Неорганическая

химия

курс лекций-презентаций

Содержание

Введение Глава 1. Обзор свойств неметаллов Глава 2. Водород

Глава 3. Галогены

Глава 4. Элементы VIA группы. Халькогены

4.1Кислород

4.2Сера

Глава 5. Элементы VA группы. Подгруппа азота

5.1Азот

5.2Фосфор

Глава 6. Элементы IVA группы. Подгруппа углерода

6.1Углерод

6.2Кремний

Глава 7. Обзор свойств металлов Глава 8. Элементы I группы

8.1Щелочные металлы

8.2Подгруппа меди Глава 9. Элементы II группы

9.1Щелочно-земельные металлы

9.2Жесткость воды

9.3Подгруппа цинка

Глава 10. Элементы IIIА группы. Алюминий Глава 11. Переходные элементы

11.1Характеристика переходных элементов

11.2Подгруппа титана

11.3Подгруппа ванадия

11.4Подгруппа хрома

11.5 Подгруппа марганца.

Глава 12. Элементы VIIIВ группы

12.1Семейство железа

12.2Характеристика платиновых металлов Глава13. Примеры решения задач Заключение Список литературы

ВВЕДЕНИЕ

Химия является общетеоретической дисциплиной. Нет ни одной отрасли производства, не связанной с применением химии.

Знание основных химических законов, владение техникой химических расчетов, понимание возможностей, предоставляемых химией, позволяет значительно ускорить получение нужного результата в различных сферах инженерной и научной деятельности.

Химия знакомит будущего специалиста с конкретными проявлениями вещества, дает возможность с помощью лабораторного эксперимента изучить вещество и узнать его свойства.

Химия закладывает теоретические основы для понимания сложной и многообразной картины химических явлений.

Без знания химии невозможно решение технологических, экологических, сырьевых и энергетических проблем.

Общая характеристика подгруппы азота

Подгруппу азота составляют пять элементов:

азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут.

Они имеют общее название — пниктогены.

Атомы пниктогенов на внешнем энергетическом

уров-не имеют по 5 электронов в состоянии

…s2р3.

Поэтому высшая степень окисления этих

элементов равна +5, низшая –3.

Характерна также степень окисления +3.

Все они р-элементы.

Общая характеристика подгруппы азота

С водородом элементы подгруппы азота образуют

соединения типа RН3:

NН3, РН3, АsН3, SbН3, ВiH3.

Эти соединения в водных растворах не являются

кислотами, не образуют ионов водорода.

С кислородом элементы подгруппы азота образуют

оксиды общей формулы R203 и R2О5, которым соответствуют кислородные кислоты типа НR02 и НR03.

По отношению к кислороду, сере, фтору, хлору

элементы подгруппы азота наряду со степенью

окисления +5 проявляют и степень окисления +3.

Последняя более характерна для висмута.

Подгруппа азота

Физические и химические свойства элементов подгруппы азота

изменяются с увеличением порядкового номера в той же последовательности, которая наблюдалась в ранее рассмотренных группах.

Но так как неметаллические свойства выражены у азота слабее, чем у кислорода и тем более фтора, то ослабление этих свойств

при переходе к следующим элементам влечет за собой появление и нарастание металлических свойств.

Металлических свойств заметны уже у мышьяка.

Сурьма приблизительно в равной степени обладает теми и другими свойствами.

У висмута металлические свойства преобладают над неметаллическими.

Азот. Нахождение в природе

Азот в природе встречается главным образом в

свободном состоянии.

В воздухе объемная доля его составляет 78,09%, а

массовая доля — 75,6 %.

Соединения азота в небольших количествах содержатся в почве.

Азот входит в состав белковых веществ и многих естественных органических соединений.

Общее содержание азота в земной коре 0,01%.

Азот. Получение

В технике азот получают из жидкого воздуха.

Воздух – это смесь газов, главным образом азота и кислорода.

Сухой воздух у поверхности Земли содержит (в

объемных долях) азота 78,09 %.

Воздух переводят в жидкое состояние, а затем

испарением отделяют азот от менее летучего кислорода (температура кипения азота —195,8°С,

кислорода —183° С).

Получаемый таким образом азот содержит примеси

инертных элементов (преимущественно аргона).

Азот. Получение

Чистый азот можно получить в лабораторных

условиях, разлагая при нагревании нитрит аммония:

NH4 NO3 ←t →N2 ↑ +2H2O.

В больших количествах азот употребляется для получения аммиака.

Широко используется при наполнении электроламп (создание инертной среды).

Им азотируют поверхность стальных изделий

(придание большей твердости).

Азот. Физические свойства

Азот – газ без цвета, запаха и вкуса, легче воздуха.

Растворимость в воде меньше, чем у кислорода.

При 20° С в 1 л воды растворяется 15,4 мл азота.

Поэтому относительное содержание кислорода по отношению к азоту в воздухе, растворенном в воде, будет большим, чем в атмосферном.

Природный азот состоит из двух стабильных изотопов с массовыми числами 14 (99,64%) и 15 (0,36%).

Азот. Химические свойства

Поскольку на внешнем энергетическом уровне атома азота находится 5 электронов, то он проявляет степени окисления –3 и +5, а также +4, +3, +2,

+1, –1 и –2.

Молекула азота состоит из двух атомов.

Химическая связь в ней ковалентная

неполярная и очень прочная, так как атомы удерживаются одной σ−связью и двумя

π−связями.

Азот. Химические свойства

В образовании молекулы азота N2 участвуют три общие пары электронов

– связь кратная (тройная).

Азот. Химические свойства

Длина связи в молекуле N2 – 0,109 нм, энергия связи большая: – 946 кДж/моль.

Этим объясняется малая реакционная способность азота при обычной температуре.

Для химического взаимодействия азота с другими элементами надо разрушить молекулу N2 на атомы, на

что затрачивается довольно большое количество энергии: N2=2N, ∆H = 946 кДж/моль.

Поэтому азот становится реакционноспособным лишь при повышенных температурах.

При высокой температуре азот соединяется с

металлами, образуя нитриды:

3Ca + N2 = Ca3N2 −нитридкальция,

2Al + N2 = 2AlN −нитридалюминия.

Аммиак. Получение

Азот образует с водородом несколько соединений, из которых важнейшим является аммиак.

Схема молекулы:

Н+

В лабораторных условиях аммиак получают слабым нагреванием смеси хлорида аммония с гидроксидом кальция:

2NH4Cl +Ca(OH)2 = CaCl2 +2NH3 ↑ +2H2O.

Образующийся аммиак высушивают негашеной известью СаО.

Аммиак. Получение

Основным промышленным способом получения аммиака является синтез его из азота и водорода:

N2 +3Н2 2NН3 , ∆r Н = - 46, 2 кДж/моль.

Реакция протекает только в присутствии катализатора – металлического железа с добавками оксида алюминия и оксида

калия при 450-400оС и давлении, которое выдерживает материал аппаратуры, – до 100 МПа .

Для более полного использования исходных веществ

образовавшийся аммиак сжижают под воздействием низких температур, а непрореагировавшую часть азотоводородной смеси вновь направляют в реактор, используют метод циркуляции.

Благодаря такой циркуляции использование азотоводородной смеси доводят до 95%.

Аммиак. Физические свойства

Аммиак – бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха.

При увеличении давления или охлаждении он легко сжижается в бесцветную жидкость.

Аммиак очень хорошо растворяется в воде (при 20°С в 1 объеме воды растворяется до 700 объемов NН3).

Раствор аммиака в воде называется аммиачной водой или нашатырным спиртом.

При кипячении растворенный аммиак улетучивается из раствора.

Аммиак. Химические свойства

При растворении аммиака в воде помимо гидратов частично образуются ионы аммония NH+4 и

гидроксид-ионы:

3+H2O NH4OH NH+4 +OH−.

Гидроксид-ионы обусловливают щелочную реакцию раствора.

Равновесие реакции смещено влево и большая часть аммиака содержится в растворе в виде молекул NН3.

Тем не менее принято водный раствор аммиака обозначать формулой NH4ОН и называть гидроксидом аммония.

Щелочную реакцию раствора аммиака объяснять как результат диссоциации молекул NH4ОН.

NH4ОН – слабый электролит.

Аммиак. Химические свойства

В различных соединениях катион аммония аналогичен катиону одновалентного металла, образуя соли с анионами кислот :

хлорид аммония NН4Сl,

сульфат аммония (NН4)2S04 и т. д.

Важное химическое свойство аммиака — его взаимодействие с кислотами с образованием солей аммония.

В этом случае к молекуле аммиака присоединяется ион водорода кислоты, образуя ион аммония, входящий в состав

соли:

NH3 +HCl = NH4Cl,

NH3 +H3PO4 = NH4H2PO4 .

Из приведенных примеров следует, что для аммиака характерны реакции присоединения протона.

Аммиак. Химические свойства

Аммиак сгорает в кислороде и в воздухе (предварительно подогретом) с образованием

азота и воды:

3+3O2 = 2N2 ↑ +6H2O.

В присутствии катализатора (платины, оксида хрома (III)) реакция протекает с образованием оксида азота

(II)и воды: 4NH3 +5O2 = 4NО↑ +6H2O.

Эта реакция называется каталитическим окислением аммиака.

Аммиак проявляет только восстановительные свойства, так как имеет низкую степень окисления –3.

При нагревании он восстанавливает оксид меди (II), а

сам окисляется до свободного азота: -3

12 N−6e = N2 восстановитель,

+2NH3 =3Cu + N2 ↑ +3H2O. +2 + =

3Cu 2e Cu окислитель.

Аммиак. Применение

Физические и химические свойства аммиака

обусловили его широкое применение.

Большие количества аммиака расходуются:

для получения азотной кислоты,

азотсодержащих солей,

мочевины,

соды по аммиачному методу.

На легком сжижении и последующем испарении с

поглощением теплоты основано его применение в

холодильном деле.

Жидкий аммиак и его водные растворы применяют как

жидкие удобрения.

Соли аммония

Соли аммония состоят из катиона аммония и аниона кислоты.

Их получают при взаимодействии аммиака или его водных растворов с кислотами:

2NH3 +H2SO4 = (NH4 )2 SO4 или NH3 +H+ = NH+4 .

NH4ОН+HNO3 = NH4 NO3 +H2O или NH4OH +H+ = NH+4 +H2O.

Соли аммония проявляют общие свойства солей, т. ё. взаимодействуют со щелочами, кислотами и другими солями:

NH4Cl + NaOH = NaCl + NH4OH (NH3 ↑ +H2O), 2NH4Cl(к) +H2SO4 = (NH4 )2 SO4 +2HCl, (NH4 )2 SO4 +BaCl2 = BaSO4 ↓ +2NH4Cl.

Соли аммония

Очень важным свойством солей аммония является их

взаимодействие со щелочами.

Этой реакцией обнаруживают соли аммония (аммоний-

ион) по запаху выделяющегося аммиака или по

появлению синего окрашивания влажной красной

лакмусовой бумажки:

Для этого в пробирку с испытуемой солью или

раствором вводят раствор щелочи и смесь осторожно нагревают.

В присутствии аммоний-ионов выделяется аммиак.

Оксиды азота. Оксид азота (I)

Азот образует шесть кислородных соединений: N2О,

NО, N2О3, NО2, N2О4, N2О5.

При непосредственном соединении азота с кислородом образуется только оксид азота (II) N0.

Остальные оксиды получаются косвенным путем.

N20 и NO – несолеобразующие оксиды, остальные – солеобразующие.

Оксид азота (I) N2О получается термическим разложением нитрата аммония:

NH4 NO3 t →N2О↑ +2H2O.

Это бесцветный газ со слабым запахом и сладковатым вкусом.

Возбуждающе действует на нервную систему,

поэтому раньше его называли «веселящим газом». Используется в медицине для общей анестезии.

Оксиды азота. Оксид азота (II)

NО — бесцветный газ, плохо растворимый в воде (его можно собирать в цилиндре над водой).

Оксид азота (II) обладает замечательным свойством: непосредственно соединяется с кислородом воздуха, образуя бурый газ — оксид азота (IV):

В лабораторных условиях оксид азота (II) получают при взаимодействии разбавленной азотной кислоты и меди:

3Cu +8HNО3разб =3Cu(NO3 )2 +2NО↑ +4H2O.

3 Cu −2e = Cu2+, окисление,

+5 +2

2N + 3e = N , восстановление.

Оксид азота (II) получают также окислением аммиака кислородом воздуха в присутствии катализатора платины.

Оксиды азота. Оксид азота (IV)

Оксид азота (IV) NO2 — газ бурого цвета, сильный окислитель.

В лабораторных условиях NO2 получают при взаимодействии концентрированной азотной кислоты и меди:

Cu +4HNО3конц. = Cu(NO3 )2 +2NО↑ +2H2O.

3 Cu −2e = Cu2+, окисление,

+5 +4

2N + e = N , восстановление,

или при прокаливании кристаллического свинца:

2Pb(NО3 )2 t →2PbO +4NO2 ↑ + О2 ↑.

Как отмечалось, оксид азота (IV) также образуется из оксида азота (II) при соединении его с кислородом.

Оксид азота (IV) подвергается полимеризации (точнее,

димеризации), образуя бесцветную жидкость — димер оксида азота (IV): 2NО2 N2O4 .

Оксиды азота. Оксид азота (IV)

Если жидкий N2O4 вылить в ледяную воду, то:

2N2О4 +Н2О = 2НNO3 + N2O3.

N2O3 сообщает раствору интенсивный сине-зеленый цвет.

Если взять воду комнатной температуры, то N2O4

реагирует с ней аналогично оксиду азота (IV):

В избытке кислорода образуется только азотная кислота: 2N2О4 +2Н2О+О2 = 4НNO3.

Оксиды азота. Оксид азота (V)

Оксид азота (V) N205 – бесцветное

кристаллическое вещество, распадающееся уже при

комнатной температуре с выделением кислорода:

2N2О5 = О2 + NO2 .

Поэтому N205 – сильный окислитель.

Многие органические вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.

N205 – ангидрид азотной кислоты.

Из всех оксидов азота наибольшее значение имеют

оксиды азота (II) и азота (IV) как промежуточные

продукты в производстве азотной кислоты.

Азотная кислота. Получение

В лабораторных условиях азотную кислоту получают

из ее солей действием концентрированной серной

:КNО3 +Н2SО4 = НNO3 +KHSO4 .

В промышленности ее получают каталитическим

окислением аммиака.

Весь процесс получения азотной кислоты можно

разбить на три этапа:

Азотная кислота. Получение

Исходные продукты – аммиак и воздух – тщательно

очищают от вредных примесей, отравляющих катализатор (сероводород, пыль, масла и т.п.).

Образующаяся кислота является разбавленной 40 – 60%.

Концентрированную азотную кислоту (96 – 98%-ную)

получают перегонкой разбавленной кислоты в смеси

с концентрированной серной кислотой.

Разбавленную азотную кислоту хранят и перевозят в

таре из хромистой стали, концентрированную – в

алюминиевой таре.

Небольшие количества хранят в стеклянных бутылях.

Азотная кислота.

Физические свойства

Азотная кислота — бесцветная жидкость с едким запахом.

Очень гигроскопична.

Смешивается с водой в любых отношениях.

Кипит при 86°С.

Азотная кислота. Химические свойства

Важнейшее химическое свойство азотной кислоты состоит в том, что она является сильным окислителем.

Она взаимодействует почти со всеми металлами.

При этом водород не выделяется, он окисляется, образуя воду.

Кислота же в зависимости от концентрации и активности металла может восстанавливаться до

различных соединений (смотрите тему «Взаимодействие металлов с кислотами и щелочами»).

Следует иметь в виду, что концентрированная азотная кислота при обыкновенной температуре не взаимодействует с алюминием, хромом и железом.

Она переводит их в пассивное состояние.

Поэтому ее хранят и перевозят в таре, изготовленной

из этих металлов.

Азотная кислота. Химические войства

Азотная кислота не реагирует с Рt, Rh, Ir, Та, Аu.

Платина и золото растворяются в «царской водке»

– смеси 3-ех объемов концентрированной соляной кислоты и 1-ого объема концентрированной азотной кислоты.

Азотная кислота взаимодействует со многими неметаллами, окисляя их до соответствующих кислот:

S+2HNО3 =Н2SО4 +2NO,

P +5HNО3 +2H2O =3Н3PО4 +5NO,

B+3HNО3 =3Н3BО3 +3NO2 .

Азотная кислота также взаимодействует с

органическими соединениями, нитрованием которых получают взрывчатые вещества, органические

красители, лекарства.

Азотная кислота. Применение

Азотная кислота – один из важнейших продуктов основной химической промышленности.

Большие количества ее расходуется на приготовление:

азотных удобрений,взрывчатых веществ,

лекарственных веществ,красителей,

пластических масс,искусственных волокон и других материалов.

Соли азотной кислоты

Соли азотной кислоты называются нитратами.

Нитраты натрия, калия, аммония и кальция называются

селитрами:

NaNO3 – натриевая селитра,

KNO3 – калиевая селитра,

NH4NO3 – аммиачная селитра,

Са(NO3)2 – кальциевая селитра.

Селитры используются как минеральные азотные удобрения.

KNO3 применяется для приготовления черного пороха

(смесь 75% KNO3, 15% С и 10% S).

Из NH4NO3, порошка алюминия и угля изготовляется взрывчатое вещество – аммонал.

Соли азотной кислоты

Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются.

Продукты разложения зависят от положения металла соли в ряду стандартных электродных потенциалов:

левееMg→MeNО2 + NО2 +O2 ,

Me(NО3 )2 Mg÷Cu →MeО+ NО2 +O2 ,

правее Cu→Me + NО2 +O2.

Cоли металлов, стоящих в ряду левее Мg, при разложении образуют нитриты и кислород;

от Мg до Си – оксид металла, NO2 и кислород;

после Сu – свободный металл, NO2 и кислород.

Все соли азотной кислоты растворимы в воде.

Азотные удобрения

Неорганические и органические вещества, применяемые как источник азотного питания растений

для повышения их урожайности, называются

азотными удобрениями.

Они делятся на три группы:

1) минеральные удобрения: селитры, соли аммония,

жидкий аммиак, аммиачная вода, синтетическая мочевина и др.;

2) органические удобрения: навоз, компост, птичий помет и др.;

3) зеленые удобрения: люпин, сераделла и др.

Органические азотные удобрения помимо азота

содержат и другие элементы, необходимые для, питания растений.

Вопросы

Назвать элементы подгруппы азота и изобразить графические электронные формулы азота и фосфора.

Каковы физические и химические свойства азота?

Объяснить особенности строения молекулы аммиака.

Описать физические и химические свойства аммиака.

Какие молекулы и ионы присутствуют в водном растворе аммиака?

Как получают аммиак в лабораторных условиях,в технике?

Как получить соли аммония? Написать примеры уравнений реакций их получения.

Каковы химические свойства солей аммония?

Как обнаружить в растворе аммоний-ион?

Вопросы

Где применяются аммиак и соли аммония?

Как очистить оксид азота (II) от примеси оксида

азота (IV)?

Какие химические процессы протекают при

получении азотной кислоты из аммиака?

Каковы химические свойства азотной кислоты?

Объяснить валентность азота в азотной кислоте. Написать ее структурную формулу.

В каком количестве нитрата аммония содержится столько же азота, сколько его содержится в 17 кг

нитрата натрия? (Ответ: 8 кг.)

Общая характеристика подгруппы бора

Главную подгруппу III группы (подгруппы бора) составляют элементы бор, алюминий, галий, индий и таллий.

Все они относятся к р-элементам.

Их атомы на внешнем энергетическом уровне содержат по три электрона …s2р1-состояний, чем объясняется сходство в ряде свойств.

В химических соединениях эти элементы проявляют степень окисления, равную +3 (бор также и –3), хотя для таллия более устойчивой является степень окисления +1.

Металлические свойства элементов подгруппы бора выражены значительно слабее, чем у элементов подгруппы бериллия.

Так, элемент бор, у атомов которого электроны расположены на двух энергетических уровнях, относится к неметаллам.

Общая характеристика подгруппы бора

Внутри подгруппы с возрастанием заряда ядра (а следовательно, и числа энергетических уровней) металлические свойства усиливаются.

Алюминий – уже металл, но не типичный.

Его гидроксид обладает амфотерными свойствами.

У таллия более сильно выражены металлические свойства, а в степени окисления +1 он близок к металлам I группы.

Все элементы подгруппы бора образуют оксиды типа R2O3 (R – элемент).

Им отвечают гидроксиды состава R(OH)3.

Исключая бор, в водных растворах элементы могут находиться в

виде гидратированных ионов R3+.

Из металлов главной подгруппы III группы наибольшее значение имеет алюминий.