химия методичка / Конспекты по химии

Изучением растворов занимались Д. И. Менделеев, Д. П. Коновалов, И. А. Каблуков и другие учёные. Было установлено, что растворение – сложный физико-химический процесс. Растворённое вещество химически взаимодействует с водой, образуя гидраты, при этом выделяется энергия (∆H< O): растворение H2SO4, KOH и др.

поглощается энергия (ΔH > O): растворение NH4NO3, NaCl, Na2S2O3. При кристаллизации растворов электролитов молекулы воды могут входить в состав кристаллов (кристаллизационная вода), образуются кристаллогидраты, например: CuSO4 5H2O - медный купорос

FeSO4 7H2O - железный купорос Na2SO4 10H2O - глауберова соль.

Растворы играют очень важную роль в природе и жизни человека.

Во-первых, растворами являются все природные воды. Минеральное питание растений тоже связано с растворами. Люди и животные усваивают питательные вещества в растворённом виде, все процессы обмена протекают в растворах. Растворами являются такие физиологические жидкости как тканевая лимфа, кровь, пищеварительные соки и др. Лекарственные препараты действуют на организм больного в составе растворов. И, наконец, многие химические реакции в промышленности (не только в химической) и в быту (стирка, отбеливание, приготовление пищи, консервирование продуктов) протекают в растворах.

IIА ГРУППА. КАЛЬЦИЙ, ЕГО СВОЙСТВА И СОЕДИНЕНИЯ

Во IIA группе находятся металлы:

Be, Mg, Ca, Sr, Ba и [ Ra ]. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня:

n s2

поэтому в соединениях данные элементы имеют степень окисления + 2.

Сверху вниз в группе увеличивается атомный радиус, ослабляется связь внешних электронов с ядром и закономерно усиливаются металлические свойства простых веществ и основные свойства соединений:

Ca – пятый по распространённости в литосфере элемент, образует множество минералов – известняк, мрамор, мел, гипс, фосфорит и многие другие.

Ca – серебристо-белый ковкий, относительно твёрдый (в ср. с щелочными металлами) очень лёгкий (ρ=1,6г/см3) металл, но коррозионно неустойчивый. Поэтому в чистом виде почти не применяется (сплавы!). В природе:

CaCO3- мел, мрамор, известняк, кальцит. Ca3(PO4)2- фосфорит.

CaCO4 2H2O- гипс. CaF2- плавиковый шпат.

Получают кальций электролизом расплава (t˚ = 850˚) CaCl2 ток→ Ca + Cl2↑

Химические свойства: 2Ca + O2 → 2CaO

Ca + S → CaS Ca+ Cl2 → CaCl2 Ca+2C → CaC2 3Ca+ N2 → Ca3N2

Ca+ 2HOH → Ca(OH)2+ H2↑

Из-за высокой активности Ca хранят в закрытых сосудах под керосином или вазелиновым маслом. Важнейшие соединения кальция, применяемые в строительной индустрии:

CaOнегашёная известь, входит в состав цемента Ca(OH)2- гашёная известь

2CaSO4 H2O- алебастр или жжёный гипс.

31

CaCl2 - хлорид кальция применяют как лекарственный препарат, нормализует состав крови. В организме человека содержится ≈ 2 % Ca, в основном в составе костей, зубов, в крови. CaF2- плавиковый шпат применяется в оптической промышленности.

Важное значение имеют Ca(HCO3)2, CaCl2, CaSO4, содержащиеся в жёсткой воде (вместе с аналогичными соединениями магния).

Жёсткая вода при кипячении даёт накипь, сваренные в ней продукты имеют худшее вкусовое качество, моющие средства плохо мылятся. Поэтому жёсткость приходится устранять:

а) временная карбонатная жёсткость устраняется кипячением или умягчением: Ca(HCO3)2 → CaCO3↓+ H2O+ CO2↑

Ca(HCO3)2+ CaOH2 → 2CaCO3+ 2H2O

б) постоянную (некарбонатную жёсткость) можно устранить добавлением соды: CaCl2+ Na2CO3 → CaCO3↓+2NaCl

CaSO4+ Na2CO3 → CaCO3↓+ Na2SO4

Таким образом при обработке жёсткой воды гашёной известью и одновременно содой можно устранить любую жёсткость.

КАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ

Это органические вещества, состав которых можно выразить в общем виде R – COOH Например: CH3-COOH уксусная кислота Наибольшее значение имеют одноосновные предельные или алкановые кислоты: H-COOH метановая или муравьиная (соли ─ формиаты).

CH3-COOH этановая или уксусная (соли ─ ацетаты).

C2H5-COOH пропановая или пропионовая (соли ─ пропионаты).

C3H7-COOH бутановая или масляная (соли ─ бутанаты).

Карбоновые кислоты – слабые электролиты, за исключением сильных хлоруксусных (моно-, ди-, три-) кислот.

Поэтому соли щелочных металлов в воде гидролизуются, обуславливая щелочную среду. Благодаря водородным связям, карбоновые кислоты не могут быть газами (но летучие - HCOOH и CH3COOH).

Эти кислоты проявляют как общие кислотные свойства, так и специфические для карбоновых кислот. Рассмотрим их на примере самой важной

уксусной кислоты:

а)общие свойства:

CH3COOH ↔ CH3COO- + H+

2CH3COOH + Mg → (CH3COO)2Mg + H2↑ CH3COOH + Na2CO3 → CH3COONa + H2O + CO2↑ CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O 2CH3COOH + CuO → (CH3COO)2Cu + H2O

б) специфические свойства:

горение CH3COOH + 2O2 → 2CO2↑ + 2H2O замещение CH3COOH + Cl2→ CH2COOH + HCl

Среди других кислот большое значение имеют высшие карбоновые кислоты (выделяются при гидролизе жиров):

32

C15H31COOHпальмитиновая C17H35COOHстеариновая C17H33COOHолеиновая

Их натриевые соли являются твёрдыми мылами, а калиевые - жидкие мыла. Уксусная кислота в больших количествах применяется для реакций ацетилирования и этерификации – производство лекарств, эфиров, ацетатного волокна.

Получают синтезом из ацетилена.

Естественным путём образуется при окислении этилового (винного) спирта: C2H5OH + O2 → CH3COOH + H2O

ОКСИДЫ

Оксидами называют вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления - 2.

Э2Оn

Например:

Na2O – оксид натрия H2O – оксид водорода FeO – оксид железа(ІІ) Fe2O3 – оксид железа(ІІІ)

Близки к оксидам пероксиды, в которых кислород находится в степени окисления – 1 и образует цепочку из двух атомов:

Na – O – Na оксид натрия

Na – O – O – Na пероксид натрия H – O – H оксид водорода

H – O – O – H пероксид водорода Ba = O оксид бария

Настоящие оксиды делятся на следующие группы:

1).Основные оксиды (солеобразующие), им соответствуют основания: K2O → KOH щёлочь

Na2O → NaOH щёлочь CaO → Ca(OH)2 щёлочь FeO → Fe(OH)2↓

CuO → Cu(OH)2↓

Основные оксиды реагируют с кислотами и кислотными оксидами : CaO + CO2 → CaCO3

CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O

Оксиды щелочных или щелочноземельных металлов растворяются в воде, образуя щёлочь:

K2O + H2O → 2KOH BaO + H2O → Ba(OH)2

2)Кислотные (солеобразующие), этим оксидам соответствуют кислоты: SO3 → H2SO4

N2O5 → HNO3

Cl2O7 → HClO4

33

Cl2O - оксид хлора (І)

Оксиды металлов по физическим свойствам - твёрдые порошкообразные вещества или кристаллы различного цвета.

MgO - белый Cu2O - оранжевый MnO2 - чёрный CuO - чёрный

Cr2O3 - зелёный Fe2O3 - красно-коричневый

Оксиды неметаллов обычно газы или летучие жидкости и очень редко твёрдые вещества. CO2, SO2, N2O, NO2 - газы

SO3, N2O3 - жидкости

P2O5 - твёрдый

Применение - природные оксиды металлов - руды.

Цветные оксиды металлов используются как пигменты в производстве красок: ZnO, TiO2 - белая краска; Cr2O3 - зелёная; FeO, Fe2O3 - железный сурик.

Многие оксиды являются катализаторами реакций: K2O, Al2O3, V2O5 и др. Оксиды неметаллов для получения кислот: SO3, NO2, SO2, P2O5

Получение. Многие оксиды добывают в природе как руды металлов, например: TiO2, Al2O3, Fe2O3 и др.

Искусственно получают при окислении простых веществ, доокислении низших оксидов до высших и при разложении некоторых сложных веществ.

2Mg + O2 → 2MgO

2CO + O2 → 2CO2 CuCO3 → CuO + CO2

2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O

ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ - IА ГРУППА

В IА группе находятся металлы Li, Na, K, Rb, Cs, [Fr]. Электронная конфигурация внешнего электрического уровня nS1, поэтому в соединениях данные элементы имеют с.о. +1 Щелочные металлы стоят в начале каждого периода. Являются самыми активными металлами и сильными восстановителями, тем не менее сверху вниз в группе с увеличением атомного радиуса ослабляется связь внешнего электрона с ядром и закономерно усиливаются металлические свойства простых веществ, и понижается температура плавления, но увеличивается плотность. Li самый лёгкий металл Li2O; LiOH

Na плавится в воде Na2O; NaOH

K бурно реагирует с водой K2O; KOH

35

Rb от света испускает ē (фотоэффект) Rb2O; RbOH Cs от света испускает ē (фотоэффект) Cs2O; CsOH Fr радиоактивный Fr2O; FrOH (не изучены)

Все щелочные металлы очень мягкие, режутся ножом. Из-за высокой активности в природе встречаются только в виде соединений. Хранят металлы под слоем керосина или вазелинового масла. Наиболее распространены Na (6-ое место в земной коре) и K.

Натрий -это лёгкий серебристо-белый, мягкий как пластилин металл, в воде плавает, при этом бурно реагирует с ней, расплываясь в серебристый шарик, большие кусочки вспыхивают жёлтым пламенем. Na активно реагирует со всеми неметаллами.

2Na + 2HOH → 2NaOH + H2

4Na + O2 → 2Na2O; 2Na + O2 → Na2O2 2Na + Cl2 → 2NaCl

2Na + H2 → 2NaH

Гидрид разлагается водой: NaH + HOH → NaOH + H2

Важнейшие природные соединения: NaCl - каменная или поваренная соль; NaCl·KCl - сильвинит; Na2SO4·10H2O - глауберова соль.

Получают Na при электролизе расплава NaCl: 2NaCl → 2Na + Cl2↑

Na применяется как теплоноситель на атомных электростанциях и катализатор многих реакций оргсинтеза, а также для получения калия:

Na + KCl → NaCl + K

Важнейшие соединения: NaOH - едкий натр (каустическая сода). Используют в производстве мыла, бумаги, для очистки нефтепродуктов.

Na2O2 - для регенерации воздуха на космических станциях, подводных лодках.

2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2

NaCl - в пищевой промышленности и для получения натрия.

Na2CO3 - кальцинированная сода. Производство стекла, мыла, бумаги, моющее средство. NaHCO3 - пищевая сода. В пищевой промышленности, в медицине, огнетушителях.

Na2SO4 · 10H2O - глауберова соль, для производства соды и стекла и в медицине как слабительное. Калий. По физическим свойствам очень похож на Na, но горит красновато-фиолетовым пламенем. Похожи и химические свойства, но с водой K реагирует ещё энергичнее.

Калий и его соединения получают из калийной соли - KCl. Важнейшие соединения:

KCl - хлорид калия, калийная соль минеральное удобрение, сырьё для производства K и KOH. KOH - едкое кали. Используют в производстве жидкого мыла, электролит щелочных аккумуляторов. K2CO3 - содержится в золе растений (поташ), используют в производстве жидкого мыла и химического стекла, минеральное удобрение.

K2SO4 - минеральное удобрение.

KNO3 - калиевая селитра, сложное удобрение, в производстве чёрного пороха. Чистый калий вместе с Na - теплоноситель при ядерных реакциях.

36

б) Гидроксиды прочих металлов ( в низших степенях окисления ) или нерастворимые основания: Сu(OH)2 , Fe(OH)2 , Fe(OH)3

в) Амфотерные гидроксиды – при диссоциации одновременно образуют катионы водорода Н+ и гидроксиданиона ОН--. Это Al(OH)3 , Be(OH)2 , Zn(OH)2 ,Cr(OH)3.

Основания кристаллические вещества различного цвета и растворимости (NH3 – газ). Щёлочи – мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов.

Химические свойства:

а) Нерастворимые основания разлагаются при нагревании: Cu(OH)2 → CuO + H2O

2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O

б) Щелочи изменяют окраску индикатора: лакмус синеет, универсальный индикатор синеет, фенолфталеин краснеет т.к. щёлочи диссоциируют:

КОН = К+ + ОН-- Ва(ОН)2 = Ва2+ + 2ОН--

NH3 • H2O = NH4+ + OH--

в) Щелочи реагируют с растворами солей: 2NaOH + CuSO4 → Na2SO4 + Cu(OH)2 Ва(ОН)2 + Na2SO4 → 2NaOH + BaSO4

г) Все основания реагируют с кислотами и кислотными оксидами: Са(ОН)2 + 2НСl → CaCl2 + 2H2O

Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O

Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O

Cu(OH)2 + SO3 → CuSO4 + H2O

Взаимодействие оснований с кислотами называется реакцией нейтрализации, которая сводится к следующему уравнению:

ОН-- + Н+ → НОH

д) Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и щелочами: Zn(OH)2 + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + NaOH → Na [ Al(OH)4 ]

Получение: щёлочи получают при взаимодействии щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:

2К + 2НОН → 2КОН + Н2↑

К2О + НОН → 2КОН

Реально КОН и NаОН получают при электролизе растворов NaCl и KCl

2KCl + 2H2О ток→ 2KOH + H2↑ + Cl2↑ 2NaCl + 2H2O ток→ 2NaOH + H2↑+ Cl2↑

Нерастворимые основания получают при взаимодействии солей данных металлов с щелочами: FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl

Наибольшее значение имеют гидроксиды натрия и калия. Они широко используются в лаборатории как поглотители влаги, углекислого газа, реактивы; в промышлености в производстве мыла, бумаги, соды и других веществ. КОН – электролит щелочных аккумуляторов.

ЖЕЛЕЗО И ЕГО СВОЙСТВА, СОЕДИНЕНИЯ И ПРИМЕНЕНИЕ

Железо – d элемент 4 периода VIII группы, электронная конфигурация его атома такая:

1s22s22p63s23p63d64s2

В связи с этим железо бывает в степени окисления +2 и +3. Более высокие степени окисления для него не характерны. Очень редко бывает +6, например в H2FeO4 .

38

Физические свойства: Химически чистое железо – блестящий, серебристо-белый металл, очень ковкий, легче золота и серебра ρ = 7,87 г/см, tо плавления = 1539о С, обладает магнитными свойствами, довольно устойчиво к коррозии. По распространённости железо стоит сразу за алюминием (5% в земной коре).

Руды железа:

Fe3O4 (Fe2O3 • FeO) – магнитный железняк Fe2O3 ─ красный железняк

Fe2O3 • nH2O – бурый железняк

FeS2 – пирит (серный или железный колчедан) FeCO3 – сидерит или железный шпат

Химические свойства:

Железо относится к металлам со средней восстановительной активностью, при обычной температуре железные сплавы корродируют (подвергаются коррозии):

2Fe + O2 +2H2O→ 2Fe(OH)2 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3

При нагревании реагирует с серой, галогенами: 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3

Fe + S → FeS

(при этом сильные окислители окисляют Fe до +3, а слабые – до +2). При сильном нагревании железо горит и реагирует с водой:

3Fe + 2O2 → Fe3O4

3Fe + 2H2O → Fe3O4 + 4H2 Железо реагирует с кислотами: Fe + 2HCl → FeCl2 +H2

Fe + H2SO4 → FeSO4 + H2

Концентрированные H2SO4 и HNО3 пассивируют железо, но при кипячении с ними идут реакции:

2Fe + 6H2SO4 → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O; Fe + 6HNO3 → Fe(NO3)3+ 3NO2 + 3H2O;

Соединения железа: Оксид железа (+2), FeO — чёрный, легко окисляющийся порошок, ему соответствует гидроксид железа (+2) ─ Fe(OH)2, типичное нерастворимое основание, легко окисляющееся до Fe(OH)3

Оксид железа (+3), Fe2O3 ─ красно-бурый порошок , которому соответствует основание Fe(OH)3. Так как гидроксиды железа (+2) и (+3) имеют разную окраску, их можно использовать для распознавания солей железа(+2) и (+3);

FeCl2 + 2NaOH → Fe(OH)2↓( белый, зеленеет на воздухе ) + 2NaCl FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓( красно-бурый) + 3NaCl;

Очень чуткая реакция для обнаружения Fe с роданидом калия: FeCl3 + 3KSCN → Fe(SCN)3↓(кроваво-красный) + 3KCl

FeCl2 + 2KSCN → Fe(SCN)2↓(бесцветный) + 2KCl Из солей железа наиболее важные:

FeSO4 •7H2O – железный купорос, для борьбы с вредителями в сельском хозяйстве.

FeCl3 – хлорное железо, применяют при очистке воды, протравливание при окрашивании ткани, в радиотехнике.

Железо входит в состав гемоглобина и некоторых ферментов. Нехватка железа в организме приводит к малокровию.

Чистое железо применяется очень редко (сердечники трансформаторов, электромагнитов, генераторов).

В основном применяются сплавы железа с металлами и неметаллами (чугун и разные марки стали). Чугун выплавляют в доменных печах по такой схеме:

Fe2O3 → Fe3O4 → FeO → Fe;

39

помимо железа восстанавливаются кремний, марганец, сера, фосфор, изначально есть углевод. Получается твердый, довольно устойчивый к коррозии, но хрупкий сплав – чугун.

При выжигании примесей в сталелитейных печах, - (мартеновских, конвертерах) и добавлении легирующих элементов (хром, ванадий, молибден и др.) образуются стали. Чугун и сталь основа современной тяжёлой промышленности.

МЫЛА И СМС. ЗАЩИТА ОКРУЖАЮЩЕЙ СРЕДЫ

Мыла – это соли высших карбоновых кислот, чаше всего пальмитиновой С15Н31СООН, стеариновой С17Н35СООН и олеиновой С17Н33СООН. Натриевые соли образуют твердые мыла, а калиевые – жидкие. В состав туалетного мыла входят соли с радикалами от С10 до С16, а в состав хозяйственного и технического мыла от С17 до С21, кроме того, в туалетном мыле содержатся различные добавки, отдушки, красители, пенообразователи, дезинфекторы и т.д. Самое обычное мыло: С17Н35СООNa ─ стеарат натрия.

Мыла получают при омылении жиров (в присутствии щелочей – гидролиз):

СН2 – О – СО – С17 Н35

|

СН – О – СО – С17 Н35 + 3НOH → C3H5(OH)3 + 3 С17 Н35 COOН

|

CH2 – O – CO – С17 Н35

Можно также получать из синтетических карбоновых кислот, при их нейтрализации щелочью или содой. Сначала из парафина получают карбоновые кислоты.

Моющее действие мыла объясняется следующим : а) Гидролиз:

С17 Н35 СООNa + HOH → С17 Н35 COOН + NaOH;

Образовавшаяся щелочь эмульгирует жиры, т.е. превращает их в мельчайшие капельки, способствуя удалению.

Стеариновая кислота с водой образует пену, которая уносит частицы грязи.

б) Мыла относятся к поверхностно активным веществам ( ПАВ), т.е. снимающим поверхностное натяжение воды. ПАВ хорошо адсорбируются на разных поверхностях .

Недостатком любого мыла является : а) Плохо моет в жесткой воде;

б) Хорошо моет в горячей воде и при кипячении, но при этом снижает прочность ткани.

в) Легко гидролизуется в горячей воде, но щелочь разрушает многие ткани и кожу человека. г) Мыла получают из дефицитного пищевого сырья. Этих недостатков лишены СМС, или детергенты. Сырьём для их производства служат предельные углеводороды нефти.

В чистом виде СМС используются только в промышленности, а для бытовых целей готовят специальные смеси – стиральные порошки, пасты и т.д., содержащие кроме СМС дезинфикаторы, отбеливатели, пеногасители, иногда ферменты (биодобавки). СМС, учитывая темпы роста производства и потребления, могут загрязнять окружающую среду. Предельно допустимая концентрация (ПДК) в воде 5 – 10 г/мл. Могут содержаться в сточных водах текстильных, парфюмерных, нефтехимических предприятий, в стоках бань и прачечных, в бытовых стоках. С этими стоками СМС попадают в реки, озера и моря, вызывая образование на водной поверхности стойкой и обильной пены, изменяют свойства воды, обесцвечивают перья водоплавающих птиц. Активно поглощают О2 из воды, фосфаты натрия, входящие в состав стиральных порошков вызывают цветение воды, развитие гнилостных процессов. СМС усиливают токсическое действие и других загрязнителей. Вода, содержащая СМС имеет неприятный вкус.

В отличии от обычного мыла многие СМС очень медленно, а иногда и совсем не разрушаются биологическим путём. Для защиты водоемов от загрязнения СМС принимают следующие меры: а) в России запрещено производство СМС, стоки которых биологически не разрушаются.

б) синтез и внедрение легко расщепляющихся СМС.

в) очистка вод, содержащих СМС при помощи адсорбентов (активированный уголь), сильных окислителей (Cl2,O3), коагулянтов ионного обмена и биохимическая очистка.

40