- •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
Алюминий
Алюминий – типичный амфотерный элемент, для него наиболее типична степень окисления +3. В отличие от бора для него характерны не только анионные, но и катионные комплексы.
По распространенности на Земле алюминий занимает третье место (после О, Si), и является самым распространенным из металлов. Важные минералы для получения алюминия – боксит Al2O3∙nН2О, корунд Al2O3. В алюмосиликатах сосредоточена основная масса алюминия земной коры; так, распространенным продуктом разрушения горных пород является каолин, состоящий в основном из глинистого минерала каолинита Al2O3∙2SiO2∙2Н2О. Промышленное значение имеет минерал криолит Na3AlF6. Из алюмосиликатов наиболее распространены полевые шпаты. Главные их представители: ортоклаз K[AlSi3O8], альбит Nа[AlSi3O8] и анортит Са[Al2Si3O8]. Очень распространены минералы группы слюд, например, мусковит КАl2[АlSi8O10(ОН)2]. Большое практическое значение имеет минерал нефелин (Nа,К)2[Al2Si3O8].
Простое вещество. Al (алюминий) – серебристо-белый, легкий, пластичный металл. Пассивируется в воде, концентрированной азотной кислоте и растворе дихромата калия из-за образования устойчивой оксидной пленки; амальгамированный металл реагирует с водой. Реакционноспособный, сильный восстановитель. Проявляет амфотерные свойства, реагирует с разбавленными кислотами и щелочами, неметаллами.
2(Al, Hg) + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2↑ + 2Hg↓
2Al + 6HCl(разб.) = 2AlCl3 + 3H2↑
8Al + 30HNO3(разб.) = 8Al(NO3)3 + 3N2O↑ + 15H2O
2Al + 2NaOH∙H2O (400-500° C) = 2NaAlO2 + 3H2↑
2Al + 2NaOH(конц.) + H2O(гор.) = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
4Al(порошок) + 3O2 = 2Al2O3
2Al(порошок) + 3Hal2 = 2AlHal3
Получение и применение. В промышленности алюминий получают электролизом глинозема Al2O3 в расплавленном криолите Na3AlF6. Катодом служит корпус электролизера, на котором выделяется жидкий алюминий (т. пл. 660°С), на графитовом аноде выделяется кислород, который окисляет графит до оксидов углерода и по мере сгорания анода его наращивают. Поскольку жидкий алюминий имеет более высокую плотность, чем расплав, он собирается на дне электролизера.
По применению алюминий занимает одно из первых мест среди металлов. Это обусловлено его невысокой плотностью, высокой прочностью, способностью пассироваться. Из алюминия изготавливаются химическая аппаратура, электрические провода, конденсаторы. Алюминиевая фольга (толщиной 0,005 мм) применяется в пищевой и фармацевтической промышленности для упаковки продуктов и препаратов.
Алюминий активно восстанавливает многие металлы из оксидов – метод алюмотермии и применяется в производстве марганца, хрома, ванадия, вольфрама, ферросплавов.
Основную массу алюминия используют для получения легких сплавов – дуралюмина (94% Аl, 4% Cu, по 0,5% Mg, Mn, Fe и Si), силумина (85-90% Аl, 10-14% Si, 0,1% Na) и др. Сплавы алюминия широко применяются в автомобилестроении, судостроении, авиационной технике и пр.
Алюминий применяется как легирующая добавка ко многим сплавам для придания им жаростойкости. Соединения алюминия с d-элементами – алюминиды (NiAl, Ni3Al, CoAl, Ti3Al, TiAl и др.) и их сплавы используются в качестве жаропрочных материалов.
Нефелин (Nа,К)2[Al2Si3O8] в комплексе с известняком СаСО3 используется для получения глинозема Al2O3, содовых продуктов (поташ K2CO3) и цемента (CaSiO3).
Из солей алюминия широкое применение имеют его сульфат и квасцы, используемые в бумажной промышленности для проклейки бумаги, в кожевенной – для дубления кожи, в текстильной – при крашении тканей и т. д.
Соединения алюминия (III). Бинарные соединения AlF3, AlCl3, Al2O3, Al2S3, AlH3 в обычных условиях полимерны и представляют собой твердые вещества белого цвета.
Оксид алюминия Al2O3 получают термическим разложением квасцов или гидроксида алюминия.
2NH4Al(SO4)2 = Al2O3 + 2NH3 + 4SO3 + H2O
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
Гидроксид алюминия Аl(ОН)3 – амфотерное соединение; свежеполученный продукт легко растворяется и в кислотах, и в щелочах. При этом разрушается высокомолекулярный гидроксид. В зависимости от среды образуются комплексные либо катионы, либо анионы:
Al(OH)3 + 3NaOH = Na3[Al(OH)6]
Al(OH)3 + 3HCl + 3H2O = [Al(H2O)6]Cl3
Из кислых растворов выделяются кристаллогидраты соответствующих солей алюминия. Например, AlCl3∙6H2O, Al(NO3)3∙9H2O, M+1Al(SO4)3∙10H2O, (квасцы). Соли алюминия и кислородсодержащих кислот растворимы в воде; нерастворим AlPO4.
В растворах соли алюминия гидролизуются. Вследствие гидролиза сульфид, карбонат, цианид и некоторые другие соли алюминия из водных растворов получить не удается.
Алюминий образует полимерный гидрид (алан) AlH3, который получают косвенным путем, например, действием AlCl3 на эфирные растворы гидридоалюминатов:
3Li[AlH4] + AlCl3 = 4AlH3 + 3LiCl
Для алюминия, как и для бора, известны соединения, которые по структуре аналогичны соответствующим соединениям углерода. Например: H3N–AlH3 (алазан), H2N=AlH2 (алазен), HN≡AlH (алазин).
Подгруппа галлия (галлий, индий, таллий)
Для галлия наиболее характерна степень окисления +3, для таллия +1, индий чаще всего проявляет степень окисления +3.
Ga, In и Тl являются рассеянными элементами и входят в состав некоторых полиметаллических руд. Галлий часто сопутствует алюминию. Очень редко встречаются самостоятельные руды – галлит CuGaS2, рокезит CuInS2, индит FeInS3, лорандит TlAsS2, крукезит (Tl,Cu,Au)2Se.
Соединения галлия, индия и таллия ядовиты.
Простые вещества. Ga (галлий) – серебристо-белый с голубоватым оттенком, очень мягкий, пластичный металл. В твердом и жидком состоянии образован молекулами Ga2, газ – одноатомный. Пассивируется в холодной воде (образуется устойчивая оксидная пленка). Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, сильными кислотами, щелочами, гидратом аммиака, неметаллами.
2Ga + 3Cl2 = 2GaCl3
2Ga + 3S = Ga2S3
2Ga + 6H2O(гор.) = 2Ga(OH)3↓ + 3H2↑
2Ga + 6HCl(разб.) = 2GaCl3 + 3H2↑
Ga + 6HNO3(конц.) = 2Ga(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O
2Ga + 2NaOH(конц., гор.) = 2Na[Ga(OH)4] + 3H2↑
In (индий) – серебристо-белый, очень мягкий, пластичный, легкоплавкий металл. Не изменяется во влажном воздухе. Не реагирует в водой, щелочами, гидратом аммиака. Восстановитель; окисляется кислотами, кислородом, другими неметаллами.
Tl (таллий) – серебристо-белый, очень мягкий, пластичный, легкоплавкий металл. На воздухе покрывается оксидной пленкой. В компактном виде не реагирует с водой, хлороводородной кислотой, щелочами, гидратом аммиака. Окисляется серной и азотной кислотами, пероксидом водорода, хлором.
2Tl + H2SO4(разб., хол.) = Tl2SO4↓ + 3H2↑
3Tl + 4HNO3(разб., гор.) = 3TlNO3 + NO↑ + 2H2O
Tl + 6HNO3(конц., гор.) = Tl(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O
4Tl + 2O2 = Tl2O + Tl2O3
2Tl + 3H2O2(конц.) = Tl2O3↓ + 3H2O
Получение и применение. Основным источником промышленного получения галлия являются продукты переработки боксита, нефелина. Соединения галлия извлекают также совместно с соединениями германия из продуктов сгорания углей (пылевые отходы, зола), попутно получают при производстве свинца и цинка вместе с другими редкими металлами. Галлий и его аналоги получают при довольно сложной химической переработки полиметаллических руд. После многократной переработки и очистки из руд выделяют их оксиды или хлориды; последние химическим или электрохимическим способом восстанавливают до металлов.
Галлий и его аналоги легко сплавляются со многими металлами, при этом часто образуются эвтектические сплавы с низкими температурами плавления. Индий применяется для изготовления зеркал и в качестве электролитических покрытий для защиты других металлов от коррозии. Жидкий галлий весьма склонен к переохлаждению и долго не застывает, что позволяет использовать его в термометрах для измерения высоких температур (температурный интервал жидкого состояния от 29,8 до 2250°С).
Соединения галлия (III), индия (III) и таллия (III). Непосредственным взаимодействием простых веществ могут образоваться Ga2O3 и In2O3, а Тl2О3 образуется косвенным путем из соединений Тl (III) и окислением Тl2O озоном. В воде оксиды практически нерастворимы. В соответствии с усилением оснóвных свойств в ряду Ga2О3–In2O3–Тl2О3 возрастает растворимость в кислотах.
Э2О3 + 6НCl(разб.) = 2ЭСl3 + 3Н2О
Ga(OH)3 проявляет оснóвные и кислотные свойства примерно в одинаковой степени; у In(ОН)3 основные свойства преобладают над кислотными, а у Tl(ОН)3 кислотная функция практически не проявляется. Гидроксиды Э(ОН)3 получают аналогично Al(ОН)3.
При растворении Э(ОН)3 и Э2О3 в кислотах образуются аквакомплексы, так:
Ga(OH)3 + 3HCl + 3H2O = [Ga(H2O)6]Cl3
Поэтому соединения Ga (III), In (III) и Тl (III) из водных растворов всегда выделяются в виде кристаллогидратов, например ЭНаl3∙6Н2О, KЭ(SО4)2∙12H2О (квасцы).
Характер растворимости и гидролиза соединений Ga (III) и In (III) в общем такой же, как и соответствующих соединений алюминия.
Гидроксид галлия Ga(OH)3, как и Al(ОН)3, растворяется в присутствии щелочей:
Ga(OH)3 + 3NaOH = Na3[Ga(OH)6]
Из растворов обычно выделяются производные, отвечающие составу M2+1[Ga2О(OH)6], M3+2[Ga(OH)6]2. При сплавлении оксидов Э2О3 с основными оксидами образуются оксосоединения типа МЭО2.
Галогениды элементов подгруппы галлия ЭНаl3 (во многом напоминают АlНаl3) – кислотные соединения; с оснóвными галогенидами образуют комплексные галогениды типа М3+1[ЭНаl6] и М+1[ЭНаl4]:
3КF + GaF3 = К3[GaF6]
Для галлия (III) наиболее характерны фторокомплексы. Индий (III) и таллий (III) образуют устойчивые комплексы с хлором, бромом.
Гидриды галлия и индия ЭН3, подобно А1Н3, полимерны и являются кислотными соединениями.
Исключительно важны как полупроводниковые соединения пиктогениды типа АIIIВV (где АIII – элемент подгруппы галлия, ВV – элемент VА-группы). Например, GaAs, InSb, TlBi.
Соединения галлия (I), индия (I) и таллия (I). Для таллия (I) известны многочисленные соединения, производные же галлия (I) и индия (I) неустойчивы и являются сильными восстановителями.
По химическим свойствам соединения таллия (I) оснóвные. Большинство соединений Tl (I) в воде растворяется; нерастворимы TlCl, TlBr, ТI, Tl2S.
Таллий (I) проявляет сходство с щелочными металлами и серебром.
Тl2O + Н2O = 2ТlOН
ТlOН (желтого цвета) – сильное основание, но в отличие от NaOH, RbOH отщепляет воду при нагревании (100°С): 2ТlOН = Tl2O + Н2O
Для таллия (I) комплексообразование не характерно; обычно он не образует и кристаллогидратов. Соединения таллия (I) обладают светочувствительностью, т. е. при освещении разлагаются. Действием сильных окислителей производные таллия (I) можно перевести в соединения таллия (III).
Подгруппа скандия (скандий, иттрий, лантан, актиний)
Скандий и его аналоги проявляют постоянную степень окисления +3. Скандий напоминает алюминий и является амфотерным элементом, а его аналоги по свойствам приближаются к щелочно-земельным металлам.
В земной коре элементы подгруппы скандия очень распылены. Скандий образует минералы стереттит ScPO4∙2H2O, тортвейстит Sc2Si2O7, встречающие крайне редко. Кроме того, скандий содержится в касситеритах SnO2, вольфрамитах, урановых рудах и др. Лантан содержится в монаците (Ce, La, Nb, …)РО4, иттрий – в ксенотиме (Y, Eu, Cd, …)РО4 и др. минералах.
Простые вещества. Скандий и его аналоги по химической активности уступают лишь щелочным и щелочно-земельным металлам.
Sc (скандий) – серебристо-белый с желтым оттенком, мягкий металл. На воздухе покрывается оксидной пленкой. Не реагирует с холодной водой, щелочами. Сильный восстановитель; реагирует с горячей водой, разбавленными кислотами, при нагревании – с кислородом, хлором, серой, азотом.
4Sc + 3O2 = 2Sc2O3
2Sc + 3Cl2 = 2ScCl3
2Sc + 6H2O(гор.) = 2Sc(OH)3↓ + 3H2↑
2Sc + 6HCl(разб.) = 2ScCl3↓ + 3H2↑
8Sc + 30HNO3(разб.) = 8Sc(NО3)3 + 3NH4NО3 + 9Н2О
Y (иттрий) и La (лантан) – серебристо-белые, мягкие металлы. Во влажном воздухе покрываются оксидной пленкой. Пассивируются в холодной воде; не реагируют со щелочами. Сильные восстановители; реагируют с горячей водой, разбавленными кислотами, при нагревании – с кислородом, хлором, серой, азотом.
Ac (актиний) – серебристо-белый, тяжелый, мягкий, радиоактивный металл. Во влажном воздухе покрывается оксидной пленкой. Сильный восстановитель; реагирует с водой, кислотами.
Получение и применение. В свободном состоянии Sc, Y и La получают электролизом расплавленных хлоридов или металлотермическим методом. Актиний синтезируют бомбардировкой нейтронами радия в ядерных реакторах и выделенный в виде AcF3 восстанавливают литием.
Соединения элементов подгруппы скандия применяют в полупроводниковой технике.
Соединения скандия (III), иттрия (III), лантана (III), актиния (III). В воде растворяются нитраты, сульфаты, галогениды (кроме ЭF3), малорастворимы гидроксиды, карбонаты, фосфаты, фториды, силикаты. Из водных растворов выделяются кристаллогидраты с переменным числом молекул воды, например: Sc2(SО4)3∙5Н2О, ЭНаl3∙6Н2О.
Оксиды Э2O3, взаимодействуя с водой, образуют характеристические гидроксиды Э(ОН)3.
Sc2О3 + 3H2О = 2Sc(OH)3↓ или ScO(OH)
La2О3 + 3H2О = 2La(OH)3↓
В ряду гидроксидов Sc(OH)3–Y(OH)3–La(OH)3–Ac(OH)3 усиливаются оснóвные признаки и возрастает растворимость в воде. Так, Sc(OH)3 амфотерен, а La(ОН)3 – довольно сильное основание. В обычных условиях он взаимодействует с кислотами, поглощает СО2, из аммонийных соединений при нагревании вытесняет аммиак. При нагревании Sc2О3 или Sc(OH)3 с оснóвными оксидами или щелочами +1 образуются оксоскандиаты (III) M+1ScО2, а в растворах образуются гидроксоскандиаты:
3NaOH + Sc(OH)3 = Na3[Sc(OH)6]
При взаимодействии гидроксида с кислотами образуются соли:
2Sc(OH)3 + 3H2SО4 = Sc2(SО4)3 + 6H2О
С малоактивными неметаллами скандий и его аналоги образуют тугоплавкие соединения типа интерметаллических, например, ScB2, YB2, LaB6, ЭSi2, YС2, LaC2, ScC.
Cкандий и его аналоги по свойствам напоминают s-элементы, т.е. являются переходными между s- и d-элементами больших периодов.