Добавляя порошок золота, изготавливают рубиновое стекло, а из карбоната калия, песка и оксида свинца (II) - хрусталь. Из хрустального стекла гранением изготавливают посуду. В оптике - это материал для линз и призм. В случае добавление к стекломассе оксида олова (IV) образуется эмаль - материал для посуды, украшений, картин, витражей (рис. 62).

Вам уже известно, что лабораторная посуда должна быть устойчива к нагреванию. С этой целью производят кварцевое стекло. Чистый кварцевый песок расплавляют и медленно охлаждают. Такое стекло обладает способностью пропускать ультрафиолетовые лучи, поэтому из него производят кварцевые лампы.

Объясните, где используют кварцевые лампы и с какой целью.

Для производства стеклянных изделий применяют методы выдувания, прессования, прокатки и извлечение. Все эти операции выполняют, когда стекло находится в состоянии вязкой массы, которая медленно охлаждается.

Стекло используют для изготовления стекловолокон и стеклонитей. Изготовленные из них ткани хорошие тепло- и электроизоляторы. Кроме того, для передачи изображений и звуков в кабельном телевидении и телефонной связи используют световоды. В медицине и косметологии применяют приборы для диагностики болезней внутренних органов, где использованы стеклонити. Из стекловолокна и пластмасс изготавливают прочные стеклопластики.

Цемент: Этот материал производят из глины и известняка, которые имеют большое содержание оксида кремния (IV). При нагревании смеси происходит обезвоживание каолинита, разложения известняка и образование силикатов и алюмосиликатов кальция. Уравнения реакций:

Вещества, образующиеся при реакциях, запекаются и перемалываются в порошок - цемент. Из него, добавляя песок и воду, изготавливают строительный раствор, который затвердевает с образованием каменистой массы.

Силикатная промышленность производит несколько сортов цемента: быстротвердеющий, морозостойкий, жаропрочный бетон и железобетон.

В строительном деле широко используют бетон - смесь щебня, песка и цемента. Поместив в бетон железные стержни, получают железобетон, который является крепче бетона. Его используют для сооружения корпусов заводов и фабрик, электростанций, мостов и плотин, зданий, панелей, балок и т.

Керамика: Керамические изделия изготавливают из глины и различных минеральных добавок. К этим изделиям относятся кирпич, облицовочная плитка и черепица, кафель, дренажные трубы, фарфор и фаянс, раковины для унитазов и умывальников, тигли, изоляторы.

Сырьем для изготовления керамических изделий является белая глина, полевой шпат, кварцевый песок. Технология выработки керамики дошла до нас из глубины веков. Это формование, сушка и обжиг изделий из глины.

Для предоставления декоративным и художественным изделиям красивого убранства их покрывают глазурью или эмалью (рис. 63).

Вывод:

К материалам силикатной промышленности относятся стекло, цемент, бетон, кирпич и керамика.

Сырьем для производства этих материалов является глина.

Для производства стекла используют известняк СаСО_3, кальцинированную соду Na₂CO₃, кварцевый песок SiO₂. При температуре 1500 °С карбонаты запекаются с песком, образуя прозрачный сплав состава Na₂O ∙ CaO ∙ 6SiO₂.

В зависимости от состава компонентов и оксидов металлических элементов, различают следующие разновидности стекол: тугоплавковое, кварцевое, хрустальное и цветное.

Цемент - материал из глины и известняка, который имеет большое содержание оксида кремния (IV). При нагревании смеси происходят процессы, которые отражают уравнения реакций:

Перемолотые в порошок спекшиеся силикаты образуют цемент.

Бетон - смесь щебня, песка и цемента. Бетон с железным каркасом называют железобетоном. Их используют для сооружения корпусов заводов и фабрик, электростанций, мостов и плотин, зданий, панелей, балок и т.

Керамика - изделия из глины и различных минеральных добавок. Это облицовочная плитка и черепица, кафель, кирпич, дренажные трубы, фарфор и фаянс, раковины для унитазов и умывальников, тигли, изоляторы. Технология выработки керамики заключается в формовании, сушке и обжиге изделий из глины.

Генетические связи между основными классами неорганических соединений

В курсе химии вы углубили и повторили учебный материал о химических веществах, приобрели опыт практической работы с веществами при выполнении лабораторных опытов и практических работ, расширили свои знания о применения неорганических соединений в общественной хозяйстве и их добычи в лаборатории и промышленности.

Изучая химию, вы убедились, что между веществами существуют взаимосвязи. Их называют генетическими, поскольку они раскрывают происхождение одних веществ от других.

Ознакомимся со схемой взаимопревращений веществ (рис. 64).

Например, запишем схему преобразований в вертикальном столбце схемы, начиная с металла, и в первой горизонтальной строке:

Составьте самостоятельно уравнения реакций по приведенной схеме, определите качественную реакцию.

Вывод:

• Между веществами существуют генетические связи, раскрывающие происхождения одних веществ от других.
• Генетические связи, начиная с металла или неметалла, образуют соответственно основные, амфотерные или кислотные оксиды, а те - основания, амфотерные гидроксиды и кислоты и соли. Основания, амфотерные гидроксиды и кислоты, разлагаясь, образуют основные, амфотерные или кислотные оксиды и тому подобное.
• Генетические ряды отражают взаимосвязи и между сложными веществами: оксидами, основаниями, амфотерными гидроксидами, кислотами и солями.
• Умение осуществлять взаимопревращения способствует практическому применению и добыче веществ в лабораторных и промышленных условиях.

Решение задач на тему: Промышленное получение важнейших неорганических веществ

Задача №296

Первая стадия в процессе синтеза аммиака включает десульфуратор (см. рис. 20.1). Обоснуйте необходимость этой стадии.

Решение. Десульфуратор — техническое устройство по удалению серы из природного газа. Это совершенно необходимая стадия, поскольку сера представляет собой каталитический яд и «отравляет» никелевый катализатор на последующей стадии получения водорода.

Задача №297

Вторая стадия промышленного синтеза аммиака (рис. 20.1) предполагает конверсию метана. Напишите уравнение конверсии метана (промышленное получение водорода) и укажите условия ее протекания.

Решение. Конверсия метана — это обратимая реакция получения водорода при 700-800 °С и давлении 30-40 атм с помощью никелевого катализатора при смешивании метана с парами воды:

Задача №298

Образовавшийся по реакции (20.2) водород, казалось бы, уже можно использовать для синтеза по реакции (20.1) — для этого необходимо запустить в реактор воздух, содержащий азот. Так и поступают на стадии (3) (см. рис. 20.1), однако при этом на этой стадии происходят другие процессы. Обоснуйте стадию (3).

Решение. При впуске воздуха происходит частичное сгорание водорода в кислороде воздуха:

В результате на этой стадии получается смесь водяного пара, оксида углерода (II) и азота. Водяной пар, в свою очередь, восстанавливается снова с образованием водорода, как на второй стадии по реакции (20.2).

Таким образом, после первых трех стадий имеется смесь водорода, азота и «нежелательного» оксида углерода (II).

Задача №299

На рис. 20.2 стадия (4) обозначена как реакция «сдвига», но при двух температурных режимах и разных катализаторах. Какие цели преследуются на этой стадии?

Решение. Окисление СО, образующегося на двух предыдущих стадиях, до СО₂ проводят по так называемой реакции «сдвига»:

Процесс «сдвига» проводят последовательно в двух «реакторах сдвига». В первом из них используется катализатор и процесс проходит при достаточно высокой температуре порядка 400 °С. Во втором используется более эффективный медный катализатор и процесс удается проводить при более низкой температуре.

Задача №300

Предложите способы удаления из исходной реакционной смеси на стадии (5).

Решение. Оксид углерода (IV) «вымывают» из газовой смеси при помощи поглощения щелочным раствором:

Задача №301

Реакция «сдвига» (20.3) обратимая и после 4-й стадии в газовой смеси на самом деле остается еще 0,5% СО. Этого количества СО вполне достаточно, чтобы загубить («отравить») железный катализатор на главной стадии синтеза аммиака (20.1). Каким образом на 6-й стадии удается полностью избавиться от оксида углерода (II)?

Решение. Оксид углерода (II) удаляют реакцией конверсии водородом в метан на специальном никелевом катализаторе при температурах 300-400 °С:

Реакция, обратная реакции (20.2)! Сравните условия протекания реакций в прямом и обратном направлении (задача 20-2!).

Задача №302

Газовую смесь, которая теперь содержит 75% водорода и 25% азота, подвергают сжатию; давление ее при этом возрастает от 25—30 до 200—250 атм. В соответствии с уравнением Клапейрона—Менделеева такое сжатие приводит к очень резкому повышению температуры смеси. Сразу же после сжатия смесь приходится охлаждать до 350—450 °С. Объясните целесообразность проводимых операций. Являются ли эти операции оптимальными для синтеза аммиака по реакции (20.1) с высоким выходом?

Решение. Поскольку реакция (20.1) обратимая, возникает вопрос: при каких температурах и давлениях выгоднее всего добиваться максимального выхода продукта? Так как реакция (20.1) экзотермическая, то исходя из принципа Лe Шателье ясно, что чем ниже температура процесса, тем больше равновесие будет сдвигаться в сторону образования аммиака, и можно предположить, что следует максимально понижать температуру. Но в действительности все обстоит сложнее: при низких температурах реакция (20.1) протекает очень медленно (практически не идет), поэтому приходится принимать компромиссное решение. Поскольку для установления оптимального состояния равновесия реакции (20.1) требуется низкая температура, а для достижения удовлетворительной скорости — высокая температура, на практике процесс проводят при температуре 400—450 °С.

Но даже при такой высокой температуре для достижения достаточной скорости реакции требуется присутствие специального катализатора. В качестве катализатора используется губчатое железо, активированное оксидами калия и алюминия.

Из уравнения реакции (20.1) видно, что общее число молей присутствующих веществ уменьшается от 4 до 2. Согласно принципу Лe Шателье в таком случае процесс выгодно проводить, повышая давление. Но этот вывод лишь качественный, а на практике нужно точно знать, насколько увеличится выход (на 10% или всего на 0,1%) при увеличении давления. В табл. 20.1 количественно показано влияние температуры и давления на выход аммиака (процентное содержание аммиака в равновесной смеси) по реакции (20.1).

Из табл. 20.1 видно, что повышение температуры при любом давлении заметно снижает содержание аммиака в газовой смеси, однако при температуре ниже 500 °С скорость реакции (20.1) слишком мала, поэтому на практике процесс обычно проводят при температуре 450 °С.

Что касается давления, то здесь используются давления порядка 300—1000 атм, но чаще всего «среднее» давление 250 атм ввиду того, что оборудование, рассчитанное на очень высокое давление, дорого и процесс становится экономически менее выгодным.

Таким образом, наиболее выгодными условиями проведения синтеза аммиака в процессе Габера являются температура 450 °С и давление 250 атм. Хотя при этих условиях только около 20% исходных веществ превращается в аммиак, однако в результате использования циркуляционной технологической схемы (введение непрореагировавших вновь в реакцию) суммарная степень превращения исходных веществ в аммиак является очень высокой (см. стадию (8) на рис. 20.2).

Химия и прогресс человечества

Итак, материалами называют материалы, используемые для изготовления физических тел, предметов для потребления или производства. Поскольку наука развивается в направлении новых открытий, то ее продукты будут полезными для общества и каждого человека в частности.

Химическая наука в течение своего развития работает над объяснением не только природных явлений, но и тех, что происходят во время различных процессов: приготовление пищи, выплавка металлов и тому подобное. Важными направлениями являются создание новых материалов, добыча экологически чистых веществ, создание условий для роста благосостояния и обеспечения здорового образа жизни людей.

В школьном курсе химии вы уже ознакомились, из каких веществ изготавливают известные ныне материалы. Природными ресурсами для создания новых материалов является металлические и неметаллические материалы.

Металлические материалы: О металлических материалах и их сплавах вы узнали, изучая металлы.

В промышленных масштабах используют магниевые, титановые, никелевые и другие сплавы.

Магний, как металлический материал, используют для синтеза органических соединений, в пиротехнике, как раскислитель в металлургии, восстановитель металлов в производстве сплавов. Магниевые сплавы относятся к легким конструкционным материалам. Характеризуются высокой прочностью, легкой отделкой, достаточно хорошо поддаются резке и сварке.

Очень важным материалом для изготовления радиоламп является металлический цирконий. Однако значительно более широкое применение как материалы получили его сплавы. В частности, сплав с никелем и кобальтом используют как заменитель быстрорежущей инструментальной стали; сплав циркония с медью, никелем и кобальтом - при изготовлении режущих инструментов, сварочных электродов, химической аппаратуры. Оксид циркония достаточно тугоплавкий, поэтому его применяют как материал для производства проволоки, тиглей, цемента. Также широко используют сплавы циркония с оловом, железом, никелем и хромом, имеющих высокую крепкость и коррозионную стойкость.

Узнать больше о титане и его соединения вы сможете, ознакомившись с рис. 65.

Важное значение в создании новых материалов имеет порошковая металлургия, суть которой заключается в создании технологии производства порошков и изготовлении изделий из них. Основное преимущество порошковой металлургии - добыча материалов, которые невозможно получить другим способом. Это тугоплавкие материалы вольфрама и тантала, сплавы на основе их карбидов; композиционные материалы из металлов и неметаллов; пористые материалы. Кроме того, ученые создают материалы с новыми технико-экономическими показателями. Это способствует экономии металла, поскольку изделия изготавливают литьем. Используя чистые порошки во время спекания, получают материалы с меньшим содержанием примесей и лучшими показателями твердости, термостойкости, устойчивости к коррозии и воздействию радиации и тому подобное.

Технология порошковой металлургии дает значительный экономический эффект, поскольку: а) улучшается качество материала; б) получают материалы с особыми свойствами или заданными характеристиками, которые невозможно получить другим способом; в) традиционное изготовление сплавов является более затратным для промышленности.

Металлургическая промышленность производит не только сплавы, но и чистые и сверхчистые металлы. Это золото, платина и платиновые металлы, серебро и тому подобное. Сверхчистые материалы имеют очень низкое содержание примесей. Их в 100 и более раз меньше, чем в чистых. Массовая доля примесей может составлять всего 0,0001%.

Различают следующие квалификации металлических материалов, как «чистый», «чистый для анализа» и «химически чистый». Материалы квалификации «чистый» применяют для экспериментов и в производстве, а «чистые для анализа» - для аналитических работ в научных опытах, требующих высокой точности. «Химически чистые» материалы применяются только для аналитических исследований.

Неметаллические материалы: Из неметаллических материалов широкое применение получили полимеры, на основе которых добывают синтетические смолы и пластмассы и каучуки. Они прочны, устойчивы к истиранию и воздействию агрессивных сред, высоких температур, хорошие диэлектрики. Неметаллическими материалами, производство которых основано на химических процессах, является керамика, цемент, стекло, бетон. Это универсальные строительные материалы, которые применяются во всех строительных отраслях. В современном строительстве широко применяют железобетонные конструкции.

Композиционный материал, или композит, - материал, в котором сочетаются два или более компонентов, нерастворимые или малорастворимые друг в друге и имеют разные свойства. Эти материалы состоят из основы и наполнителей. Каждый компонент выполняет свою функцию: пластическая основа - это связывающий материал, а наполнитель придает прочности (рис. 66, а).

Особый класс материалов - природные, в частности древесные. Их разделяют на лесоматериалы и древесные композиционные (рис. 69, б). Древесные композиционные материалы получают обработкой натуральной древесины при высоких температурах под давлением, пропиткой древесины химическими веществами и склеиванием. В такой обработки меняется ее природная физическая структура и химический состав.

Металлокерамические композиты (керметы) получают прессованием заготовок из порошков (металлов и керамики) с последующим их спеканием.

Производят также композиты на основе алюминия, бериллия, никеля, кобальта. Матрицы этих композитов могут состоять из чистых металлов или сплавов на их основе. Среди сплавов важную роль играют силициды металлов. Их изготавливают по технологии прямого синтеза силицидов из металла и кремния. Кроме того, разработана технология восстановления оксидов металлических элементов кремния.

Норпласты - это композиты, основой которых являются полимеры. Наполнители норпластов очень разнообразны. Из них изготавливают автомобильные коврики.

К композитам принадлежат пены - материалы, наполненные газами. Композиты имеют высокую прочность, пластичность, упругость и износостойкость.

Новыми композиционными материалами, используемые в авиационной и ракетно-космической технике, являются материалы на основе боридов и силицидов металлов. Это новая технология, которая создана и внедрена.

Подытоживая сказанное, приходим к выводу, что химия играет важную роль в создании новых материалов, которые получили широкое применение во многих отраслях общественного хозяйства.

Вывод:

• Материалами называют вещества, используемые для изготовления физических тел, предметов для потребления или производства.
• Различают металлические и неметаллические материалы. Металлические материалы - сплавы на основе меди, алюминия, магния, титана.
• Порошковая металлургия - технология производства порошков и изготовления изделий из них, что позволяет добывать материалы, которые невозможно получить другим способом. Это тугоплавкие материалы вольфрама и тантала, сплавы на основе их карбидов.
• Из неметаллических материалов созданы синтетические полимеры, каучуки, керамику, кирпич, стекло.
• Новыми материалами являются группа неметаллических, которые получили название композиты. Это материалы, в которых сочетаются два или более компонентов, состоящих из основы и наполнителей.
• К композиционным материалам принадлежат керметы, норпласты, пены. Новые композиционные материалы, используемые в авиационной и ракетно-космической технике, изготавливают на основе боридов и силицидов металлов.

Роль химии в разрешении продовольственной проблемы

Одной из глобальных проблем человечества является обеспеченность человека пищей. Известно, что пища необходима для жизнедеятельности человека и других живых организмов. Проблема нехватки продуктов питания возникла из-за роста населения планеты. Ученые доказали, что ее можно решить, если мировое производство пищевых продуктов возрастет в 3-4 раза.

Решить проблему обеспечения пищевыми продуктами можно с помощью знаний, которые дают человечеству химическая и биологическая науки. Особое внимание нужно сконцентрировать на производстве растительной и животной пищи, то есть продуктов питания природного происхождения. Задачей химии является создание веществ, с помощью которых проблема нехватки пищевой продукции будет решена. Поэтому для роста урожайности растениеводства и увеличения объемов продукции животноводства важно обеспечить сельское хозяйство минеральными и органическими удобрениями, химическими средствами защиты растений и животных, стимуляторами роста, искусственными кормами.

В курсе химии вы узнали об использовании органических удобрений растительного и животного происхождения. Они богаты азотом и другими элементами, которыми питаются растения. К ним относятся навоз, помет, компост и много бобовых растений: горох, клевер, чечевица, люпин (зеленое удобрение), а также пищевые отходы.

Вспомните сведения про органические и минеральные удобрения и объясните взаимосвязь между их использованием и урожайностью сельскохозяйственных угодий.

Из-за экологических и неблагоприятных погодных условий  сельскохозяйственные культуры страдают самыми разными заболеваниями от насекомых и вирусов, грибков и бактерий. Это приводит к снижению урожайности и качества продукции, а следовательно, влияет на финансовое состояние предприятий и фермерских хозяйств.

Вспомните, какие средства защиты растений вы уже изучили, воспользовавшись рис. 67. Охарактеризуйте их по назначению.

Рассмотрим некоторые химические средства защиты растений. За последние годы появились новые вредители - слизни и улитки, которые на больших площадях уничтожают овощные культуры. Для борьбы с ними применяют известный в мире, самый эффективный и проверенный временем препарат «Слимакс» (рис. 68, а). Это гранулы с действующим веществом - метальдегидом. Сталкиваясь с гранулами, слизни и улитки теряют слизь и гибнут. Кроме того, добавки, входящие в состав препарата, привлекают вредителей и отпугивают птиц.

Защитный барьер делают, рассыпая гранулы в междурядьях. Обрабатывают 1-2 раза за сезон.

Среди химических средств защиты растений есть и новинки. «Е место Квантум» (рис. 68, б) - первый фунгицидный препарат, который относится к алкиламидам. Новое действующее вещество, входящее в его состав, по улучшенной эффективности требует меньшей нормы использования. Она лучше имеющихся стандартов контролирует серебристую и обычную паршу картофеля.

Из гербицидов используют системный гербицид, который, действуя комплексно, уничтожает более 300 видов сорняков. Это «Антибурьян» (рис. 68, в). Применяют после уборки урожая или на землях, которые не используют для выращивания сельскохозяйственных культур.

Обратите внимание! При применении пестицидов важно соблюдать нормы расхода. Увеличение ее приводит к накоплению токсичных веществ в продуктах. Рационально используйте нитраты, так как сверхурочное их
количество в продуктах питания вредит здоровью! Если хотите получить экологически чистый продукт, использовать нитраты не стоит.

Вещества, которые положительно влияют на рост и развитие растений и животных, называют стимуляторами роста. Природного сырья на их изготовление не хватает, поэтому химическая промышленность предлагает способы получения искусственных и синтетических их аналогов и биостимуляторов.

Из курса химии вам известно, что производство стимуляторов роста может стать делом организации собственного бизнеса. Хорошими стимуляторами роста является отходы кофейной гущи, которая может быть субстанцией для выращивания грибов, отходы пищевой промышленности и т. Для стимулирования роста животных используют антибиотики, гормональные препараты, различные вкусовые добавки (подсоленная пища) и ароматические вещества. Гормональные препараты являются достаточно дорогими, к тому же трудно и долго выводятся из организма животных. Если в мясе есть остатки гормонов, оно вредит здоровью человека. Поэтому производители мясной продукции применяют дешевые, экономически выгодные и безвредные для человека  препараты: ферменты, натуральные кислоты, азотобактерин и др. Добавление стимуляторов роста в основной рацион ускоряет рост и развитие животных, повышает производительность.

Химическая наука делает большой вклад, исследуя вещества, которые улучшили бы откорм животных. Это создание искусственных кормов, в частности: минеральных и витаминных добавок, кормовых антибиотиков, витаминно-минеральных концентратов с повышенным содержанием аминокислот. Из химических веществ используют мочевину, соли аммония, синтетическую аммиачную воду, карбамидный концентрат, из жома изготавливают гранулированный амид. С помощью дрожжей и бактерий и микробиологического синтеза животноводство обеспечивается полноценными кормовыми белками.

Обеспечение пищевыми продуктами является основной задачей пищевой промышленности - отрасли, которая производит готовые продукты или перерабатывает их на полуфабрикаты. Охватывает более 40 отраслей производства. Важнейшие из них отражено на рис. 70.

Все эти производства работают для того, чтобы обеспечить человека и живые организмы источником энергии и жизни - едой. Ведь именно пища представляет собой комплекс органических и минеральных веществ: углеводов, жиров, белков, витаминов, которые обеспечивают все жизненные потребности организма.

Важнейшие из углеводов - глюкоза и фруктоза, которые являются источником энергии для работы мышц, коры головного мозга, биосинтеза других веществ организма и одновременно источником питательных веществ. Крахмал, образующийся в результате фотосинтеза в организмах растений, благодаря течению определенных процессов, тоже превращается в глюкозу.

Средняя суточная норма потребления углеводов для мужчин составляет 400 г, для женщин - 350 г, или 65-70% от общеупотребительной пищи.

Важными энергетическими и строительными компонентами пищи являются жиры. Кроме жира, они содержат витамины, душистые вещества, красители. Как вам уже известно, различают жиры растительного (масла) и животного (сало) происхождения.

Жиры обеспечивают энергетику мышц при длительной и неинтенсивной работе, способствуют выносливости организма. Они входят в состав оболочки клеток всех тканей человека, а подкожный жировой слой защищает от холода, поддерживая постоянную температуру тела.

Важно нормировать содержание жиров во время еды, соблюдая суточной нормы потребления жиров 40-100 г и правильного соотношения между растительными (30-40%) и животными (60-70%) жирами. Недостаток жиров в организме приводит к нарушению обмена веществ и энергии. Однако чрезмерное потребление жиров ухудшает усвояемость белков, кальция и магния, вызывая тяжелое заболевание - атеросклероз.

Важнейшим компонентом пищи, обеспечивает весь строительный материал клеток в организме, являются белки. Они восстанавливают и заменяют отмершие ткани всех органов, регулирующих все химические процессы, а аминокислоты, образующиеся при ферментативном гидролизе белков пищи, является материалом для синтеза белков, присущих только этому организму.

Основные отрасли производства белков - мясная и молочная, поставляющих богатые белками продукты питания: белое мясо кур и индеек, печень и мясо телят, рыбу и рыбопродукты, сыр и яйца; из молочных продуктов - свежее молоко, сливки, сыр, йогурт, ряженку и тому подобное.

Вместе с углеводами, жирами и белками жизненно необходимые процессы в организме человека обеспечивают витамины: витамин С, содержащийся в овощах и фруктах; группы А - в продуктах животного происхождения; группы В (В₁-В₁₂), которыми снабжают организм хлеб из муки грубого помола, орехи, спаржа, картофель, кукуруза, фасоль, гречка, зеленые овощи, бобовые, горох, пророщенные зерна пшеницы и ячменя. Из животных продуктов: яичный желток и яйца, молоко и молочные продукты, сыр, рыба, морепродукты, мясо птицы, мозг, печень, почки, сердце и др. Усвоению жиров и витаминов А и D способствует витамин Е, который локализуется в растительном масле, яйцах, сое, орехах, говяжьей печени, молочных продуктах. Витамин D способствует всасыванию кальция, нормальному росту и развитию костей, предотвращает такие болезни, как рахит и остеопороз. Содержится в кисломолочных продуктах, сыре, сливочном масле, яйцах, морепродуктах. Также в петрушке, капусте, кукурузе и других овощах, крапиве и одуванчике.

Вы, наверное, убедились в важности решения продовольственной проблемы, поскольку питание является залогом жизни и разностороннего развития человека: физического, духовного, нравственного, эстетического.

Культура питания в значительной степени зависит от рационального использования пищевых продуктов, а с этим связаны не только состояние здоровья, но и финансовые затраты человека и экономия продуктов, которые могут попасть к тем, кому их не хватает.

Человек, который понимает проблемы, связанные с обеспечением людей продовольствием, питается сбалансировано, соблюдая оптимальное соотношения пищевых веществ. Этим он будет способствовать экономии продуктов, которых часто не хватает другим людям.

Поскольку продуктами питания являются вещества, то вклад химии в решение продовольственной проблемы чрезвычайно большой и весомый.

Вывод:

• С ростом населения планеты возникла проблема обеспечения продуктами в будущем.
• К факторам, влияющих на увеличение объемов продукции питания, относятся: минеральные и органические удобрения, химические средства защиты растений и животных, стимуляторы роста. Для стимулирования роста животных используют антибиотики, гормональные препараты, различные вкусовые добавки (подсаливание пищи) и ароматические вещества.
• Росту урожайности растений способствуют такие продукты химической промышленности, как минеральные и органические удобрения, которые обеспечивают растений макро- (азот, фосфор, калий, кальций, магний) и микроэлементами (железо, медь, цинк, марганец, бор, молибден).
• Росту урожайности растений и продуктивности животных способствуют химические средства защиты - инсектициды, гербициды, зооциды, бактерициды и фунгициды (уничтожают возбудителей грибковых заболеваний).
• Использование стимуляторов и биостимуляторов роста растений и животных ускоряет их развитие, повышает урожайность и производительность благодаря улучшению обмена веществ.
• Область, производящей готовые продукты или перерабатывает их на полуфабрикаты, называют пищевой промышленностью.
• Еда - это комплекс органических веществ: углеводов, жиров, белков и витаминов, которые обеспечивают все жизненные потребности организма.
• Культура питания в значительной степени зависит от рационального использования пищевых продуктов.
• Применяя химические средства защиты растений и стимуляторы роста растений и животных, важно соблюдать нормы их расхода. Увеличение нормы вызывает накопление токсичных веществ в пищевых продуктах, а это опасно для здоровья человека.

Роль химии в решении сырьевой проблемы 

Среди основных задач химии важное значение имеет проблема создания сырьевых ресурсов для развития различных отраслей общественного хозяйства. Это прежде всего создание альтернативного естественного дешевого сырья и комплексное его использования, многократное использование сырья и отходов как сырья.

Вспомните, что такое сырье.

Изучая химию, вы ознакомились с природными сырьевыми источниками: нефтью, природным и попутными нефтяными газами, каменным и бурым углем и продуктами их переработки.

Сырьем называют природные вещества или материалы, используемые для производства продуктов различных отраслей промышленного производства.

Однако природные запасы со временем иссякают, а спрос на сырье как компонент потребления постоянно растет. Именно несоответствие между природными запасами и потребностями потребления создает одну из актуальных проблем всего человечества - сохранение и рациональное использование сырья.

Природный газ прежде всего используют в различных отраслях промышленного производства, в быту в качестве топлива. Из него путем термического разложения добывают углерод, водород, ацетилен. Эти продукты являются ценным сырьем для получения аммиака, восстановления металлов из их оксидов (водород), добыча бензола, галогенпроизводных, этилена, производства резины и резиновых изделий (углерод).

Попутные нефтяные газы - это смесь углеводородов, которые разделяют и используют как сырье в органическом синтезе.

Неоценимым сырьевым источником является нефть. Перегонкой нефти получают большое количество нефтепродуктов, в частности бензин, керосин, газойль и мазут. Каждый из этих нефтепродуктов является смесью углеводородов, которые применяют как топливо (бензин, керосин, мазут), как сырье для химической промышленности и субстанцию ​​для микробиологического синтеза белков.

Каменный уголь - это прежде всего кокс, без которого невозможна металлургическая промышленность. Кроме него, добывают аммиачную воду, каменноугольные смолы, коксовый газ. Все эти продукты занимают важное место как сырьевой источник химической промышленности органического синтеза.

Вспомните, как используют продукты, которые добывают вследствие перегонки нефти и коксования каменного угля.

К природным сырьевых материалов относится и древесина. Россия богата необъятные лесные просторы. Важно помнить: чтобы вырастить дерево на материал, нужен не один год. Рассмотрим сферы использования древесины в промышленных масштабах (рис. 71).

Кроме древесины, сырьем для производства натуральных волокон является растения: лен, конопля, хлопок; животного происхождения - шерсть, шелк.

Естественным сырьем, которым богатые недра, являются горные породы и минералы, руды, содержащие железо, медь, цинк, алюминий, марганец, хром, титан и др.

Основные сферы использования горных пород и минералов отражено на рис. 72.

Органические вещества: кристаллическую глюкозу, технические сахарозу и лактозу, крахмал, этанол, уксусную кислоту и неорганические - соляную, серную, ортофосфорная кислота - используют как сырье микробиологического производства для создания питательных сред.

Важным условием рационального использования сырья является комплексность, то есть целенаправленное и безотходное ее применения. Многоразовое использование сырья достигают рециркуляцией и регенерацией.

Рециркуляция - это многократное полное или частичное возвращение потока газов, жидких или твердых веществ в технологический процесс. Например, рециркуляция горячей воды, водяного пара, производственных газов: аммиака, оксида серы (IV), оксида углерода (IV), оксида азота (IV). Нетрадиционный способ окисления оксида серы (IV) газовых выбросов предприятий цветной металлургии и дымовых выбросов ТЭЦ снижает затраты на добычу серной кислоты массой 1 т на 30% и экономит топливо.

Регенерация - это восстановление прежнего состава и строения вещества и его повторное использование. Нагретую во время производственных процессов воду охлаждают и повторно используют. Использование очистных сооружений позволяет улавливать газы и снова подавать их в производственный процесс. Примером регенерации является также вторичная переработка металлов. Это дает определенный экономический эффект. При переработке металлолома на чугун и сталь, алюминиевые и медные сплавы снижается затрата энергии в 3-20 раз, а следовательно, и себестоимость этих материалов.

Накопление промышленных и бытовых отходов загрязняют окружающую среду: воздух, почвы, водоемы. Чтобы обезвредить промышленные отходы, собирают и перерабатывают вторичное сырье, в частности в большом количестве повторно используют отходы обработки металлов, древесины, в качестве топлива - водяной газ. Например, добыча редких и цветных металлов из отходов гальванических производств. Отходы древесины прессуют. Так, прессованную древесину осины, березы и ольхи используют для производства деталей машин, подшипников, прокладок.
Ранее эти детали изготавливали только из металла. Доказано, что детали из прессованной древесины служат в несколько раз дольше, а стоимость их производства в 3-10 раз ниже.

Вам уже известно, что полиэтилен вызывает значительное загрязнение окружающей среды. Однако этот материал подвергается переработке с определенным экономическим эффектом. Доказано, что при переработке полиэтилена массой 1 т экономится бензин массой 3 т и нефть массой около 16 т. Практически почти все виды отходов химической промышленности могут быть сырьевыми источниками для других ее производств.

Из промышленных отходов широкий спектр использования получили топливная зола и сплавы. Из них производят строительные растворы, бетон, кирпич, силикатный кирпич, теплоизоляционные материалы. В химической промышленности - карбид кальция, в металлургии - чистые металлы и их сплавы.

Шлаки, образованные при выплавке чугуна и стали, содержат кремний, кальций, магний, марганец и железо, которые используют для производства панелей.

Важным сырьем микробиологического производства является побочный продукт сахарной промышленности - меласса. В ее состав входят аминокислоты: аспарагиновая, глутаминовая, лейцин, изолейцин и тирозин. Кроме них, витамины группы В - биотин, тиамин, рибофлавин, инозит, никотиновая и пантотеновая кислоты. В микробиологическом синтезе чрезвычайно важное значение имеет биотин.

Из бытовых отходов вторичной переработке можно подвергнуть макулатуру, стекло, текстиль, пластмассы, пищевые отходы, черные и цветные металлы. Их повторное использование дает значительную экономию средств, поскольку продукты переработки будут вовлечены в хозяйственный оборот. Например, рассмотрим переработку макулатуры.
Из нее изготавливают: гофрированный картон, используемый для упаковки разнообразной продукции; тарный картон - коробки, картонные прокладки, упаковочные коробки, поддоны; офисная бумага, поскольку не всегда рабочие материалы необходимо делать на белой бумаге.

Вторичной переработкой макулатуры изготавливают принадлежности: папки, блокноты, бумага для заметок и т.д. (рис. 73).

Альтернативными источниками дешевого сырья в ближайшем будущем являются разработки шельфов, которые содержат большое количество нефти и газа. Метаногидраты - мощный источник метана. На территории есть большое количество горючих сланцев, из которых можно добывать сланцевый газ.
Изучая волокна, вы узнали, что сырьем для их производства могут быть природные полимеры растительного и животного происхождения.

Вспомните, какие волокна производят из растительного и животного сырья.

Однако удовлетворить растущий спрос на материалы только естественным сырьем практически невозможно. Поэтому для производства многих материалов используют как сырье химические продукты. Полимеры являются сырьем для изготовления пластмасс, синтетические каучуки - резины; значительное количество органических веществ является сырьем для изготовления гигиенических и косметических средств, медицинских препаратов и оборудования. Итак, сырьевые природные богатства и химические вещества имеют большое значение для развития общества и различных отраслей промышленности.

Учитывая указанное, необходимо осознать необходимость бережного и экономного использования природного сырья, выработать собственные правила его использования. Должны понимать, что для экономического развития государства и благосостояния людей важно прекратить неплановые вырубки лесов, неэкономное использование почв, нерациональное использование промышленных и бытовых отходов. Особенно важно повторное использование бытовых отходов.

Главным принципом производственной и бытовой сфер в перспективе должно стать требование времени: все перерабатывается, используется, нейтрализуется, возвращается в производственный процесс.

Итак, химическая наука делает большой вклад в решение сырьевой проблемы. И вам, гражданам, необходимо относиться к природе и ее богатствам как к высшей общественной ценности. Залогом такого отношения является ваша активность и инициативность в решении многих проблем, ответственность за правильно принятые решения.

Вывод:

• Сырьем называют природные вещества или материалы, используемые для производства продуктов различных отраслей общественного хозяйства.
• Задачами химии по решению сырьевой проблемы являются: разведка и создание альтернативного дешевого сырья; комплексное использование сырьевых ресурсов; многократное применение сырья; использование промышленных и бытовых отходов.
• Чтобы решить эти проблемы, химическая промышленность занимается переработкой нефти, газа и каменного угля, древесины, горных пород и минералов, промышленных и бытовых отходов.
• Для удовлетворения растущего спроса на материалы используют как сырье химические продукты - синтетические высокомолекулярные вещества: металлы и их сплавы, полимеры, каучуки, резину, волокна.
• Важное значение приобретает вторичная переработка промышленных и бытовых отходов. Промышленные - отходы обработки металлов, древесины, гальванических производств; бытовые - макулатура, стекло, текстиль, пластмассы, пищевые отходы, черные и цветные металлы.
• Из-за несоответствия между природными запасами и потребностями потребления возникает одна из актуальных проблем человечества - сохранение и рациональное использование природного и вторичного сырья.
• Главным принципом производственной и бытовой сфер в перспективе должно стать требование времени: все перерабатывается, используется, нейтрализуется, возвращается в производственный процесс.

Роль химии в разрешении энергетической проблемы

Энергетика - основа экономического роста и развития страны. Она охватывает совокупность отраслей хозяйства страны, изучающих и использующих энергоресурсы, в частности энергию воды, ветра и Солнца, ядерную, геотермальную, энергию морских приливов и отливов, биомассы и других источников с целью выработки, преобразования, передачи и распределения энергии. От энергетических ресурсов зависят промышленные процессы, работа учреждений, медицинских и культурных учреждений, сельского хозяйства, транспорта и бытовых устройств.

Много энергии используют химическая, нефтеперерабатывающая и горнодобывающая промышленности, промышленность органического синтеза, фармацевтическая и тому подобное. Кроме того, энергия нужна для успешной работы транспорта, сельского хозяйства и бытовых затрат. Поэтому сырьевые природные источники в равной степени используют и в качестве источника энергии. Лидером среди природных энергоресурсов остается нефть, хотя важное значение имеют уголь, газ, древесина, горючие сланцы, торф и другие виды местного использования. Как уже отмечалось, эти энергоресурсы быстро истощаются, поэтому ограничивается их использование.

Кроме природных источников энергии, применяют химические вещества, в частности простое вещество и сложные вещества Кремния, водород, спирт, водяной газ (рис. 74).

Вам уже известно, что по способу использования энергоисточники разделяют на невозобновляемые и возобновляемые. Невозобновляемые - природные, поскольку их запасы в недрах ограничены, а за время они не смогут восстановиться. Сюда же относится ядерная энергетика. Высвободить значительное количество органического топлива может правильное использование ядерной энергетики - отрасли, которая добывает и использует ядерную энергию. Задачей химической науки является разработка технологий использования управляемых реакций в ядерных реакторах и создание комплексных систем перехода на новые технологии, которые обеспечивали бы «сжигание» высокоактивных изотопов в процессе работы реактора.

Выясним значение альтернативных возобновляемых источников, которые создают перспективу в применении.

Перспективным способом энергосбережения является использование водородного топлива для автомобилей, самолетов, кораблей, нужд промышленности, сельского и жилищно-коммунального хозяйств, работы бытовых устройств. Водород имеет значительные преимущества над бензином, дизельным и другими видами топлива, поскольку имеет высокую энергоемкость, а при сгорании образуется вода, то есть экологически чистый продукт. Это существенно сокращает количество выбросов оксида углерода (IV) и других вредных оксидов в атмосферу.

Сырьевые ресурсы для получения водорода отражено на рис. 75.

Самым доступным способом добывания водорода является электролитическое разложение воды, однако оно требует больших затрат электроэнергии, поэтому экономически невыгодно. Сейчас идет поиск эффективных способов добывания водорода для массового исполнения. Одна из актуальных проблем, которая требует решения, - это безопасные способы хранения водорода.

Обратите внимание! Перспективы использования водородного топлива для автомобильного транспорта есть. Вполне вероятно, что водородное топливо станет конкурентом бензина. Автокомпании разрабатывают виды двигателей будущего для автомобилей. Такие автомобили оборудуют топливным элементом, или иначе его называют электрохимическим генератором. Это своего рода неисчерпаемая батарейка, внутри которой происходит реакция окисления водорода. Продуктами окисления является водяной пар и азот, а углекислый газ отсутствует.

Учеными-химиками разработаны методы извлечения нефти, содержащей высокомолекулярные углеводороды, рациональные способы переработки угля, которые предусматривают образование смеси углеводородов от смешивания измельченного угля с нефтью и обработки этой смеси водородом под давлением.

Альтернативные источники энергии: Актуальной задачей сегодня является освоение альтернативных возобновляемых источников энергии. Это растительные и животные жиры, которые могут быть использованы для производства биологического топлива. Из растительного сырья чаще всего используют рапсовое масло. Преимущества биотоплива: экологически безопасное; нетоксичное и неядовитое; разлагается микроорганизмами.

Важное значение для сохранения природных ресурсов имеет использование местного топлива. В сельской местности - это растительное сырье: отходы дерева, опилки, солома, сухая трава. Из них изготавливают тюки для котлов. Популярным способом становится выращивания энергетических растений. Это может стать поводом к организации кооперативов по производству «зеленой» энергии. Их создание будет способствовать энергонезависимости села, развития предпринимательства и предприимчивости.

В России проведены переговоры с представителями и финской компании «Ferroplan», которая специализируется на реализации экологических проектов по переработке отходов и очистки воды. Спроектировано экономически выгодные модели установления мощностей по переработке отходов и производства энергии. В дальнейшем Агентство проработает возможности реализации таких проектов с председателями различных городов, а также поселковых и сельских советов.

Перспективным является использование энергии Солнца, которая аккумулируется с помощью солнечных батарей (рис. 76), коллекторов и электростанций.

Они оборудованы  фотогальваническими элементами, которые способны преобразовывать энергию Солнца в электрическую.

Сырьем для изготовления солнечных батарей является простое вещество и соединения Кремния. Ведутся поиски новых материалов, которые превращали бы солнечную энергию в электрическую или тепловую и накапливали ее.
Решение этой проблемы принадлежит химикам.

Уже создана новая технология специальных  преобразователей для солнечных панелей на основе кремния и карбида кремния, используемых как полупроводники. Коэффициент их полезного действия (30%) значительно больше уже имеющихся.

Обратите внимание! Технология является экологически чистой. Их размещают на космических аппаратах.
Кроме того, создан «солнечный колодец» - технологию, по которой специальная конструкция встраивается в крышу или фасад. Такая установка действует эффективно, пропуская солнечный свет даже в облачную погоду.

В России действуют 98 солнечных электростанций. В январе 2018 построена новая солнечная электростанция под «зеленый» тариф в Ровенской области.

Иначе солнечную энергетику называют гелиоэнергетика. Это значительно более дешевый источник энергии. Хотя производство солнечных батарей является финансово затратным, однако технологические затраты быстро окупаются.

Вывод:

• Энергетика - основа экономического роста и развития страны. Проблема обусловлена ​​тем, что природные энергоресурсы быстро истощаются, поэтому ограничивается их использование.
• Задачей химии сегодня является разработка комплексного использования топливных ресурсов и внедрения альтернативных возобновляемых источников энергии.
• Химические источники энергии - водород, спирт, водяной газ, простое и сложные вещества Кремния
• Источники энергии по способу использования делят на невозобновляемые и возобновляемые. К невозобновляемым относятся природные ресурсы: нефть, газ, уголь, сланцы, древесина, торф, ядерная энергетика.
• Альтернативными возобновляемыми источниками энергии является растительное сырье, «зеленая» энергетика, гелиоэнергетика тому подобное.
• Важной проблемой использования энергетических ресурсов является сохранение природы, чистоты воды и воздуха.

Роль химии в разрешении экологической проблемы

Развитие цивилизации и научно-технического прогресса привели к росту численности населения на Земле. Соответственно увеличились объемы производства для удовлетворения возрастающих потребностей в использовании продуктов питания, энергетических ресурсов, сырья. Увеличился объем отходов в атмосфере и в сточных водах; бытовыми отходами засорены большие площади, которые могли бы использовать как сельскохозяйственные угодья.

В 1990-х годах международное сообщество было серьезно обеспокоено проблемами окружающей среды. Основными признано: 1) глобальное потепление климата; 2) истощение озонового слоя; 3) накопление в почве токсичных металлов и пестицидов; 4) кислотные дожди; 5) истощение природных ресурсов планеты; 6) загрязнение обширных территорий радионуклидами.

Стало очевидным, что в результате хозяйственной деятельности человека в природе нарушилось динамическое равновесие, которое поддерживало круговорот веществ, что повлияло на изменение химического состава окружающей среды.

Неоспоримым является тот факт, что развитие химической промышленности вызвало проблемы, рассматриваемые как глобальные.

Факторы загрязнения окружающей среды: Их разделяют на природные и антропогенные.
К природным факторам относятся возникновения землетрясений, извержения вулканов, стихийные бедствия, космическая пыль, продукты выветривания горных пород и почв. Однако больше всего загрязняет окружающую среду человек. Бездумное потребительское отношение к природным богатствам протяжении тысячелетий привело к уничтожению целых ареалов лесных растений, жестокого истребления животных, опустошения плодородных земель и вырубки лесов. Все это влияет на экономику и политику, моральное состояние и здоровье человека.

Факторами антропогенного загрязнения окружающей среды стала производственная деятельность человека (рис. 77).

В результате антропогенного воздействия происходит изменение климата, появляются различные заболевания, в том числе канцерогенные, голодает и вымирает население.

Решением этих проблем занимается экология - наука, которая изучает отношения и взаимодействие живых организмов между собой и с окружающей средой.

Пути решения проблемы: Несмотря на возникшие проблемы в 1992 г.. в Рио-де-Жанейро состоялась международная конференция стран-членов ООН. На этой конференции были выработаны рекомендации, взятые за основу развития мирового сообщества, - Концепцию устойчивого развития. Устойчивое развитие декларирует такой подход к жизни, когда интересы общества направляются на установление баланса между удовлетворением современных потребностей человечества и защитой интересов будущих поколений, в частности их потребность в безопасном и здоровом окружающей среде. Сейчас устойчивое развитие рассматривают как таковое, что обеспечивает потребности нынешнего поколения удовлетворить собственные нужды. Концепция базировалась на трех составляющих: экономической, социальной и экологической. Эти составляющие взаимосвязаны и касаются решения одной проблемы: сохранить человечество от экологической катастрофы.

Экологическая составляющая заключается в обеспечении целостности биологических и физических природных систем, сохранении способности экосистем к самовосстановлению и динамической адаптации; предотвращении деградации природных ресурсов, загрязнения окружающей среды и потере биологического разнообразия.

Обратите внимание! По сравнению с выбросами ТЭЦ, цветной металлургией и транспортом, химическая промышленность наносит меньше вреда окружающей среде. Однако наблюдаются выбросы в атмосферу вредных газов, которые не используют как вторичное сырье; чрезмерное применение природных сырьевых ресурсов; создание синтетических полимеров, которые не разлагаются и загрязняют окружающую среду.

Химия имеет большой потенциал, способствует решению экологических проблем, поскольку многие из них являются следствием химических производств. Однако химические знания - это тот капитал, на котором основывается охрана природы и ее богатств.

Зная состав, строение и свойства веществ, можно предположить их влияние на атмосферу, водные ресурсы, почвы и растительный и животный мир. Химическая наука занимается поиском новых источников возобновляемой энергетики и быстрого их внедрения. Благодаря использованию химико-аналитических методов контроля в окружающей среде и качества химической продукции, становится известна информация о предотвращении негативных воздействий вредных веществ на окружающую среду. Ученые-химики разработали методы очистки воды и природных водоемов, использование очистных сооружений, отстойников с целью повторного использования газов и воды. Проводится большая работа по поиску новых источников энергии для автотранспорта и техники, которые не загрязняли бы окружающую среду выхлопными газами и тяжелыми металлами. Химия занимает почетное место в такой нелегкой работе, как дезактивация вредных веществ военного дела и радиоактивных отходов, их безопасного хранения.

И это не весь перечень проблем по сохранению окружающей среды. Так, совсем недавно доказано негативное влияние электромагнитных полей на биосферу.

Химия предлагает новые способы переработки промышленных и бытовых отходов с их последующим использованием, в частности шлаков, древесины, бумаги и т. Благодаря замене природных материалов безопасными химическими меняется отношение к использованию невозобновляемых энергоисточников, то есть уменьшается использования в химической промышленности нефти и газа, каменного угля, а значит, эти природные богатства будут сохранены для будущих поколений.

Глобальные проблемы человечества касаются радиации. После аварии на Чернобыльской АЭС в 1986 г. возникла проблема радиационного загрязнения и угроза выбросов на других атомных станциях. К сожалению, и теперь происходит разложение радиационных веществ, оставшихся под саркофагом. Существует проблема питьевой воды, поскольку запасы пресной воды исчерпываются, а использование воды рек и других водоемов осложняется из-за отсутствия надлежащей очистки и недостаточность водопроводов и износ уже имеющихся.

Безжалостно и неконтролируемо вырубаются леса, что приводит к исчезновению ареалов растительного и животного мира, нарушение структуры почв. Через нехозяйственное отношение к земле происходит ее загрязнение избытком минеральных удобрений и пестицидами. Свой вклад вносят природные процессы: засоление, эрозия, истощение почв. Отсутствует государственная политика по утилизации отходов, а потому происходит их накопление на открытых свалках, что тоже является источником экологического бедствия. Доказано, что промышленные отходы занимают почти 200 тыс. гектаров земли. Во многих городах, где сосредоточены химические производства, при отсутствии очистных сооружений концентрация вредных веществ в воздухе превышает предельно допустимые нормы. Это вредит здоровью людей и вызывает тяжелые заболевания.

Учитывая указанное, обратимся к сознанию каждого человека, каждого гражданина. Берегите природу и ее богатства, производите собственно ответственное отношение за состояние окружающей среды и сохранения его равновесия. Природа, как и человек, является живым организмом, который нуждается в бережном отношении, грамотном поведении с ней и соблюдении этических норм общежития.

Вывод:

• Основными проблемами окружающей среды признаны: 1) глобальное потепление климата; 2) истощение озонового слоя; 3) накопление в почве токсичных металлов и пестицидов; 4) кислотные дожди; 5) истощение природных ресурсов планеты; 6) загрязнение обширных территорий радионуклидами.
• Экология - наука, которая изучает отношения и взаимодействие живых организмов между собой и с окружающей средой.
• Концепция устойчивого развития содержит три составляющие: экономическую, социальную и экологическую, которые взаимосвязаны и касаются решения проблемы сохранения человечества от экологической катастрофы.
• Антропогенное загрязнение окружающей среды вызвала производственная деятельность человека.
• Потенциал химии в решении экологических проблем заключается в: знаниях состава, строения и свойств веществ для предсказания их влияния на окружающую среду; поиска новых источников возобновляемой энергетики; использовании химико-аналитических методов контроля в окружающей среде и качества химической продукции; разработке методов очистки воды и естественных водоемов; поиска альтернативных источников энергии для автотранспорта и техники; дезактивации вредных веществ военного дела и радиоактивных отходов, их безопасного хранения.
• Природа, как и человек, является живым организмом, который нуждается в бережного отношения, грамотного поведения с ней и соблюдения этических норм общежития.

«Зеленая» химия: современные задачи перед химической наукой и химической технологией

Несмотря на все глобальные проблемы человечества, химия стала на путь развития нового научного направления - «зеленой», или иначе ее называют «экологически рациональной» химии. Это междисциплинарное интегрированное течение в химии, которое сочетает синтетическую органическую химию с аналитической и физической химией, токсикологией, микробиологией, биотехнологиями и техническими науками.

«Зеленую» химию рассматривают как общественное движение и научное направление, которое предлагает развитие технологий, использующих более эффективные химические реакции. Она связана с «открытием, разработкой и применением химических процессов, которые уменьшают или исключают использование и образование вредных веществ».

Так трактует понятие «" зеленая "химия" Международный союз теоретической и практической химии IUPAC.
В течение развития химии как науки ее основными задачами были поиск и синтез полезных веществ и материалов с заданными свойствами с целью развития экономики. Именно это повлекло экологические проблемы, которые и сейчас беспокоят человечество.

«Зеленая» химия предлагает два направления развития: первый - это переработка, утилизация и уничтожение экологически опасных побочных и отработанных продуктов химической промышленности; второй - перспективный, который обеспечит разработку новых промышленных процессов, которые не влекут выбросов вредных для окружающей среды продуктов (даже побочных) или сводят их использование и образование к минимуму.

«Зеленая» химия - философия химических исследований и инженерии, призывает к созданию продуктов и процессов, которые позволяют минимизировать использование и производство вредных веществ.

Одновременно с этим «зеленая» химия - это химия природной среды.

Химические вещества и процессы в соответствии с принципами «зеленой» химии, рассматриваются не только по производству веществ и материалов с заданными свойствами, но и с учетом последствий их применения для окружающей среды. Поэтому «зеленая» химия касается всего цикла химической продукции на различных этапах производства и при необходимости ее утилизации.

Технологии, которые предлагает «зеленая» химия, предотвращать загрязнение на молекулярном уровне благодаря применению инновационных научных решений экологических проблем. «Зеленая» химия препятствует образованию вредных веществ, уменьшает негативное влияние химических продуктов и процессов на здоровье человека, в некоторых случаях устраняет опасность из уже имеющихся продуктов и процессов. Уделяется внимание дизайну химических продуктов и процессов для уменьшения вреда здоровью и природе.

Американские химики П. Анастас и Дж. Уорнер в 1998 году. Сформулировали и утвердили 12 принципов «зеленой» химии. Положения принципов раскрывают концепцию, а именно:

• предотвращение образования отходов (дизайн химического синтеза, который обеспечивает предотвращение образования отходов, не оставляя их для утилизации и захоронения)
• максимальное увеличение составных частей (проектирование синтеза так, чтобы конечный продукт содержал максимальное соотношение исходных материалов, с наименьшим количеством отходов или без них);
• разработка менее опасных химических синтезов (с использованием и генерированием веществ с минимальной токсичностью или нетоксичных для людей или окружающей среды);
• дизайн безопасных химических веществ и продуктов (дизайн химических продуктов, которые в полной мере эффективны, но имеют малую токсичность или вообще нетоксичные)
• использование безопасных растворителей и условий реакций (меньшее использование растворителей или других вспомогательных химических веществ, а в случае необходимости - самых безопасных из них);
• повышение энергоэффективности (запуск химических реакций при комнатной температуре и давлении, если это возможно);
• использование возобновляемого сырья (использовать сырье и восстановительные исходные материалы, а не те, что истощаются. Источником возобновляемого сырья являются сельскохозяйственные продукты или отходы; источниками невозобновляемого - ископаемое топливо (нефть, природный газ, уголь) или горные разработки;
• избежание химических производных (по возможности использования блокирующих или защитных групп или каких-либо временных модификаций);
• использование катализаторов, но не стехиометрических реагентов (минимизация отходов с помощью каталитических реакций. Использование эффективных катализаторов и в малых количествах, могут осуществлять одну реакцию многократно. Они лучше стехиометрических реагентов, которые используют с избытком и однократно)
• дизайн химикатов и продуктов, которые ухудшаются после использования (дизайн химических продуктов должен разлагаться до безопасных веществ и не накапливаться после использования);
• анализ в режиме реального времени, чтобы предотвратить загрязнение (вмешательство в процесс мониторинга и контроля при синтезе, чтобы минимизировать или устранить образование побочных продуктов);
• сведение к минимуму возможности несчастных случаев (дизайн химических веществ и их физических форм (твердых, жидких или газообразных), чтобы минимизировать потенциал для химических аварий, включая взрывы, пожары и выбросы в окружающую среду).

«Зеленая» химия - это будущее нашей планеты. Прежде всего она полезна для здоровья человека. В фармации это будет способствовать изготовлению лекарств и внедрению технологий, чтобы изучать широкий спектр важных для медицины биологических процессов. Говоря о использовании катализаторов, то нужно устранять металлы и другие токсичные примеси из лекарств после завершения реакций и применять надежные. Поэтому сейчас идут исследования неметаллических катализаторов для выработки веществ со смесями, характеризующихся нужными химическими и биологическими свойствами.

Создание избирательных реакций предоставляет перспективу ликвидировать много промежуточных стадий, предотвращать образование отходов и экономить потребление электроэнергии.

Еще одна сфера будущих исследований - приспособление природных ферментов или изобретения новых, которые стали бы катализаторами для проведения крупномасштабных химических реакций, требующих много стадий и токсичных реагентов.

Отметим, что «зеленая» химия открывает новые перспективы для энергонезависимости села на основе «зеленой» энергии. Сельское население получает следующие преимущества:

• уменьшение зависимости от рыночных цен;
• использование растительного сырья и его отходов со значительно более экономным топливом, чем газ и электроэнергия;
• выращивание энергетических растений способствует созданию новых рабочих мест, а следовательно, росту благосостояния, поскольку это делает возможным организацию кооперативов по производству «зеленой» энергии;
• эффективное использование малоплодородных почв, которые со временем могут стать пригодными к использованию под различные сельскохозяйственные культуры;
• высвобождение средств для развития инфраструктуры объединенных территориальных общин.

В России возник термин «" зеленый "тариф" - это специальный тариф, по которому государство закупает всю электроэнергию, произведенную солнечными и ветровыми электростанциями. Не нужно тратить время и деньги на поиск клиентов, поскольку по закону государство обязано закупать всю электроэнергию, которая производится. Кроме того, население получает бесплатную энергию с доходом для себя. Это дает большую экономию, развивает предприимчивость.

«Зеленую» химию называют «новым мышлением химии», философией современных химических исследований. Ее мировоззренческий ориентир - коэволюция человека и природы, сохранения биосферы. Понятие «коэволюция»  современная наука использует для обозначения механизма взаимообусловленных изменений элементов, составляющих целостное развитие. Сбываются предсказания Вернадского, высказанные в начале ХХ в., исследователи в будущем будут чаще специализироваться не на науках, а на проблемах. Ведущей тенденцией ХХ в. считалось образование наук «на пересечении» областей знаний. В современной науке это теряет актуальность, потому что создаются проекты, объединенные единой целью и ограниченные во времени. Глобальные экологические и социально-этические проблемы создают новый тип научного знания. Именно поэтому «зеленую» химию рассматривают как новую химическую философию. Ее принципы и идеи должны стать основой подготовки нового поколения исследователей.

Вывод:

• «Зеленая» химия - философия химических исследований и инженерии, которая призывает к созданию продуктов и процессов, которые позволяют минимизировать использование и производство вредных веществ.
• «Зеленая» химия предлагает два направления развития: 1) переработка, утилизация и уничтожение экологически опасных побочных и отработанных продуктов химической промышленности; 2) обеспечение разработки новых промышленных процессов, продукты которых безвредны для окружающей среды (даже побочные), или сведение их использования и образования к минимуму.
• Технологии «зеленой» химии предотвращают загрязнение на молекулярном уровне, применяя инновационные научные решения экологических проблем и препятствуя образованию вредных веществ.
• 12 принципов «зеленой» химии, сформулированы и утверждены американским химиками П. Анастасом и Дж. Уорнер, раскрывают эту концепцию.
• «Зеленая» химия открывает новые перспективы для энергонезависимости села на основе «зеленой» энергии.
• «Зеленую» химию называют «новым мышлением химии», философией современных химических исследований. Ее мировоззренческий ориентир - коэволюция человека и природы, сохранение биосферы.
• Принципы «зеленой» химии и заложенные в концепцию идеи должны стать основой подготовки нового поколения исследователей.

Лекции по предметам:

1. Неорганическая химия
2. Органическая химия

Учебник онлайн:

1. Основные законы и понятия химии
2. Место химии в системе наук
3. Перспективы химического производства
4. Типы химических реакций в химии
5. Атом в химии
6. Кислород как химический элемент
7. Водород как химический элемент
8. Вода в химии и её элементный состав, молекулярное строение, формула и молярная масса
9. Железо как химический элемент
10. Озон как химический элемент
11. Оксиды в химии
12. Основания в химии
13. Кислоты в химии
14. Соли в химии
15. Хлор в химии
16. Сера в химии
17. Азот в химии
18. Фосфор в химии
19. Углерод в химии
20. Кремний в химии
21. Классы неорганических соединений
22. Вещества и их свойства в химии
23. Чистые вещества и смеси в химии
24. Состав и строение веществ в химии
25. Простые и сложные вещества в химии
26. Химическая формула
27. Относительная атомная и относительная молекулярная масса
28. Молярная масса в химии
29. Физические и химические явления
30. Растворы в химии
31. Периодический закон Д. И. Менделеева
32. Химические связи
33. Ковалентная связь
34. Валентность и степень окисления
35. Ионная связь
36. Химические реакции
37. Теория электролитической диссоциации
38. Электролиты и неэлектролиты в химии
39. Металлы в химии
40. Неметаллы в химии
41. Галогены в химии
42. Подгруппа кислорода
43. Подгруппа азота
44. Количество вещества в химии
45. Органические соединения
46. Теория химического строения органических соединений А. М. Бутлерова
47. Насыщенные углеводороды
48. Ненасыщенные углеводороды
49. Ароматические углеводороды
50. Спирты в химии
51. Фенолы в химии
52. Альдегиды в химии
53. Карбоновые кислоты в химии
54. Сложные эфиры в химии
55. Жиры в химии
56. Углеводы в химии
57. Амины в химии
58. Белки в химии
59. Группа углерода
60. Углеводороды в химии
61. Окислительно-восстановительные реакции
62. Оксигенсодержащие органические соединения
63. Нитрогенсодержащие органические соединения
64. Кислородсодержащие органические соединения
65. Азотсодержащие органические соединения
66. Комплексные соединения в химии
67. Высоко-молекулярные соединения