Доцент Карташева Маргарита Николаевна Курс лекций. Российский Государственный

Доцент Карташева Маргарита Николаевна Курс лекций. Российский Государственный Университет нефти и газа им. И. М. Губкина КАФЕДРА ОБЩЕЙ И НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Адрес в интернет Vanyo. ru/margo

Введение 1 • Как только человек рождается на свет он попадает в мир химических веществ и превращений. Вдыхает воздух, а воздух это смесь газов (кислород, азот идр. ) выдыхает углекислый газ. А из чего состоит наша одежда, что собой представляют волокна из которых она изготовлена: основа х/б ткани природное вещество целлюлоза или клетчатка (орг происх)

Введение 2 • Шерсть – белковая основа. Молоко – смесь воды и мельчайших капелек молочного жира, а еще молочный белок казеин, минеральные соли, молочный сахар лактоза все эти вещества имеют естественное происхождение. Стеклянная посуда – основа оксид кремния + разл. добавки, шины автомобилей. , соски на детские бутылочки и др. – резина. Это тоже вещества но искусственного происхождения. , а точнее материалы, т. к. представляют собой смеси веществ. Сами мы представляем сложную химическую систему из отдельных элементов, простых и сложных веществ. Любая наша реакция на внешний раздражитель носит химическую природу.

Введение 3 • А с чего же все начиналось? Из чего состоят химические элементы и вещества? Повторим некоторые исторические факты. • Как самостоятельная наука химия появилась лишь в 19 вв. А каковы предпосылки. Период древней Греции – одна наука философия.

Древняя Греция. Одна наука – философия. Представители Левкипп (500 -400 лет до н. э. ) – все вещества состоят из мельчайших неделимых частиц атомов и пустоты. Демокрит (460 -370 лет до н. э. ) – атомы абсолютно твердые частицы, бескачественные непроницаемые, неделимые, одинаковые по своей природе, различаются лишь формой, величиной, положением в пространстве. Могут двигаться. Природа движения механическая. Атомы и движение вечны.

Эпикур (342 -270 лет до н. э. ) Предполагал, что движение атомов определяется внутренним свойством атомов – тяжестью. Тяжесть – это внутреннее свойство каждого атома. Все тела возникают в результате соединения и разъединения атомов естественным путем вследствии их закономерного движения. Без движения и перемещения невозможно образование материального мира.

Эпоха Возрождения Галилео Галилей (1564 -1642) – весь мир образован из атомов – кирпичиков мироздания. Атомами исчерпываются все изменения в мире и все наше познание. Пьер Гассенди (1592 -1655) – ввел учение о молекуле. Первичные источники всех тел сростки атомов – молекулы. Роберт Бойль (1627 -1691). Внес понятие о химическом элементе. Химический элемент – это нечто материальное и не разлагающееся на части. Важнейшая заслуга –превращение химии в отрасль естествознания.

Основные этапы развития химии • До нашей эры • Крашение • Брожение • получение металлов • Греческая натурфилософия: идеи атомистики

Алхимия ( III IV ‑ вв. н. э. ) • Попытки получения драгоценных металлов из недрагоценных • Поиск философского камня • Создание лабораторий, проведение экспериментов

Возрождени е • Применение химических знаний на практике: медицина, металлургия, получение стекла • Р. Бойль дает определение химического элемента

XVIII – XIX вв • Превращение химии в науку • Закон сохранения массы (Ломоносов и Лавуазье) • Понятие молекулы (Дж. Дальтон)

Атомно-молекулярное учение. Основные положения • Основой современного естествознания является атомно-молекулярное учение, которое получило начало своего развития вместе с химической наукой в 18 -19 веке. А последующее развитие науки, расширившие наши представления о строение вещества, в целом подтвердило правильность атомно-молекулярного учения.

Основные положения атомно-молеклярного учения • (разработаны М. В. Ломоносовым впоследствии дополнены и доработаны): • 1) все вещества состоят из молекул, атомов или ионов • 2) Атомы и молекулы находятся в непрерывном движении, с увеличением температуры скорость их движения возрастает;

продолжение • 3) Атомы и молекулы имеют массу и размеры; • 4) Между молекулами действуют как силы притяжения, так и силы отталкивания; • 5) Простые вещества состоят из одинаковых атомов, а сложные из разных.

• Впервые определение химии дано М. В. Ломоносовым – • химия наука об изменениях, происходящих в смешанном теле. • Химические факты объединены математическим способом изложения и приведены в систему на основе представлений о строении вещества.

Определение Менделеева • Самое краткое определение химии дал великий русский ученый Д. И. Менделеев: • химия – это учение об элементах и их соединениях.

Современное определение • Химия – естественная наука, изучающая состав, свойства и химические превращения веществ, явления которые сопровождают эти превращения, а также рассматривает вопросы использования результатов этих превращений.

это все, что окружает нас, бесконечное множество всех существующих в мире объектов

Объекты изучения в химии • Атомы • Молекулы • Вещества • Свойства веществ • Явления

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая всеми его химическими свойствами.

Атом – • наименьшая химически неделимая частица элемента • Атом наименьшая электронейтральная частица химического элемента, обладающая его химическими свойствами.

Атом — продолжение • Каждый отдельный атом характеризуется определенным размером и массой. • Атом химически неделимая частица. • Атомы могут соединяться между собой, образуя молекулы- частицы состоящие из различного числа атомов.

Химический элемент – • вид атомов с определенным зарядом ядра. • Символы х. э. приводятся в периодической системе Д. И. Менделеева

Ион • — атом или группа атомов, имеющих электрический заряд. • Все вышеупомянутые частицы имеют определенные свойства.

Обозначение химических элементов • Алхимики считали, что химические элементы связаны со звездами и планетами. • Элементам присваивали астрологические символы.

Золото (солнце)

Медь (венера)

Железо (марс)

Джон Дальтон 1766 – 1844 Английский химик и физик Предложил систему обозначений для различных атомов элементов с помощью геометрических фигур Водород Кислород

Современные обозначение и название некоторых химических элементов.

Первые обозначения атомов химических элементов • предложены шведским химиком Йенсом Якобом Берцелиусом в 1814 г. • Как правило обозначаются первой буквой (или первой и следующей) латинского названия элемента

Н – гидрогениум- водород – рождающий воду С – карбонеум – углерод О – оксигениум – кислород – рождающий кислоты.

Некоторые названия обязаны цвету простых веществ • S – сера — от индийского «сира» — светложелтый. • Cl – хлор – от греческого «хлорос» -зеленый • I – йод – от греческого «иодос» -фиолетовый

От названия минералов, содержащих элемент • Si – кремний от кремня • Ве – берилий от берилла (изумруд)

От географических названий • Na – натрий – по названию соленого озера Натрум в Африке • Cu – медь – купрум (лат. ) – по названию о. Кипр, где большие месторождения меди.

Степень окисления элемента • Степень окисления (с. о. ) – условный заряд атома элемента в соединении, вычисленный исходя из предположения, что данное соединение состоит только из заряженных частиц – одноатомных ионов.

продолжение • Степень окисления может быть нулевой, положительной и отрицательной. • Степень окисления атомов в простых веществах всегда равна 0. • Обозначение С 0 , О

Степень окисления атомов элементов в сложных веществах • может быть постоянной и переменной. • Постоянная степень окисления атомов элементов • Катионы: Li + ; Na + ; K + ; Rb + ; Cs + ; Ag + ; Be 2+ ; Mg 2+ ; Ca 2+ ; Sr 2+ ; Ba 2+ ; Zn 2+ ; Cd 2+ ; Al 3+ • Анионы: F — ; S 2 —

Валентность • Способность атома элемента образовывать химические связи. • Численно равна количеству связей, которые образует данный атом с другими атомами. • Не имеет знака, обозначается римскими цифрами. • Часто численно совпадает со степенью окисления (но не всегда)

Определение степени окисления 1) С. О. водорода принята равной +1 исключения соединения металлов с водородом – гидриды. Са +2 Н 2 -1 ; Al +3 H 3 -1 2)С. О. кислорода принята равной -2 исключения Н 2 +1 О 2 -1 – перекись водорода O +2 F 2 -1 – фторид кислорода

3) Молекула вещества электронейтральна. Поэтому алгебраическая сумма зарядов равна 0. ИЛИ Количество положительных зарядов = количеству отрицательных зарядов

Объекты Гетерогенные материалы (смеси) Растворы (гомогенные смеси) Чистые вещества Соединения Элементарные Простые Сложные. Гомогенные материалы

Смеси • системы, состоящие из нескольких веществ, сохраняющих свои индивидуальные свойства причем каждое из веществ может быть выделены в чистом виде.

2 HCl H 2 +Cl

• 2 H 2 + O 2 2 H 2 O

Свойства гомогенного материала во всех частях одинаковы

Вещество • Вещество – чистая материя без примесей. • Состоит из молекул. • Имеет постоянные физические характеристики температуру кипения, плавления, кристаллизации.

Второе определение Вещество – форма материи, состоящая из частиц, обладающих массой покоя.

Молекула — продолжение Все молекулы одного индивидуального вещества одинаковы, но отличаются от молекул другого индивидуального вещества составом и строением

Соединение — вещество, которое состоит из нескольких атомов.

Материал • вещество того же наименования, полученное в реальных условиях, т. е. содержащее неизбежные примеси.

Гетерогенный материал состоит из частей с различными свойствами. Гетерогенные материалы представляют собой смесь двух или более гомогенных материалов.

Гомогенный материал – материал свойства которого во всех частях одинаковы

Чистое вещество – это в химическом смысле гомогенный материал, имеющий определенный химический состав.

Элементарное вещество — вещество, которое нельзя разложить химически. Это достаточно условно, так как при облучении можно разложить и элементарное вещество.

Химическая формула • – условное обозначение химического элемента или вещества с помощью символов химических элементов и числовых индексов.

продолжение • Химическая формула показывает качественный и количественный состав вещества.

Примеры чтения некоторых формул • Al 2 O 3 – алюминий-два-о-три, • Ca ( OH ) 2 – кальций-о-аш- дважды, • H 3 As. O 4 – аш-три арсеникум-о-четыре, • Cr 2 ( SO 4 )3 – хром-два-эс-о-четыре.

Явления — изменения, происходящие в окружающем мире.

Явления Физические Химические

Физические явления – явления при которых не происходит образования новых веществ. При этом внутреннее строение, состав и свойства не изменяются. Вода лед – жидкость — пар. Деформация металла. Измельчение.

Химические явления — явления при которых происходит образование новых веществ. Такие явления называются химическими реакциями

• Многие физические явления сопровождаются химическими и наоборот. Например, в результате химической реакции горения угля выделяется тепло и свет (переход химической формы материи в тепловую); воспламенение от сжатия в дизельном двигателе.

Химические явления (химическая реакция) – результат взаимодействия не менее 2 -х исходных веществ, при котором образуются одно или несколько других, отличающихся от первоначальных составом, структурой и свойствами.

Химическое уравнение • Условная запись, отражающая суть химического превращения или явления. • В уравнении химической реакции слева (до знака равенства) записывают формулы исходных веществ (реагенты) , • справа (после знака равенства) записывают формулы полученных веществ (продукты).

Типы химических реакций • Реакции протекающие с изменением степени окисления элементов в реагирующих веществах(см. лекцию ОВР) • Реакции, протекающие без изменения степени окисления элементов в реагирующих веществах.

Реакции соединения – реакции в результате которых из 2 -х и более веществ образуется одно • 2 Mg + O 2 2 Mg. O • Ca. O + CO 2 Ca. CO

Реакции разложения – реакции в результате которых из одного вещества образуются два и более веществ • ( NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 N 2 + Cr 2 O 3 + 4 H 2 O • Cu ( OH ) 2 Cu. O + H 2 O • Условия: нагревание, тепловой или световой импульс, реже самопроизвольно

Реакции замещения – р еакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе (всегда ОВР) • Zn + 2 HCl Zn. Cl 2 + H 2 • 2 Al + 3 Cu. SO 4 Al 2 (SO 4 )3 + 3 Cu

Реакции обмена – реакции в результате которых молекулы 2 -х соединений обмениваются своими составными частями (без изменения с. о. ) • Cu. SO 4 + 2 Na. OH Cu ( OH )2 + Na 2 SO 4 Эти реакции протекают необратимо если: • Образуется осадок • Выделяется газ • Образуется слабый электролит (вода и др. )

По тепловому эффекту • Экзотермические — протекают с выделением тепла Ca ( OH ) 2 +2 HCl Ca. Cl 2 +2 H 2 O + Q • Эндотермические — протекают с поглощением тепла Ca. CO 3 Ca. O + CO 2 – Q

Необратимые реакции – реакции, которые при данных условиях протекают практически только в одном направлении. • Обратимые реакции – реакции, которые при данных условиях протекает впрямом и обратном направлениях 2 NO N 2 O

Свойство • качественная и количественная характеристика физического тела или явления.

Свойства Растворимость в воде Плотность Температуры кипения, плавления Электропроводность. Запах Цвет Агрегатное состояние (газообразное, жидкое, твердое)

Классификация веществ • По происхождению • Натуральные – природного происхождения (алмаз) • Искусственно полученные (фианит)

По агрегатному состоянию • Твердые • Жидкие • Газообразные

По внутреннему строению • Аморфные – не имеют четкой кристаллической структуры (графит, стекло, янтарь) • Кристаллические – имеют плоские грани и специфическую внутреннюю структуру (алмаз, горный хрусталь, хлорид натрия)

По составу • ПРОСТЫЕ – вещества, состоящие из атомов одного элемента

Аллотропия – это способность химических элементов существовать в виде нескольких простых веществ. Примеры : кислород — О 2 , озон — О 3 фосфор (Р) – белый, красный, черный углерод (С) – алмаз, графит, карбин, фулерены С 60 , С

Многоатомные • Вещества, состоящие из 2 -х и более атомов одного и того же элемента • Двухатомные Н 2 , N 2 , О 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 • Трехатомные О 3 –озон.

Одноатомные • Вещества, состоящие из одного атома элемента • все остальные: • С, Са, Не и т. д.

СЛОЖНЫЕ • Вещества, состоящие из атомов различных элементов • Оксиды, кислоты, основания, соли: Са. О, Н 3 РО 4 , Са(ОН) 2 , Na. Cl

Классы неорганических соединений Ч 1.

Общая классификация неорганических веществ Неорганические вещества Простые Сложные

Простые Металлы К , Na, Ca, Cu, Fe, Zn …. Неметаллы H 2 , O 2 , S, C, P, He ….

Сложные Оксиды Основания … Кислоты C оли. Гидраты (водная форма оксида) Амфотерные гидроксиды

Исключением является основание NH 4 OH ( гидроксид аммония), которое не содержит атомов металла)Основания – сложные вещества, в состав которых входят катионы металла и анионы гидроксогруппы OH —

Общая формула • Me +n (OH) n -1 • Me – металл • n – степень окисления металла

Номенклатура оснований Название оснований составляют из слова «гидроксид» и названия металла в родительном падеже: KOH – гидроксид калия; Mg(OH) 2 — гидроксид магния; Ca(OH) 2 — гидроксид кальция; Al(OH) 3 — гидроксид алюминия.

Пример Если металл образует несколько оснований, то после названия металла в скобках римской цифрой указывается степень его окисления: Fe(OH) 2 – гидроксид железа ( II); Fe(OH) 3 – гидроксид железа ( III); Cr(OH) 2 – гидроксид хрома ( II); Cr(OH) 3 – гидроксид хрома ( III).

Основания Растворимые в воде — щёлочи Нерастворимые в воде – нерастворимые основания Li. OH, KOH, Na. OH, Rb. OH, Cs. OH, Ca(OH) 2. Cu(OH) 2 – гидроксид меди ( II ) , Fe(OH) 2 – гидроксид железа ( II ) ,

Кислоты. Определение Кислоты — это сложные вещества, в состав которых входят ионы водорода Н + , способные замещаться на металл, и кислотный остаток

Общая формула кислот • Н n + Х -n – • Х — кислотный остаток • n – заряд кислотного остатка

Классификация кислот. По наличию атомов кислорода в составе молекулы : • Бескислородные • Кислородосодержащие (оксокислоты) – гидраты кислотных оксидов (ангидридов)

По числу атомов водорода в кислоте , способных замещаться на металл различают кислоты • одноосновные • многоосновные.

Кислородосодержащие • одноосновные – HNO 3 , HNO 2 , HMn. O 4 • двухосновные – H 2 SO 4 , H 2 Si. O 3 • трехосновные – H 3 PO 4 , H 3 As. O

Бески c лородные • одноосновные HF, HCl, HBr, HI • двухосновные H 2 S, H 2 Se, H 2 Te,

Номенклатура Бески c лородные кислоты – название неметалла + «О» +слово водородная. Примеры: HCl -хлороводородная ; HF — фтороводородная ; H 2 Se –селеноводородная. Запишите формулы кислот: сероводородной , иодоводородной, бромоводородной

Кислородосодержащи е По степени окисления кислотообразующего элемента • H 2 + S +6 O 4 -2 – c ер ная кислота • H+N +5 O 3 -2 — азот ная кислота • H 2 + S +4 O 3 -2 – серн истая кислота • H+N +3 O 2 -2 – азот истая кислота • H 2 + Cr +6 O 4 -2 – хром овая кислота • H + Cr +3 O 2 -2 – хром истая кислота

По количеству молекул воды, присоединенных одной молекулой ангидрида • P 2 O 5 + 3 H 2 O → H 3 PO 4 — орто фосфорная кислота • P 2 O 5 + 2 H 2 O → H 4 P 2 O 7 – пиро фосфорная кислота • P 2 O 5 + H 2 O → 2 HPO 3 – мета фосфорная кислота

• H 3 Al. O 3 – орто алюминиевая кислота (более богатая водой) • HAl. O 2 – мета алюминиевая кислота ( H 3 Al. O 3 – Н 2 О → HAl. O 2 )

Оксиды. Определение. Оксиды – это сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых кислород в степени окисления «-2»

общая формула оксида • Э 2 +х О х -2 — • «+х» – степень окисления элемента • «-2» – степень окисления кислорода

Оксиды. Номенклатура. «Оксид» + название элемента, образующего оксид в родительном падеже + в скобках римскими цифрами валентность, если для элемента она может быть переменной:

Например Са. О – оксид кальция, СО – оксид углерода ( II), CO 2 – оксид углерода ( IV).

Примеры. • Запишите формулы оксидов : оксид железа ( II), оксид серы ( VI), оксид бора. • 2. Назовите оксиды: K 2 O, Al 2 O 3 , Mn. O, Mn 2 O 7 , Si. O 2 , Si. O

Оксиды. Классификация. 1. Несолеобразующие. Не могут образовать солей. 2. Солеобразующие. Образуют соли.

Солеобразующие оксиды Основные: К 2 О, Са. О, Cu. O, Mn. O. Гидратная форма –основание. К 2 О — КОН, Са. О — Са(ОН) 2 , Cu. O — Cu(OH) 2 , Mn. O — Mn(OH) 2 Кислотные: СО 2 , SO 3 , Cr. O 3, Mn 2 O 7 Гидратная форма -кислота. СО 2 — H 2 CO 3 , SO 3 — H 2 SO 4 , Cr. O 3 — HCr. O 4 , Mn 2 O 7 — HMn. O 4 Амфотерные: Be. O, Zn. O, Pb. O, Sn. O, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Pb. O 2 , Sn. O 2 Гидратная форма амфотерный гидроксид. Классификация солеобразующих оксидов

Основные оксиды. • Эти оксиды образуют только металлы в невысоких степенях окисления +1; +2 • В воде растворимы только оксиды щелочных ( IA- Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных металлов (IIA – Са, Sr, Ba)

Кислотные оксиды. Это оксиды неметаллов и металлов в высшей степени окисления.

Соли. Определение Соли – это сложные вещества, состоящие из катионов металла и анионов кислотного остатка

Общая формула • M m +n X n — m • M — металл ; X – анион кислотного остатка ; • n – степень окисления металла ; • m – заряд кислотного остатка

Классификация солей. Номенклатура солей 1. Средние (нормальные) – продукт полной нейтрализации кислоты основанием (продукт полного замещения ионов водорода Н + в кислоте ионами металла.

Пример • 2 Na. OH + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 +2 H 2 O • Fe(OH) 3 +3 HCl →Fe. Cl 3 +3 H 2 O

Номенклатура средних солей Названия средних солей составляют из названия аниона кислотного остатка в именительном падеже и названия катиона в родительном падеже.

Пример • Cr. Cl 3 – хлорид хрома (III) • K 2 S – сульфид калия • Ca(NO 3 ) 2 – нитрат кальция • В a(NO 2 ) 2 – нитрит бария • Fe. SO 4 – сульфат железа ( II) • Na 2 SO 3 – сульфит натрия

2. Кислые соли продукт неполной нейтрализации кислоты основанием ( продукт неполного замещения ионов водорода в кислоте ионами металла).

Пример • Na. OH + H 2 SO 4 → Na Н SO 4 +H 2 O • 2 КОН+Н 3 РО 4 → К 2 НР O 4 + 2 H 2 O • КОН+Н 3 РО 4 → КН 2 Р O 4 +H 2 O

Номенклатура кислых солей Названия кислых солей: «гидро» +название аниона в именительном падеже+название металла в родительном падеже.

Примеры Na. HSO 4 — гидросульфат натрия Ca(HCO 3 ) 2 — KH 2 PO 4 – дигидрофосфат калия K 2 HPO 4 Fe(HS) 2 Al(HSO 3 )

3. Основные соли — продукт неполной нейтрализации основания кислотой ( не все гидроксильные группы замещены на кислотный остаток).

Пример • Fe(OH) 3 +HCl →Fe (ОН) 2 Cl+H 2 O • Fe(OH) 3 + 2 HCl →Fe ОН Cl 2 + 2 H 2 O

Номенклатура основных солей Названия основных солей: название аниона кислотного остатка в именительном падеже + «гидроксо» +название металла в родительном падеже

Примеры • (Cu. OH) 2 CO 3 — • Fe(OH) 2 Cl — хлорид дигидроксожелеза • Fe. OHCl 2 – хлорид гидроксожелеза • Cr. OHNO 3 — • (Fe. OH) 2 SO 4 — • (Fe(OH) 2 SO

4. Двойные соли — соли, образующиеся при замещении ионов водорода в кислоте катионами двух разных металлов.

Примеры • KAl(SO 4 ) 2 – сульфат алюминия калия или алюмокалиевые квасцы • NH 4 Cr(SO 4 ) 2 – сульфат хрома аммония или хромаммониевые квасцы

Соли кристаллогидраты — соли, содержащие в своем составе кристаллизационную воду.

Примеры • Cu. SO 4 × 5 H 2 O – пентагидрат сульфата меди или пятиводный сульфат меди • Mg. SO 4 × 7 H 2 O – семиводный сульфат магния • Na 2 CO 3 × 10 H 2 O — десятиводный карбонат натрия

5. Комплексные соли — сложные соединения, состоящие из внешней и внутренней сферы.

Примеры: • Na 3 [Al(OH) 6 ] – гексагидроксоалюминат натрия • K 2 [Fe(CN) 4 ] – тетрацианоферрат(П) калия • [Cu(NH 3 ) 4 ](OH) 2 – гидроксид тетрааммин меди • [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl – хлорид диамминсеребра

Химические свойства оксидов Основные оксиды. • Оксид + вода=основание (щелочь). • Растворимы в воде только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов.

Примеры • K 2 O+H 2 O= 2 KOH • Ba. O+H 2 O= Ba(OH)

2. Основной оксид+ кислотный оксид= соль • Mg. O+CO 2 =Mg. CO 3 • Li 2 O+N 2 O 5 =2 Li. NO

3. Основной оксид + кислота= соль+вода • Cu. O+H 2 SO 4 = Cu. SO 4 +H 2 O • Fe. O+2 HCl=Fe. Cl 2 + H 2 O

Свойства кислотных оксидов 1. Кислотный оксид +вода = кислота. • В воде растворяются все кислотные оксиды кроме Si. O 2. • SO 3 +H 2 O =H 2 SO 4 , • N 2 O 5 +H 2 O =2 HNO 3 • Cr. O 3 + H 2 O= H 2 Cr. O 4 , • Mn 2 O 7 +H 2 O= 2 HMn. O

2. Кислотный оксид +основной=соль • Приведите примеры.

3. Кислотный оксид +основание=соль+вода • Si. O 2 +2 KOH=K 2 Si. O 3 +H 2 O • N 2 O 5 +Ca(OH) 2 = Ca(NO 3 ) 2 +H 2 O

Оксиды металлов, которые в зависимости от условий могут проявлять свойства либо кислотных , либо основных оксидов. Ве. О, Zn. O, Pb. O, Sn. O, Al 2 O 3 , Cr 2 O 3 , Pb. O 2 , Sn. O 2 Свойства амфотерных оксидов Амфотерные оксиды.

Свойства • В воде нерастворимы. • могут растворяться как в кислотах (проявляют основные свойства ), так и в щелочах (проявляют кислотные свойства ).

В качестве гидратной формы им могут соответствовать как кислота , так и основание • Zn(OH) 2 Zn. O Al(OH) 3 H 3 Al. O 3 Al 2 O 3 H 2 Zn. O

Свойства амфотерных оксидов. Амфотерный оксид + Основной оксид = соль • Be. O + K 2 O =K 2 Be. O 2 сплавление

2. Амфотерный оксид+щелочь= соль + вода • Al 2 O 3 + Na. OH ( тв. ) =Na. Al. O 2 +H 2 O сплавление • Cr 2 O 3 + 6 Na. OH (р-р) +3 H 2 O = 2 Na 3 [Cr(OH) 6 ] Na. Al. O 2 — метаалюминат натрия Na 3 [Al(OH) 6 ] -гексагидроксоалюминат натрия

3. Амфотерный оксид+кислотный оксид=соль • Zn. O + SO 3 =Zn. SO 4 4. Амфотерный оксид+кислота=соль+вода • Al 2 O 3 + 6 HCl = 2 Al. Cl 3 +3 H 2 O

Получение оксидов Взаимодействие простых веществ с кислородом. • S+O 2 =SO 2 , • Mg+O 2 =2 Mg. O ( нагревание)

2. Горение сложных веществ в кислороде. • CH 4 +O 2 =CO 2 +2 H 2 O • 4 NH 3 +O 2 =4 NO+6 H 2 O • 2 H 2 S+3 O 2 =2 SO 2 +2 H 2 O

3. Разложение сложных веществ. • Са. СО 3 =Са. О+СО 2 ; • Cu(OH) 2 = Cu. O+H 2 O – нагревание • (NH 4 ) 2 Cr 2 O 7 =Cr 2 O 3 +N 2 0 +4 H 2 O (тепловой импульс)

4. Взаимодействие оксида металла с другим металлом. • Al + Cr 2 O 3 =Cr +Al 2 O 3 (нагревание)

Классы неорганических соединений Лекция

Химические свойства оснований Амфотерные гидроксиды • Амфотерные гидроксид + кислота → соль + вода Zn(OH) 2 + 2 HCl → Zn. Cl 2 +2 H 2 O

Амфотерные гидроксид + щелочь → соль + вода • при сплавлении) Zn(OH) 2 + 2 Na. OH( тв. ) → Na 2 Zn. O 2 +2 H 2 O

в растворе Zn(OH) 2 + 2 Na. OH( р-р) → Na 2 [Zn(OH) 4 ]

Щелочи малиновый желтый синий. Действие на индикаторы: фенолфталеин – метилоранж – лакмус –

2. Щелочь + кислота =соль + вода 2 KOH +2 HCl = 2 KCl + H 2 O Реакция нейтрализации

3. Щелочь + кислотный оксид = соль + вода • Ba(OH) 2 +CO 2 = Ba. CO 3 + H 2 O

4. Нерастворимое основание+кислота=соль+во да С u(OH) 2 + H 2 SO 4 = Cu. SO 4 +2 H 2 O

5. Термическое разложение нерастворимых оснований t o C Cu. O+H 2 OС u(OH)

Получение оснований • Активный металл+вода → щелочь+водород • Металлы только щелочные и щелочноземельные Li, Na, K, Rb, Cs 2 Na +2 H 2 O → 2 Na. OH+H

щелочноземельные Ca, Sr, Ba Ba +2 H 2 O → Ba(OH) 2 +H

2. Основной оксид+вода → щелочь • только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов K 2 O +H 2 O → 2 KOH; Sr. O +H 2 O → Sr(OH)

3. Соль 1(р-р)+основание 1(р-р) → соль2(р-р)+нерастворимое основание 2 • Fe. Cl 3 ( р )+ 3 KOH( р ) → 3 KCl( р )+Fe(OH) 3 ↓ цвет ржавчины • Zn. SO 4 ( р )+NH 4 OH( р ) → (NH 4 ) 2 SO 4 ( р )+Zn (OH) 2 ↓ белый

Свойства кислот Кислоты окрашивают индикаторы лакмус метилрот метилоранж красный розовый красный

Кислоты Летучие: H 2 С O 3 , H 2 SO 3 , HNO 2 и бескислородные кислоты Нелетучие: H 2 SO 4 , H 3 PO 4 , и т. д. Твердые: HPO 3 , H 3 PO 4 , H 3 BO 3 , H 2 Si. O 3 Жидкие: H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl и т. д. Сильные: H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl , HBr, HI и содержащие металл в высшей степени окисления ( H 2 Cr. O 4 , HMn. O 4 ) Слабые: H 2 С O 3 , H 2 SO 3 , H 3 BO 3 , H 2 Si. O 3 , СН 3 СООН, H 2 S и т. д. Физические свойства

Химические свойства кислот 1. Кислота+ основной оксид → соль + вода • 2 HNO 3 +Na 2 O → 2 Na. NO 3 +H 2 O

2. Кислота+ основание → соль + вода • Реакция нейтрализации • H 2 SO 4 + 2 Na. OH → Na 2 SO 4 +2 H 2 O • 2 HCl + Cu(OH) 2 ↓ → Cu. Cl 2 +2 H 2 O

3. Кислота 1+соль1 → кислота 2+соль2 • H 2 SO 4 (конц. )+ 2 Na. Cl(тв) ( t ) → 2 HCl ↑ +Na 2 SO 4 • 2 HCl + Na 2 С O 3 → CO 2 ↑ +H 2 O + 2 Na С l • K 2 Si. O 3 +2 HNO 3 → H 2 Si. O 3 ↓ +2 KCl

4. Кислота + металл Обычные – Образуются ВОДОРОД + соль Кислоты окислители – ВОДОРОД не образуется

Кислоты окислители • H 2 SO 4 концентрированная, • HNO 3 любой концентрации

продолжени • при нагревании реагируют со всеми металлами кроме благородных ( Au, Pt) и неметаллами. • Холодные концентрированные кислоты пассивируют Fe, Cr, Al.

Водород из этих кислот не выделяется ! Продукты восстановления кислотообразующего элемента зависят от концентрации кислоты и активности металла

Схемы реакций Н 2 S O 4 + Ме соль+ S О 2 +Н 2 О соль+ S (Н 2 S ) +Н 2 О Ме акт. Ме неакт.

Ме+ HNO 3 (конц. ) Соль + NO 2 +Н 2 О Все металлы, кроме благородных. На холоду пассивируются железо, хром, алюминий.

Ме+ HNO 3 (разб. ) Соль + NO +Н 2 О – неакт Ме Соль + N 2 O ( N 2 )+Н 2 О — акт. Ме

Неметалл+ HNO 3 (конц. ) или H 2 SO 4 ( конц. ) кислота+оксиды+вода 2 P +5 H 2 SO 4 ( конц. ) 2 H 3 PO 4 +5 SO 2 +2 H 2 O S +6 HNO 3 ( конц. ) H 2 SO 4 +6 NO 2 +2 H 2 O

б) обычные кислоты • все кроме HNO 3 , H 2 SO 4 концентрированной • H 2 SO 4 разбавленная, H 3 Р O 4 , H С l….

Образуются соль и ВОДОРОД! Fe+H 2 SO 4 = Fe. SO 4 +H 2 Реагируют со всеми металлами (кроме свинца), стоящими в ряду напряжений до водорода.

Получение кислот 1. Кислотный оксид + вода кислота. SO 3 +H 2 O H 2 SO 4 – серная кислота P 2 O 5 + 3 H 2 O 2 H 3 PO 4 – ортофосфорная кислота Mn 2 O 7 + H 2 O 2 HMn. O 4 – марганцовая кислота В воде растворимы все кислотные оксиды кроме оксида кремния ( IV).

2. Соль1+кислота 1 соль2+кислота 2 Кислородосодержащие: Ca. Cl 2 +3 H 2 SO 4 Ca. SO 4 +2 H Cl Na 2 Si. O 3 +2 HCl 2 Na. Cl+ H 2 Si. O 3 Бескислородные 2 Na. Cl( тв. )+H 2 SO 4 ( конц. ) 2 Na 2 SO 4 +2 HCl ↑ Fe. S( тв. )+2 HCl ( конц. ) Fe. Cl 2 + H 2 S ↑

3. Синтез из простых веществ Водород+неметалл газ Газ пропускают в воду раствор бескислородной кислоты H 2 +Cl 2 2 HCl (газ хлороводород) ; H 2 + S H 2 S (газ сероводород) ;

Кислоты , особенно концентрированные, разрушают кожу и ткани! Кислоты требуют осторожного обращения! При попадании на кожу или одежду нейтрализовать раствором соды, а затем обильно смыть водой.

Свойства солей Некоторые физические свойства: все соли – твердые кристаллические вещества. Соли имеют различную окраску. Каждая индивидуальная соль характеризуется строго определенными физическими константами (например температура плавления)

По растворимости в воде • 1) растворимые. Это соли щелочных металлов, соли аммония, нитраты и ацетаты, сульфиды бария и магния

2) малорастворимые • Ag. Cl, • Cu. Cl, • Hg 2 Cl 2 , • Pb. Cl

3) Нерастворимые • все сульфиды, карбонаты, сульфиты, силикаты, фосфаты (кроме солей аммония, щелочных металлов, сульфидов магния и бария)

Химические свойства средних солей 1. Соль1+кислота 1 соль2+кислота 2 Ряд кислот: HNO 3 , H 2 SO 4 , HCl, H 3 PO 4 , H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 Si. O 3 каждая предыдущая кислота вытесняет из соли следующую

Закончить уравнения • Na 2 Si. O 3 +HCl …; • Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 …; • Cu. S+ H 2 SO 4 (p) …

2. Соль1+щелочь соль2+нерастворимое основание Mg(NO 3 ) 2 +KOH …; Fe 2 (SO 4 ) 3 +Na. OH …

3. соль1+металл 1 соль2+металл 2 • Cu. SO 4 +Zn …; • Hg(NO 3 ) 2 +Cu … • Каждый левостоящий металл вытесняет из соли правостоящий.

4. Соль1+соль2 соль3+соль4 • Ag. NO 3 +Na. Cl …; • Cu. SO 4 +Ba. Cl 2 …

Получение солей Средние соли. 1. Металл+неметалл: 2 Fe+3 Cl 2 2 Fe. Cl

2. Металл+кислота соль +водород • : Mg+2 HCl Mg. Cl 2 +H

3. Металл+соль Zn+Cu. SO 4 Cu+Zn. SO

4. Основной оксид+ кислотный оксид • Ca. O+CO 2 Ca. CO

5. Основной оксид+кислота Cu. O+H 2 SO 4 Cu. SO 4+H 2 O

6. Основание+кислотный оксид • Ba(OH)2+N 2 O 5 Ba(NO 3)2+2 H 2 O

7. Основание+кислота • . Fe(OH)3+3 HCl Fe. Cl 3+3 H 2 O

8. Щелочь+соль • 2 Na. OH+Mg(NO 3)2 2 Na. NO 3+Mg(OH)

9. Соль+кислота • Ca. CO 3+2 HCl Ca. Cl 2+CO 2+H 2 O

10. Соль1+соль2 • Na 2 SO 4+Ag. NO 3 2 Na. NO 3+Ag 2 SO

При написании уравнений реакций следует помнить 1) Реакция возможна, если в результате реакции образуется • а)осадок, • б) газ, • в)слабый электролит

продолжение • 2) Водород из кислот (кроме азотной и концентрированной серной) вытесняют только металлы, стоящте левее водорода в ряду напряжений

продолжение • 3) Каждый левостоящий металл (в ряду напряжений) может вытеснять правостоящий из раствора его соли

Получение кислых солей 1. Неполная нейтрализация кислоты основанием. В реакции участвует избыток кислоты и недостаток основания. H 3 PO 4 +KOH KH 2 PO 4 +H 2 O H 3 PO 4 +2 KOH K 2 HPO 4 +2 H 2 O

2. Соль средняя+кислота кислая соль • Ca. CO 3 +CO 2 +H 2 O Ca(HCO 3 ) 2 • Na 2 SO 4 +H 2 SO 4 2 Na. HSO

Получение основных солей 1. Неполная нейтрализация основания кислотой (избыток основания+недостаток кислоты основная соль). Fe(OH) 3 +HCl Fe(OH) 2 Cl Fe(OH) 3 +2 HCl Fe. OHCl+2 H 2 O

2. Средняя соль1+щелочь основная соль+средняя соль2 • Fe. Cl 2 +KOH Fe. OHCl+KCl

3. Средняя соль+одноименное основание основная соль • Ca. SO 4 +C а (OH) 2 (Ca. OH) 2 SO

Взаимосвязь средних, кислых, основных солей Кислая соль+основание средняя соль + вода Na. HSO 3 +Na. OH Na 2 SO 4 +H 2 O KH 2 PO 4 +2 KOH K 3 PO 4 +2 H 2 O

Основная соль+кислота средняя соль+вода • Ca. OHNO 3 +HNO 3 Ca(NO 3 ) 2 +H 2 O • Cr(OH) 2 Cl+2 HCl Cr. Cl 3 +2 H 2 O

Осуществить цепочку превращений 1. Fe Fe. O Fe. SO 4 Fe(OH) 2 Fe(OH)Cl Fe. Cl 2 1) 2 Fe+O 2 2 Fe. O; 2) Fe. O+H 2 SO 4 Fe. SO 4 +H 2 O;

продолжение • 3) Fe. SO 4 +2 KOH Fe(OH) 2 +K 2 SO 4 • 4) Fe(OH) 2 +HCl Fe. OHCl+H 2 O; • 5) Fe. OHCl+HCl Fe. Cl 2 +H 2 O

2. P P 2 O 5 H 3 PO 4 KH 2 PO 4 K 2 HPO 4 K 3 PO 4 • 1) 4 P+5 O 2 2 P 2 O 5 • 2) P 2 O 5 +3 H 2 O 2 H 3 PO 4 ; • 3) H 3 PO 4 +KOH KH 2 PO 4 +H 2 O; • 4) KH 2 PO 4 +KOH K 2 HPO 4 + H 2 O • 5) K 2 HPO 4 +KOH K 3 PO 4 + H 2 O

Применение неорганических соединений. Множество неорганических соединений являются природными, существуют и их аналоги — синтезированные соединения. Вот некоторые примеры природных соединений, некоторые драгоценные камни: изумруд – минерал берилл содержит примеси соединений хрома(Ш) и ванадия (Ш). Рубин – прозрачная разновидность минерала корунда (оксид алюминия и соли хрома, титана, железа). Сапфир также минерал корунд, содержит примеси солей железа, хрома, титана, ванадия и др. Жемчуг – 86% карбоната кальция (ромбический арагонит), 12% конхиолин (органическое вещество), 2% воды. Коралл – карбонат кальция (кальцит). Бирюза — водный фосфат меди и алюминия Cu. Al 6 [PO 4 ] 4 (OH) 8 *4 H 2 O. Малахит- основной карбонат меди (Cu. OH) 2 CO 3.

He которые области применение оксидов. Некоторые оксиды представляют собой природные минералы и служат для получения металлов: боксит Al 2 O 3 *n. H 2 O; гематит Fe 2 O 3 ; магнетит Fe. O*Fe 2 O 3 ; кассетерит Sn. O 2 ; пиролюзит Mn. O 2 ; рутил Ti. O 2. Минерал корунд ( Al 2 O 3 )– абразивный материал, обладает высокой прчностью. Негашеная известь (Са. О) широко применяется в строительстве, сельском хозяйстве, как реагент для буровых растворов. Оксиды железа Fe. O, Fe 3 O 4 используются при бурении нефтяных скважин в качестве утяжелителей и реагентов нейтрализаторов сероводорода. Оксид кремния ( Si. O 2 ) в виде кварцевого песка широко используется в производстве стекла, цемента и эмалей, при гидроразрыве нефтяных и газовых скважин

нефтяных и газовых скважин, в виде эффективного пеногасителя буровых растворов (в виде аэрозоля), наполнителя при производстве резинотехнических изделий. Ряд оксидов и их композиций применяются в качестве катализаторов в современных химических производствах ( Al 2 O 3 оксид алюминия, V 2 O 5 — ванадия ( V ), Cu. O — оксид меди и др. ) Оксид углерода ( IV ) или углекислый газ (CO 2 ) — продукт сгорания угля, нефти и нефтепродуктов. Используется для закачки в продуктивные пласты с целью повышения их нефтеотдачи, также углекислый газ применяется для заполнения огнетушителей и газирования воды. Оксид хрома (Ш) Cr 2 O 3 и смешанный оксид свинца 2 Pb. O*Pb. O 2 (сурик) применяются для пр o изводства антикоррозионных красочных составов. Оксиды азота NO NO 2 , а также серы SO 2 , SO 3 – промежуточные продукты в производстве азотной и серной кислот. Наряду с оксидом углерода (II ) CO (угарный газ) являются продуктами, которые образуются при нарушении режима сгорания топлива и загрязняют атмосферу. Их содержание в должно строго контролироваться, а также должна производится их нейтрализация.

Некоторые области применеия оснований Гидроксиды натрия и калия получают в помышленности. Эти гидроксиды находят широкое применение в различных областях: для очистки нефтепродуктов, в производстве мыла, искусственного шелка, бумаги, в текстильной и кожевенной промышленности. Щелочи также входят в состав растворов для обезжиривания поверхности некоторых металлов (цветных и черных) перед нанесением декоративных и защитных покрытий. Гидроксиды калия, кальция и бария применяются в нефтяной промышленности для приготовления ингибированных буровых растворов, позволяющих разбуривать неустойчивые горные породы. Закачка растворов щелочей в пласт позволяет повысить нефтеотдачу.

Гидроксиды натрия, кальция, железа ( III) используются в качестве реагентов для очистки газов от сероводорода. Гидроксид кальция (гашеная известь) применяется в качестве ингбитора коррозии металла под действием морской воды, в качечтве реагента для устранения жесткости воды, для очистки мазута, идущего для приготовления смазочных масел. Гидроксиды алюминия и железа (Ш) применяются в качечтве флокуляторов для очистки воды, для приготовления буровых растворов.

Некоторые области применения кислот Азотная кислота широко используется в производстве удобрений, Красителей, лаков, пластмасс, лекарственных препаратов, химических волокон, взрывчатых веществ. Серная кислота в больших количествах используется в производстве минеральных удобрений, красителей, химических волокон, пластмасс, лекарственных препаратов. Используется для извлечения металлов из руд, заполнения кислотных аккумуляторов. В нефтяной промышленности для очистки нефтепродуктов. Фосфорная кислота входит в составы для обезжиривания металлических поверхностей перед нанесением защитных покрытий, входит в состав композиций для удаления ржавчины перед покраской, применяется для защиты трубопроводов от коррозии прокачке морской воды.

Соляная кислота широко применяется в нефтяной промышленности для обработки призабойных зон скважин с целью увеличения нефтеотдачи пластов. Используется в составе травильных растворов для удаления ржавчины и отложений в трубопроводах и скважинах, а также как отвердительфенол-формальдегидной смолы.

Некоторые области применения солей Ряд солей (соли натрия, кальция, а также соли, содержащие элементы азот, фосфор) необходимы для жизнеобеспечения живых и растительных организмов. Хлорид натрия – природный минерал. Добыча его в мире более 200 млн. т. Широко применяется в пищевой промышленности, сырье для получения хлора, соляной кислоты, гидроксида натрия, карбоната натрия. В нефтяной промышленности как добавка в буровые растворы для предупреждения образования каверн при бурении скважин; как регулятор сроков схватывания цементных тампонирующих составов, для понижения температуры замерзания (антифриз) буровых и цементных растворов.

Хлорид калия – входит в состав буровых растворов, способствующих сохранению устойчивости скважин в глинистых породах. Карбонат натрия (сода)- входит в сотав смесей для производства стекла, моющих средств. Реагент для увеличения щелочности среды, улучшения качества глин для глинистых буровых растворов. Используется для устранения жесткости воды при ее подготовке к пользованию (например в котлах), широко используется для очистки природного газа от сероводорода и для производства буровых и тампонажных растворов. Сульфат алюминия – компонент буровых растворов, коагулянт для очистки воды от токодисперсных взвешенных частиц, компонент вязко-упругих смесей для изоляции зон поглощения нефтяных и газовых скважин.

Тетраборат натрия , бура ( Na 2 B 4 O 7 ) – замедлитель схватывания цементных растворов, ингибитор термоокислительной деструкции защитных реагентоа на основе эфиров целлюлозы. Сульфат бария, барит, тяжелый шпат – используется в качестве утяжелителя буровых растворов. Сульфат железа ( II ) , железный купорос – используется для приготовления феррохромлигносульфоната – реагента- стабилизатора буровых растворов, компонент высокоэффективных эмульсионных буровых растворов на углеводородной основе. Хлорид железа ( III) – в сочетании со щелочью используется для очистки воды от сероводорода при бурении скважин водой, для закачкив сероводородсодержащие пласты с целью снижения их проницаемости; как добавка в цементы с целью повышения их сероводородостойкости, для очистки воды от взвешенных частиц.

Карбонат кальция – природные материалы мрамор, известняк в строительстве, отделочных работах, получения мела. Сырье для производства негашеной извести (Са. О), в металлургии. Применяется в бурении как уеяжелитель и наполнитель буровых растворов. Сульфат кальция – алебастр 2 Ca. SO 4 *H 2 O широко используется в строительстве, входит в состав быстротвердеющих вяжущих средств для изоляции зон поглощений. При добавлении в виде ангидрита Ca. SO 4 или гипса Ca. SO 4 *2 H 2 O придает устойчивость разбуриваемым глинистым породам. Хлорид кальция – используется для приготовления буровых и тампонажных растворов для разбуривания неустойчивых пород, сильно снижает температуру замерзания растворов (антифриз), для создания растворов высокой плотности, не содержащих твердой фазы, эффективных для вскрытия продуктивных пластов.

Силикат натрия Na 2 Si. O 3 – используется для закрепления неустойчивых грунтов, для приготовления быстросхватывающихся смесей для изоляции зон поглощения, ингибитор коррозии металлов, компонент некоторых буровых, тампонажных и буферных растворов. Нитрат серебра – используется для химического анализа, в том числе пластовых вод, фильтратов буровых растворов на содержание хлорид-ионов. Сульфит натрия – используется для химического удаления кислорода (деаэрация) из воды в целяз борьбы с коррозией при закачке сточных вод. Для ингибирования термоокислительной деструкции защитных реагентов. Бихромат натрия Na 2 Cr 2 O 7 – используется для приготовления ряда реагентов, в нефтяной промышленности для высокотемпературного снижения вязкости буровых растворов, ингибитора корроззии алюминия.