![](/user_photo/2706_HbeT2.jpg)
- •В.М. Васюков
- •Курс лекций
- •Часть I. Теоретическая химия
- •Глава 1. Основные понятия и законы химии
- •Основные понятия химии
- •Основные положения атомно-молекулярной теории
- •Газовые законы
- •Глава 2. Строение атома и периодический закон Модели строения атома
- •Квантовые числа электронов
- •Электронные конфигурации атомов
- •Ядро атома и радиоактивные превращения
- •Периодический закон
- •Глава 3. Химическая связь Валентность и степень окисления
- •Ковалентная связь
- •Ионная связь
- •Металлическая связь
- •Межмолекулярные взаимодействия
- •Глава 4. Комплексные соединения
- •Глава 5. Состояние вещества
- •Глава 6. Физико-химические закономерности протекания химических реакций Химическая термодинамика
- •Химическая кинетика и катализ
- •Обратимые и необратимые реакции. Состояние химического равновесия
- •Глава 7. Физико-химическая теория растворов электролитов и неэлектролитов Механизм образования растворов и их классификация
- •Идеальные и реальные растворы. Растворение как физико-химический процесс
- •Зависимость растворимости различных веществ от природы растворителя, температуры и давления
- •Законы разбавленных растворов
- •Способы выражения концентрации (состава) растворов
- •Электролиты и электролитическая диссоциация
- •Гидролиз солей
- •Глава 8. Дисперсные системы
- •Классификации дисперсных систем
- •Оптические и молекулярно-кинетические свойства дисперсных систем
- •Поверхностные и адсорбционные явления
- •Коллоидные (коллоидно-дисперсные) системы
- •Глава 9. Теория окислительно-восстановительных процессов Окислительно-восстановительные реакции
- •Химические источники электрической энергии. Электродные потенциалы
- •1) Металлы, обладающие более электроотрицательным потенциалом, способны вытеснить менее активные металлы (с более положительным потенциалом) из водных растворов их солей;
- •Коррозия металлов
- •Электролиз
- •Восстанавливается вода Восстанавливается вода и катионы металла Восстанавливается катионы металла
- •Глава 10. Качественный и количественный анализ веществ
- •Качественный анализ
- •Классификация катионов на аналитические группы
- •Классификация анионов на аналитические группы
- •Количественный анализ
- •Химические методы анализа
- •Физические и физико-химические методы анализа
- •Часть II. Неорганическая химия
- •Глава 11. Важнейшие классы неорганических соединений
- •Основания (гидроксиды металлов)
- •Кислоты
- •Глава 12. Элементы I группы
- •Водород
- •Глава 13. Элементы II группы
- •Бериллий
- •Глава 14. Элементы III группы
- •Алюминий
- •Лантаноиды
- •Актиноиды
- •Глава 15. Элементы IV группы
- •Углерод
- •Кремний
- •Глава 16. Элементы V группы
- •Глава 17. Элементы VI группы
- •Кислород
- •Глава 18. Элементы VII группы
- •Глава 19. Элементы VIII группы
- •Часть III. Органическая химия Глава 20. Общая характеристика органических соединений
- •Теория строения органических соединений
- •Атомы в молекулах соединены между собой в определенном порядке химическими связями согласно их валентности; углерод во всех органических соединениях четырехвалентен.
- •Свойства вещества определяются не только качественным составом, но и его строением, взаимным влиянием атомов, как связанных между собой химическими связями, так и непосредственно не связанных.
- •Строение молекул может быть установлено на основе изучения их химических свойств.
- •Формулы органических соединений
- •Классификация органических соединений
- •Номенклатура органических соединений
- •Изомерия органических соединений
- •Взаимное влияние атомов в молекуле и реакционная способность органических соединений
- •Общая характеристика органических реакций
- •Промышленное производство органических соединений
- •Глава 21. Алканы Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Способы получения
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 22. Циклоалканы Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Глава 23. Алкены (олефины) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 24. Алкадиены (диеновые углеводороды) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 25. Алкины (ацетилены) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 26. Ароматические углеводороды (арены) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Способы получения
- •Химические свойства
- •Правила ориентации (замещения) в бензольном кольце
- •Применение
- •Глава 27. Гидроксильные соединения (спирты)
- •Одноатомные спирты (алкоголи) Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Многоатомные спирты
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Физические свойства
- •Способы получения
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 28. Карбонильные соединения (оксосоединения) Номенклатура и изомерия
- •Метаналь этаналь
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 29. Карбоновые кислоты Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 30. Сложные эфиры. Жиры Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Жиры и масла
- •Глава 31. Углеводы (сахара)
- •Моносахариды Номенклатура и изомерия
- •Физические и химические свойства глюкозы
- •Дисахариды
- •Полисахариды
- •Глава 32. Амины
- •Предельные алифатические амины Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Применение
- •Ароматические амины
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Применение
- •Глава 33. Аминокислоты, пептиды и белки
- •Аминокислоты Номенклатура и изомерия
- •Физические свойства
- •Получение
- •Химические свойства
- •Пептиды
- •Физические свойства
- •Химические свойства
- •Биологическое значение белков
- •Глава 34. Гетероциклические соединения
- •Шестичленные гетероциклы
- •Пятичленные гетероциклы
- •Нуклеиновые кислоты Строение нуклеиновых кислот
- •Биологическая роль нуклеиновых кислот
- •Глава 35.Синтетические высокомолекулярные соединения
- •Общая характеристика полимеров
- •Пластмассы
- •Волокна
- •Каучуки
- •Литература
- •Приложения Растворимость неорганических веществ в воде при 25°c
Основания (гидроксиды металлов)
Основанием называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид-ионы ОН–.
Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде – щелочи [образованные щелочными LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH и щелочноземельными металлами Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2] и нерастворимые в воде (все остальные гидроксиды металлов).
Получение оснований. Общим методом получения оснований является реакция обмена, с помощью которой могут быть получены как нерастворимые, так и растворимые основания:
CuSO4 + 2KOH → Cu(OH)2↓ + K2SO4
Щелочи в технике обычно получают электролизом водных растворов хлоридов:
2NaCl + 2Н2O → 2NаОН + Н2 + Сl2
Щелочи могут быть также получены взаимодействием щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2Na + H2O → 2NaOH + H2↑ 2LiO + H2O → 2LiOH
Гидроксиды серебра, ртути настолько легко распадаются, что при попытке их получения обменной реакцией вместо гидроксидов выпадают оксиды:
2AgNО3 + 2КОН = Ag2O↓ + Н2О + 2KNO3
Химические свойства оснований. Все нерастворимые в воде основания при нагревании разлагаются с образованием оксидов:
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + H2O Ca(OH)2 → CaO + H2O
Наиболее характерной реакцией оснований является их взаимодействие с кислотами – реакция нейтрализации. В нее вступают как щелочи, так и нерастворимые основания:
NаОН + НNО3 → NаNО3 + Н2O
Cu(ОН)2 + Н2SO4 → СuSO4 + 2H2O
Растворы щелочей способны реагировать с некоторыми неметаллами (галогенами, серой, белым фосфором, кремнием):
2NаОН + Сl2 → NaCl + NaClO + Н2O (на холоде)
6КОН + 3Сl2 → 5КСl + КClO3 + 3Н2О (при нагревании),
6КОН + 3S → К2SO3 + 2К2S + 3Н2О
Нерастворимые основания не реагируют с металлами.
Концентрированные растворы щелочей при нагревании взаимодействуют с некоторыми металлами (соединения которых обладают амфотерными свойствами):
2Аl + 2NаОН + 6Н2О = 2Nа[Аl(ОН)4] + 3Н2↑
Zn + 2КОН + 2Н2О = К2[Zn(ОН)4] + Н2↑
Амфолиты – это гидроксиды, которые проявляют как основные, так и кислотные свойства – Сr(ОН)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Аl(OН)3 и др. Амфотерные гидроксиды способны реагировать как с кислотами, так и со щелочами. С кислотами они реагируют как основания, а со щелочами – как кислоты.
Кислоты
Кислотой называется соединение, образующее при диссоциации в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода Н+ (по теории электролитической диссоциации Аррениуса). Согласно протонной теории кислот и оснований, предложенной И. Бренстедом, кислотой называют вещество, отщепляющее при данной реакции протоны, а основанием – вещество, способное принимать протоны.
Любая реакция отщепления протона выражается уравнением: кислота → основание + Н+
Г. Льюис предположил, что кислотно-основные взаимодействия совсем необязательно происходят с переносом протона. В определении кислот и оснований по Льюису основная роль отводится участию электронных пар в химическом взаимодействии.
Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные принять одну или несколько пар электронов, называют кислотами Льюиса.
Так, например, фторид алюминия AlF3 – кислота, способная принимать электронную пару при взаимодействии с аммиаком:
AlF3 + :NH3 [AlF3]:[NH3]
Катионы, анионы или нейтральные молекулы, способные отдавать электронные пары, называют основаниями Льюиса. В приведенном примере аммиак является основанием.
Поскольку существуют различные определения кислот, то их классификация и номенклатура довольно условны.
По числу атомов водорода, способных к отщеплению в водном растворе, кислоты делят на одноосновные (например, HCl, HNO3), двухосновные (Н2СО3, Н2SO4) и трехосновные (Н3РO4).
По составу кислоты делят на бескислородные (НBr, Н2S) и кислородсодержащие (НСlO4, Н2CO3).
Названия бескислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончания -водородная:
Формула и название бескислородных кислот |
Название соответствующих нормальных солей |
НF – фтороводородная кислота |
Фториды |
НСl – хлороводородная (соляная) кислота |
Хлориды |
НВr – бромоводородная кислота |
Бромиды |
НI – иодоводородная кислота |
Иодиды |
Н2S – сероводородная кислота |
Сульфиды |
Н2Sе – селеноводородная кислота |
Селениды |
Обычно названия кислородных кислот производятся от названия неметалла с прибавлением окончаний -ноя, -воя, если степень окисления неметалла равна номеру группы. По мере понижения степени окисления суффиксы меняются в следующем порядке: -оватая, -истая, -оватистая:
Формула и название кислородных кислот |
Название соответствующих нормальных солей |
НСlO4 – хлорная кислота |
Перхлораты |
НСlO3 – хлорноватая кислота |
Хлораты |
НСlO2 – хлористая кислота |
Хлориты |
НСlO – хлорноватистая кислота |
Гипохлориты |
Н2СО3 – угольная кислота |
Карбонаты |
Н3AsO4 – мышьяковая кислота |
Арсенаты |
НNO3 – азотная кислота |
Нитраты |
НNO2 – азотистая кислота |
Нитриты |
Н2SO4 – серная кислота |
Сульфаты |
Н2SO3 – сернистая кислота |
Сульфиты |
H3PO4 – фосфорная кислота |
Фосфаты (ортофосфаты) |
H2SiO3 – кремниеваая |
Силикаты |
H3BO3 – борная |
Бораты (ортобораты) |
В ряду НСlO – НСlO2 НСlO3 НСlO4 происходит усиление кислотных свойств с возрастанием степени окисления центрального атома, т.к. уменьшается прочность связи О–Н (когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от первичной связи O–Сl оттягивается некоторая доля электронной плотности, в результате этого часть электронной плотности оттягивается и от связи О–Н, которая за счет этого ослабляется). Такая закономерность характерна для других элементов.
Получение кислот.
1. Бескислородные кислоты могут быть получены при непосредственном соединении неметаллов с водородом:
Н2 + Cl2 → 2НСl
Н2 + S Н2S
2. Кислородсодержащие кислоты нередко могут быть получены при взаимодействии кислотных оксидов с водой.
SO3 + H2O → H2SO4
3. Как бескислородные, так и кислородсодержащие кислоты можно получить по реакциям обмена между солями и другими кислотами:
BaBr2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HBr
CuSO4 + H2S → H2SO4 + CuS↓
AgNO3 + HCl → AgCl↓ + HNO3
4. В ряде случаев для получения кислот могут быть использованы окислительно-восстановительные реакции:
3Р + 5HNO3 + 2Н2О = 3Н3РO4 + 5NO↑
Химические свойства кислот можно разделить на две группы:
1) общие для всех кислот реакции, связанные с наличием в их растворах иона Н* (иона гидроксония Н3О+);
2) специфические т.е. характерные для конкретных кислот.
К первому типу превращений кислот относятся реакции кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, например
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
NaOH + HNO3 → NaNO3 + H2O
Частным случаем кислотно-основного взаимодействия являются реакции кислот с индикаторами, приводящие к изменению окраски. Причины изменения окраски индикаторов связаны с изменением строения и вытекающим отсюда изменением светопоглощения.
Индикатор |
Кислая среда рН < 7 |
Нейтральная среда pH = 7 |
Щелочная среда pH > 7 |
лакмус |
красный |
фиолетовый |
синий |
метилоранж |
красный |
оранжевый |
желтый |
конго красный |
синий |
красный |
красный |
фенолфталеин |
бесцветный |
бесцветный |
красный |
Вторая группа реакций кислот связана со специфическими особенностями различных кислот и подразделяется на два типа: реакции, приводящие к образованию нерастворимых солей, и окислительно-восстановительные превращения (качественные реакции).
Аg+ + Сl → AgCl↓ белый осадок
Ва2+ + SO42– → ВаSO4↓ белый осадок
3Аg++РO43– →Аg3РO4↓ желтый осадок
Другой большой подкласс специфических реакций кислот связан с их окислительно-восстановительными возможностями.
Бескислородные кислоты в водном растворе могут только окисляться:
2КМnO4 + 16НСl = 5Сl2 + 2КСl + 2МnСl2 + 8Н2О
Многие кислородсодержащие кислоты, в которых центральный атом имеет максимальную степень окисления проявляют свойства сильных окислителей:
Cu + 2H2SO4(конц.) → CuSO4 + SO2 + 2H2O
C + 2H2SO4(конц.) → CO2 + SO2 + 2H2O
Cu + 4HNO3(конц.) → Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Соли
Солями называются соединения, образующие при диссоциации в водном растворе положительно заряженные ионы металлов и отрицательно заряженные ионы кислотных остатков, а иногда, кроме них, ионы водорода Н+ и гидроксид-ионы ОН–.
Соли принято делить на три группы: средние, кислые и основные:
- в средних солях все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металла: хлорид натрия NaCl, сульфид железа (II) FeS, карбонат кальция СаСО3, сульфат железа (III) Fe2(SO)3, перманганат калия КМnO4, дихромат калия К2Cr2O7.
По международной номенклатуре атом водорода, входящий в состав кислой соли, обозначается приставкой гидро-, а группа ОН – приставкой гидрокси-.
- в кислых солях атомы водорода соответствующей кислоты замещены только частично: NaHS – гидросульфид натрия, NaHSO3 – гидросульфит натрия.
- в основных солях группы ОН– соответствующего основания частично замещены на кислотные остатки: Мg(ОН)Сl – гидроксихлорид магния, Аl(ОН)2Сl – дигидроксихлорид алюминия.
Существуют также некоторые другие типы солей, например: двойные соли – СаСО3∙МgСО3 (доломит), КСl∙МаСl (сильвинит), КАl(SO4)2 (алюмокалиевые квасцы); смешанные соли – СаОСl2 или Са(ОСl)Сl; комплексные соли, в состав которых входит комплексный ион, состоящий из центрального атома, связанного с несколькими лигандами – K3[Fe(СN)6] (красная кровяная соль или гексацианоферрат (III) калия), [Ag(NH3)2]Сl хлорид диамминсеребра (I); гидратные соли, в которых содержатся молекулы кристаллизационной воды – CuSO4∙5H2O (пентагидрат сульфата меди (II) или медный купорос), Na2SO4∙10Н2O глауберова соль.
Способы получения. Соли тесно связаны со всеми остальными классами неорганических соединений и могут быть получены практически из любого класса. Соли бескислородных кислот, кроме того, могут быть получены при непосредственном взаимодействии металлов и неметаллов.
Химические свойства. Многие соли устойчивы при нагревании. Однако, соли аммония, а также некоторые соли малоактивных металлов, слабых кислот и кислот, в которых элементы проявляют высшие или низшие степени окисления, при нагревании разлагаются:
NH4Cl → NH3 + HCl NH4NO3 → N2O + 2H2O
CaCO3 → CaO + CO2 2KNO3 → 2KNO2 + O2
(NH4)2Cr2O7 → Cr2O3 + N2 + 4H2O 2KClO3 → 2KCl + 3O2
Соли могут реагировать с кислотами, солями или основаниями, а также проявлять окислительные и восстановительные свойства.
AgNO3 + KBr → AgBr + KNO3
CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2 + 2NaCl
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
Растворимость важнейших солей в воде:
- все соли HNO3 и СН3СООН растворимы;
- большинство солей HCl растворимы (кроме AgCl, CuCl, PbCl2, Hg2Cl2);
- большинство солей H2SO4 растворимы (кроме BaSO4, SrSO4, PbSO4; CaSO4 малораствор-м);
- средние соли слабых и средних кислот (H3PO4, H2SiO3, HNO2, H2S, H2CO3 и др.) не растворимы, кроме солей NH4+ и щелочных металлов (без Li);
- большинство кислых солей растворимы (кроме CaHPO4; Ca(H2PO4)2 малорастворим).