
- •1)Периодический закон — фундаментальный закон природы, открытый д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс.
- •10)Со́ли — класс химических соединений, к которому относятся вещества, состоящие из катионов металла (или катионов аммония
- •11)Хлоридна або соляна кислота — розчин хлороводню (hCl) у воді.
- •18)Химическая связь — явление взаимодействия атомов, обусловленное перекрыванием электронных облаков связывающихся частиц, которое сопровождается уменьшением полной энергии системы.
10)Со́ли — класс химических соединений, к которому относятся вещества, состоящие из катионов металла (или катионов аммония
известны
соли фосфония
или
гидроксония
)и
анионов кислотного остатка.
Типы солей
Средние (нормальные) соли — все атомы водорода в молекулах кислоты замещены на атомы металла. Пример: , .
Кислые соли — атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты. Пример: , .
Осно́вные соли — гидроксогруппы основания (OH−) частично замещены кислотными остатками. Пример: .
Двойные соли — в их составе присутствует два различных катиона, получаются кристаллизацией из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами. Пример: .
Смешанные соли — в их составе присутствует два различных аниона. Пример: .
Гидратные соли (кристаллогидраты) — в их состав входят молекулы кристаллизационной воды. Пример: .
Комплексные соли — в их состав входит комплексный катион или комплексный анион. Пример: , .
Особую группу составляют соли органических кислот, свойства которых значительно отличаются от свойств минеральных солей. Некоторые из них можно отнести к особенному классу органических солей, так называемых ионных жидкостей или по-другому «жидких солей», органических солей с температурой плавления ниже 100 °C.
11)Хлоридна або соляна кислота — розчин хлороводню (hCl) у воді.
Хлоридна кислота є типовою кислотою. За своєю хімічною активністю вона належить до найсильніших кислот. Подібно до інших сильних кислот вона активно розчиняє більшість металів з виділенням водню, взаємодіє з оксидами металів тощо.
Концентрована хлоридна кислота містить 37% HCl і має густину 1,19 г/см3. Вона має різкий запах і «димить» на повітрі внаслідок виділення газоподібного хлороводню. Технічна кислота має жовтий колір, який обумовлюється домішками головним чином солей заліза.
Хлоридна кислота широко використовується в народному господарстві. Найбільше застосовується вона у хімічній промисловості для добування різних солей: хлориду цинку, хлориду барію та ін., а також для виробництва барвників, лікувальних речовин тощо. Багато хлоридної кислоти споживає також металургійна промисловість для виділення кольорових і рідкісних металів з їх природних сумішей. У хімічних лабораторіях хлоридна кислота належить до найбільш уживаних реактивів. У невеликих кількостях з неї також одержують водень і хлор.
Хімічні властивості
Взаємодія з металами, що стоять в електрохімічному ряду металів до водню з утворенням солі і виділенням газоподібного водню:
Взаємодія з оксидами металів з утворенням розчинної солі і води:
Взаємодія з гідроксидами металів з утворенням розчинної солі і води (реакція нейтралізації):
Взаємодія з солями металів, утворених більш слабкими кислотами, наприклад вугільною:
Взаємодія з сильними окислювачами (перманганат калію, діоксид марганцю) з виділенням газоподібного хлору:
12)Нитрат (лат. nitras; устар. селитры) — соль азотной кислоты, содержит однозарядный анион NO3−.
Устаревшее название — селитры — в настоящее время используется преимущественно в минералогии, как название для минералов, а также для удобрений в сельском хозяйстве.
13)Силікатна кислота H2SiO3 - сполука кремнію, назву якої утворено від латинської назви елемента Silicium. Силікатна кислота дуже слабка. Вона слабша навіть за карбонатну кислоту.
Силікатну кислоту можна одержати дією будь-якої кислоти на розчини силікату калію або натрію, наприклад:
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3↓ + 2NaCl
При цьому вона виділяється у вигляді білого драглистого осаду, який містить значну кількість води. У воді H2SiO3 нерозчинна, але у подрібненому стані має властивість утворювати колоїдний розчин. При нагріванні силікатна кислота поступово зневоднюється, а при прожарюванні повністю втрачає воду і перетворюється на силікатний ангідрид SiO2
14)Карбонатна кислота, вугільна кислота, H2CO3 - нестійка, слабка, двоосновна кислота. Утворюється при розчинненні діоксиду вуглецю (карбон діоксиду) у воді:
При цьому в хімічну реакцію вступає лише близько 1% розчиненого газу, а решта його залишається у вигляді молекул CO2. Карбонатна кислота дуже нестійка і тому може існувати лише в дуже розбавлених розчинах. Вона легко, особливо при нагріванні, розкладається на вихідні продукти:
H2CO3 = H2O + CO2↑
Карбонатна кислота належить до слабких кислот. Будучи двоосновною, вона дисоціює ступінчасто:
і в дуже незначній мірі.
Утворює два ряди солей: кислі солі з аніоном НСО3- і нормальні — з аніоном СО32-. Нормальні солі називають карбонатами, а кислі — гідрогенкарбонатами. Солі значно стійкіші за кислоту і можуть існувати в чистому вигляді.
Хім. властивості:
дисоціація;
-взаємодія карбонатної кислоти з кислотами;
-розкладання солей при нагріванні;
15)Сульфатна кислота (IUPAC — дигідрогенсульфат, застаріла назва — купоросне масло) — сполука сірки з формулою H2SO4.Безбарвна масляниста,дуже в'язка і гігроскопічна рідина.Сірчана кислота одна з найсильніших неорганічних кислот і є дуже їдкою.Ця кислота утворює два ряди солей: сульфати і гідрогенсульфати, в яких у порівнянні з сульфатною кислотою замінюються один або два аніони гідрогену на катіони металів.Сірчана кислота є однією з найбільш важливих технічних речовин у світі і лідирує за кількостю виробництва.Вона в основному використовується для виробництва добрив і інших неорганічних кислот.В основному використовуються водні розчини цієї кислоти.
Хімічні властивості
Дисоціація у водному розчині йде в декілька етапів:
Перший етап дисоціації;K1 = 2.4 x 106 (сильна кислота)
Це значення кислотності взяте як основне при визначені суперкислот.
Друга стадія дисоціаціїї;K1 = 1.0 x 10-2
Обвуглення паперу сірчаною кислотою
Сульфатна кислота руйнує також багато органічних речовин, зокрема вуглеводи — дерево, папір, бавовняні тканини, цукор тощо. Руйнування цих речовин обумовлюється тим, що концентрована сульфатна кислота віднімає від них водень і кисень у вигляді води, а вуглець залишається у вигляді пористого вугілля. При дії розведеної сульфатної кислоти на метали, які у електрохімічному ряді активності металів розташовані ліворуч водню, виділяється водень. Концентрована сірчана кислота має сильний окислювальний ефект і здатна реагувати, при нагріванні, навіть з благородними металами, такими як мідь, ртуть і срібло, хоча при цьому вона не взаємодіє з залізом. Тому для перевезення концентрованої сульфатної кислоти використовуються залізні цистерни.
Реакція міді з концентрованою сульфатною кислотою
16)Ортофосфорна кислота (ортофосфатна, фосфатна або фосфорна кислота), Н3PO4 - безбарвна кристалічна речовина. Густина - 1,87 г/см3. Температура плавлення 42,35°С. У воді розчиняється дуже добре і у водному розчині є кислотою середньої сили. У практичному відношенні ортофосфатна кислота важливіша за метафосфатну, тому її часто називають фосфатною кислотою.
У водному розчині ортофосфатна кислота дисоціює ступінчасто:
В промисловості її одержують при дії сульфатної кислоти на розмелений фосфат кальцію:
Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 = 3CaSO4 ↓ + 2Н3PO4
Сульфат кальцію як мало розчинна речовина виділяється в осад, а фосфатна кислота залишається у розчині.
17)Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха, ПДКр.з. 20 мг/м3 — IV класс опасности (малоопасные вещества). Растворимость NH3 в воде чрезвычайно велика — около 1200 объёмов (при 0 °C) или 700 объёмов (при 20 °C) в объёме воды. В холодильной технике носит название R717, где R — Refrigerant (хладагент), 7 — тип хладагента (неорганическое соединение), 17 — молекулярная масса.
Химические свойства
Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь (не следует путать понятия «нуклеофил» и «основание Бренстеда». Нуклеофильность определяется сродством к положительно заряженной частице. Основание имеет сродство к протону. Понятие «основание» является частным случаем понятия «нуклеофил»). Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:
Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:
NH3 + H2O → NH4+ + OH−; Ko=1,8·10−5
Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:
Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли — амиды. Соединения, содержащие ионы NH2−, называются амидами, NH2− — имидами, а N3− — нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:
Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. Нитриды можно получить нагреванием металлов в атмосфере азота.
Амиды металлов являются аналогами гидроксидов. Эта аналогия усиливается тем, что ионы ОН− и NH2−, а также молекулы Н2O и NH3 изоэлектронны. Амиды являются более сильными основаниями, чем гидроксиды, а следовательно, подвергаются в водных растворах необратимому гидролизу:
NaNH2 + H2O → NaOH + NH3
CaNH + 2H2O → Ca(OH)2 + NH3↑
Zn3N2 + 6H2O → 3Zn(OH)2 + 2NH3↑
и в спиртах:
KNH2 + C2H5OH → C2H5OK + NH3
Подобно водным растворам щелочей, аммиачные растворы амидов хорошо проводят электрический ток, что обусловлено диссоциацией:
MNH2 → M+ + NH2−
Фенолфталеин в этих растворах окрашивается в красный цвет, при добавлении кислот происходит их нейтрализация. Растворимость амидов изменяется в такой же последовательности, что и растворимость гидроксидов: LiNH2 — нерастворим, NaNH2 — малорастворим, KNH2, RbNH2 и CsNH2 — хорошо растворимы.
При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства. Так, он горит в атмосфере кислорода, образуя воду и азот. Окисление аммиака воздухом на платиновом катализаторе даёт оксиды азота, что используется в промышленности для получения азотной кислоты:
На восстановительной способности NH3 основано применение нашатыря NH4Cl для очистки поверхности металла от оксидов при их пайке:
3CuO + 2NH4Cl → 3Cu + 3H2O +2HCl + N2
Окисляя аммиак гипохлоритом натрия в присутствии желатина, получают гидразин:
Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот).
С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов):
NH3 + CH3Cl → CH3NH3Cl (гидрохлорид метиламмония)
С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды. С альдегидами и кетонами — основания Шиффа, которые возможно восстановить до соответствующих аминов (восстановительное аминирование).
При 1000 °C аммиак реагирует с углём, образуя синильную кислоту HCN и частично разлагаясь на азот и водород. Также он может реагировать с метаном, образуя ту же самую синильную кислоту:
CH4 + NH3 + 1,5O2 → HCN + 3H2O