Химия. Авторы - Сибирский государственный индустриальный

Е.М. Рыбалкин, О.Ю. Ковалик
ХИМИЯ
Учебное наглядное пособие
Новокузнецк
2010
Федеральное агентство по образованию
Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования
«Сибирский государственный индустриальный университет»
Е.М.Рыбалкин
О.Ю. Ковалик
ХИМИЯ
Рекомендовано редакционно-издательским советом вуза
в качестве учебного наглядного пособия
для студентов технических вузов
Новокузнецк
2010
1
УДК 54 (075)
Р 931
Рецензент
зав. кафедрой химии ГОУ ВПО УГМА Росздрава,
д.х.н., профессор
Тхай В.Д.
Рыбалкин Е.М., Ковалик О.Ю.
Р 931
Химия : Учебное наглядное пособие / СибГИУ. – Новокузнецк, 2010 – 180 с.
Содержит краткий лекционный материал по всем разделам
дисциплины «Химия». Является учебным пособием для
самостоятельной работы студентов.
Предназначено
для
студентов
первого
курса
всех
специальностей.
УДК 54 (075)
© Сибирский государственный
индустриальный университет,
2010
© Рыбалкин Е.М., Ковалик О.Ю.,
2010
2
СОДЕРЖАНИЕ
Предисловие............................................................................................. 6
Раздел 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ ................... 7
1.1. Атомно-молекулярное учение ......................................................... 7
1.2. Законы химии.................................................................................. 10
1.3. Эквивалент ...................................................................................... 11
Раздел 2. КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ... 14
2.1.Оксиды.............................................................................................. 15
2.2. Гидроксиды металлов..................................................................... 16
2.3. Кислоты ........................................................................................... 18
2.4. Соли ................................................................................................. 21
2.5. Комплексные соединения .............................................................. 23
Раздел 3. РАСТВОРЫ............................................................................ 26
3.1. Способы выражения концентрации растворов............................. 27
3.2. Растворы неэлектролитов............................................................... 28
3.3. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация.......... 31
3.4. Ионно-молекулярные уравнения реакций .................................... 35
3.5. Гидролиз.......................................................................................... 36
Раздел 4. ЭЛЕКРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ ................................. 38
4.1. Степень окисления.......................................................................... 39
4.2. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) ...................... 40
4.3. Гальванический элемент Даниэля-Якоби ..................................... 45
4.4. Электродвижущая сила (ЭДС)....................................................... 46
4.5. Электролиз ...................................................................................... 48
4.6. Коррозия и защита металлов от коррозии .................................... 50
3
Раздел 5. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА ............. 54
5.1. Строение атома ............................................................................... 54
5.2. Модель состояния электрона в атоме............................................ 56
5.3.Основные положения строения электронных оболочек атома..... 59
Раздел 6. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ........................................................ 63
Раздел 7. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ................ 71
Раздел 8. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА................................ 76
8.1. Параметры состояния системы ...................................................... 76
8.2. Закон Гесса...................................................................................... 78
Раздел 9. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ......................................................... 81
Раздел 10. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ.............................................. 101
10.1.Углеводороды .............................................................................. 101
10.2. Кислородсодержащие органические соединения..................... 109
Раздел 11. АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ……………………………116
11.1. Методы качественного анализа ................................................. 117
11.2. Методы количественного анализа ............................................. 124
11.3. Спектроскопические методы анализа ....................................... 128
11.4. Дифрактометрический метод анализа....................................... 133
Раздел 12. ХИМИЯ ОКРУЖАЮЩЕЙ СРЕДЫ................................. 134
Раздел 13. КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ.................................................. 156
ПРИЛОЖЕНИЕ А. Физико-химические постоянные....................... 160
ПРИЛОЖЕНИЕ Б. Относительные электроотрицательности
элементов………….…………………………………………………... 161
ПРИЛОЖЕНИЕ В. Периодическая система элементов
Д.И. Менделеева………………………………….………………........162
4
ПРИЛОЖЕНИЕ Г. Растворимость веществ в воде
при температуре 250С………………..………………………………..164
ПРИЛОЖЕНИЕ Д. Эбулиоскопические и криоскопические
константы некоторых растворителей………………………….……..165
ПРИЛОЖЕНИЕ Е. Произведения растворимостей………………....165
ПРИЛОЖЕНИЕ Ж. Возможные степени окисления элементов…...166
ПРИЛОЖЕНИЕ И. Электронное строение атомов в основном
состоянии……...……………………………………………………….169
ПРИЛОЖЕНИЕ К. Стандартные термодинамические
функции образования………...……………………………………….172
ПРИЛОЖЕНИЕ Л. Нормальные (стандартные)
окислительно-восстановительные потенциалы…………..…………176
5
Предисловие
В последние годы изучение химии становится для многих студентов серьезной проблемой. Разрыв между требованиями стандартных программ и возможностями студентов ставит перед молодыми
людьми труднопреодолимый барьер на пути к успешной сдаче экзаменационных испытаний.
Очевидно, что знаний в объеме образовательного стандарта
средней школы недостаточно, и учащиеся нуждаются в прохождении
систематического курса химии коррекционного плана, в задачи
которого входит:
− углубление имеющихся химических знаний и ликвидация
пробелов;
− систематизация знаний, обучение умению пользоваться
справочными материалом;
− расширение кругозора учащихся.
Предлагаемое учебное пособие разрабатывалось именно в
расчете на использование в этих целях. Оно содержит в себе полный
курс химии, включая аналитическую химию, химию окружающей
среды и коллоидную химию. Многие главы содержат
дополнительный материал, который может пригодиться студенту –
участнику олимпиады по химии.
Изучение курса может проходить как самостоятельно, так и во
время индивидуальных занятий с преподавателем.
Авторы заранее благодарны своим читателям и будут искренне
признательны за все замечания и пожелания по улучшению пособия.
6
Раздел 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
1.1. Атомно-молекулярное учение
ВЕЩЕСТВО
агрегатное состояние
газообразное
жидкое
твёрдое
формы нет, формы нет, форма есть,
объема нет, объем есть, объем есть,
расширяется сжимается
сжимается
и сжимается плохо
плохо
состав
простые
сложные
из атомов
из атомов
одного
разных
элемента.
элементов.
Например: Например:
О2, Н2
Н2O, НСl
Химический элемент – определенный вид атомов с одинаковым
положительным зарядом ядра.
Аллотропия – это явление, при котором один элемент образует
простые вещества с разными свойствами. Например, О – кислород,
озон: С – графит, алмаз, карбин.
Относительная атомная
масса, у.е.
ArX  
mX 
,
1 mC 
12
где m(X) – средняя масса
атома элемента X ,
m(C)– масса атома углерода.
Например:
Ar(O) = 15,9994
Ar(H) = 1,0079
Относительная молекулярная
масса, у.е.
mXY 
= Ar X + Ar Y  ,
1 mC 
12
где m(XY) – масса молекулы,
Ar(X), Ar(Y)– относительные
атомные массы элементов X, Y.
Например:
Mr(H2О) = 2 Ar(Н) + Ar(О) =
2∙1,0079+ + 15,9994 = 18,01
MrXY  =
Моль – это количество вещества, содержащее столько же
структурных единиц (молекул, атомов, ионов), сколько атомов
содержится в 12 г углерода 12С.
7
Число структурных единиц вещества
N(x)=n(x)∙NA
где NA – число Авогадро, число частиц в одном моле:
NA = 6,02·1023 моль–1,
n(x) – количество вещества(моль).
Молярная масса, г/моль
M(x) = m(x)/n(x)
или M(x)=Mr(x),
где M(x) – (г/ моль),
m(x) – масса вещества(грамм),
n(x) – количество вещества(моль).
Молярный объем
Vm 
V( x )
,
n (x)
где Vm – молярный объем газа(л/моль),
V(x) – объем(литр),
n(x) – количества вещества(моль).
Относительная плотность – D
m1 M1

когда V1  V2 ,
m2 M2
где m1 – масса определенного объема первого газа,
m2 – масса такого же объема второго газа,
M1
, отсюда М1 = D∙M2
M2
где М1, М2 – молекулярные массы 1 и 2 газа с одинаковым объемом и
взятые в одинаковых условиях.
D
Например: при D(Н2) = 8 и М2(Н2) = 2 г/моль, молярная масса газа
равна: М1 = D(Н2) • M2(Н2) = 8 • 2 = 16 г/моль;
при D(воздух) = 1,517 и М2(воздух) = 29 г/моль, молярная масса газа
равна: М1 = D(воздух) • M2(воздух) = 1,517 • 29 = 44 г/моль;
8
Соединения
Дальтониды – соединения мо- Бертоллиды – соединения с немолекулярной структуры; состав лекулярной структурой (с атомной,
постоянный независимый от ионной и металлической решётспособа получения.
кой);переменного состава, который зависит от способа получения.
Например: Н2О, HCl, CCl4, CO2
Например:UO3 → состав от UO2,5
Состав: СO2=27,27%(C)+72,73%(O) до UO3; UO → состав от UO0,9 до
независимо от способа получения.
UO1,3. Зависит от температуры и
давления кислорода.
Химические реакции – явления, при которых одни вещества
превращаются в другие, отличающиеся от исходных составом и
свойствами, при этом не происходит изменения состава ядер атомов.
выделения или
поглощения
теплоты
по признаку
Классификация химических реакций
При физических явлениях изменяется форма, физическое состояние
или образуются новые вещества за счет изменения состава ядер
атомов.
изменения числа
исходных и
конечных веществ
соединения
обратимости
реакции
изменения степени
окисления атомов
экзотермические
H2+Cl2 = 2HCl; ∆H˚ = –184,6 кДж;
эндотермические
N2+O2 = 2NO; ∆H˚= 180,8 кДж;
соединения
HCl+NH3=NH4Cl;
разложения
2HI = H2+I2;
обратимые
N2+3H2 ↔ 2NH3;
необратимые
2KClO3 → 2KCl+3O2;
без изменения
BaCl2+H2SO4→BaSO4+2HCl;
окислительно-восстановительные
0
+5
+2
+4
Cu+4HNO3→Cu(NO3)2+2NO2+2H2O.
9
1.2. Законы химии
Закон Бойля-Мариотта
При постоянной температуре
PV = const
где Р – давление,
V – объем.
Объединенный газовый закон
Для решения задач
Закон Гей-Люссака
При постоянном давлении
V
 const ,
T
где Т – температура (К),
V – объем.
PV
 const
T
PV P0 V0

,
T
T0
где Р0, V0, T0 – давление, объем и температура газа при нормальных
условиях.
Нормальные условия
Р0 = 101325 Па, Т0 = 273 К
Уравнение Менделеева-Клайперона
PV  nRT или PV 
m
RT ,

где P – давление газа (Па)
V – объем (литр)
n – количество газа (моль)
m – масса (грамм)
μ – молярная масса газа (г/моль)
R – универсальная газовая постоянная R = 8,31 Дж/(моль∙)
Закон сохранения массы вещества
Масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе
веществ, образующихся в результате реакции.
Н 2  Cl 2  2HCl
Общее число атомов остается постоянным до и после реакции.
10
Закон постоянства состава вещества
Если соединение имеет в данном агрегатном состоянии
молекулярную структуру, то его химический состав остается одним и
тем же, независимо от методов получения.
Закон кратных отношений
Если два элемента образуют друг с другом несколько соединений, то
массы одного из элементов, приходящихся в этих соединениях на
одну и ту же массу другого, относятся между собой как небольшие
целые числа.
Закон Авогадро
В равных объёмах различных газов при одинаковых условиях
(температура, давления) содержится одинаковое число молекул.
Молярный объём газа – при нормальных условиях 1моль различных
газов занимает объём 22,4л. Vm = 22,4 л/моль
Нормальные условия: Т0 = 273К = 0°С, Р0 = 101кПа = 760мм рт. ст.
Закон объемных отношений
При одинаковых условиях объемы вступающих в реакцию газов
относятся друг к другу и к объемам образующихся газообразных
продуктов реакций как небольшие целые числа.
1.3. Эквивалент
Эквивалент (Э) – это реальная или условная частица вещества X,
которая эквивалентна одному атому водорода или половине атома
кислорода в данной ионообменной реакции или одному электрону в
данной окислительно-восстановительной реакции.
Э(Х) = 1/z·X
z≥1,
где z - эквивалентное число или число эквивалентности.
Например: Э(NaOH) =1/1NaOH, Э(H2SO4) = 1/2H2SO4, Э(AlCl3) = 1/3AlCl3.
Фактор эквивалентности fэкв – это число, обозначающее, какая
доля от реальной частицы эквивалентна одному иону водорода в
данной кислотно-основной реакции или одному электрону в данной
окислительно-восстановительной реакции. Это величина – обратная
эквивалентному
числу
z:
fэквХ = 1/z,
Э(Х) = fэквХ
fэкв ≤ 1
11
Количество вещества эквивалентов – это отношение количества
вещества к фактору эквивалентности:
n (X)
n(fэквХ) =
или n(fэквХ) = z∙n(Х)
f экв (Х)
Единица измерения – моль.
Способы выражения количества вещества эквивалентов
n(fэквХ)=
m( X )
;
M(f экв Х)
n(fэквХ)=
V(X)
;
Vm (f экв Х)
n(fэквХ)=c(fэквХ)·V
Молярная масса эквивалентов
Для молярной массы эквивалентов вещества предлагается следующая запись:
М(Х)
z
где М(Х) – молярная масса вещества.
M (Э(X)  М(1 / z Х) 
или
M (f экв X)  f экв M(X)
Молярный объем эквивалентов
связан с молярным объемом газа Vm следующим соотношением:
V (Х)
Vm (f экв Х)  f экв  Vm  m
,
z
где Vm = 22,4 л/моль (н.у.)
Молярная концентрация эквивалентов вещества
Молярная концентрация эквивалентов вещества – это величина,
равная отношению количества вещества эквивалентов растворенного
вещества X к объему раствора.
c(fэквХ) = n(fэквХ)/V
Единицы измерения - моль/м , моль/дм , моль/л.
12
Закон эквивалентов
В химической реакции вещества взаимодействуют и образуются
в количествах, пропорциональных их эквивалентам. (В. Рихтер,
1793 г). (первая формулировка закона).
Количества вещества эквивалентов всех веществ, участвующих в
реакциях, одинаковы (вторая формулировка закона).
n(fэквХ1) = n(fэквХ2) = …= n(fэквХi)
Для реагирующих веществ, находящихся в растворе, закон
эквивалентов записывают:
c(fэквХ1)·V1 = c(fэквХ2)·V2,
где V1, V2 – объемы растворов, с соответствующими молярными
концентрациями эквивалентов.
Математическое выражение закона эквивалентов:
m(Х1 )
m( Х 2 )
V (Х i )


M (f экв Х1 ) M(f экв Х 2 ) Vm (f экв Х i )
13
Раздел 2. КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Кислотные: CO2, P2O5, SO2, CrO3
кислоты
гидроксиды
Амфотерные: ZnO, Al2O3,Cr2O3, BeO, Fe2O3
Оснóвные :
NaOН, KOН, Mg(OН)2, Ca(OН)2, Fe(OН)2
Амфотерные:
Zn(OН)2, Al(OН)3, Cr(OН)3, Fe(OH)3
Одноосновные:НNO3 ,HCl, HNO2 ,HClO4
Двухосновные:Н2SO4 Н2CO3 ,H2S ,H2SiO3
Трехосновные: Н3PO4 , H3AsO4
Оснóвные: (CuOH)2CO3, MgOHCl, FeOHCl2
соли
НЕОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ
оксиды
Оснóвные: Na2O, K2O, MgO, CaO, FeO
Средние: K2CO3, Ca3(PO4)2, Na2SO4
Кислые: KHCO3, Ca(H2PO4)2, NaHSO4
14
2.1.Оксиды
Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из
которых является кислород.
Э+n2О-2n
где Э – элемент, может являться металлом и неметаллом.
Основные оксиды
– это такие оксиды,
гидратные
соединения которых
являются
основаниями.
Образуются
типичными
металлами и dэлементами
в
степени окисления
+2.
гидратное
оксид
соединение
Na2O
NaOH
СaO
Ca(OH)2
FeO
Fe(OH)2
Кислотные оксиды
– это такие оксиды,
гидратные
соединения которых
являются
кислотами.
Образуются
неметаллами и dэлементами
в
высшей
степени
окисления.
оксид
СO2
P2O5
СrO3
гидратное
соединение
H2СO3
H3PO4
H2СrO4
Амфотерные оксиды –
это
такие
оксиды,
гидратными
соединениями которых
могут
являться
и
основания, и кислоты.
Образуются
амфотерными
металлами.
оксид
ZnO
Al2O3
Cr2O3
гидратное
соединение
H2ZnO2 Zn(OH)2
HAlO2 Al(OH)3
HCrO2 Сr(OH)3
Химические свойства оксидов
основные оксиды
– основный оксид + кислота = соль + Н2О
CaО + 2 НС1 = СaС12 + Н2О;
– основный оксид + кислотный оксид = соль
Na2O + СO2 = Na2CO3;
– оксиды щелочных и щелочноземельных металлов + Н2О =
основный гидроксид
Na2O + Н2О = 2 NaOH;
CaO + Н2О = Ca (OH)2.
кислотные оксиды
– кислотный оксид + гидроксид = соль + Н2О
CО2 + Ca(OH)2 = Сa СO3 + Н2О;
15
– кислотный оксид + основной оксид = соль
SO2 + Na2O = Na2SO3;
– кислотный оксид + Н2О = кислота
CO2 + Н2О = H2СO3.
амфотерные оксиды
– амфотерный оксид + кислота = соль + Н2О
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + Н2О;
– амфотерный оксид + гидроксид = соль + Н2О
ZnO + 2 NaOH = Na2ZnO2+ Н2О.
2.2. Гидроксиды металлов
Гидроксиды – это такие вещества, которые диссоциируют в водных
растворах с отщеплением аниона гидроксогруппы ОН–.
Me(OH)n → (основный остаток)n+ + nOH–
Носителем основных свойств является гидроксид-ион ОН–.
Получение гидроксидов
Растворимые гидроксиды получаются при взаимодействии:
–. щелочных и щелочноземельных металлов с водой
2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2;
–. оксидов щелочноземельных металлов с водой
СаО + Н2О = Са(ОН)2;
–. нерастворимые гидроксиды получаются при взаимодействии
шелочей с растворимыми солями соответствующих металлов
FeCl3 + 3 NaOH = Fe(OH)3 ↓ + 3 NaCl.
Химические свойства гидроксидов
Основные гидроксиды (основания)
– основный гидроксид + кислота = соль + Н2О
Fе(ОН)2 + 2НС1 = FеС12 + 2Н2О;
– основный гидроксид + кислотный оксид = соль + Н2О
Са(ОН)2 + SO3 = CaSO4 + Н2О;
– основный гидроксид + соль = другой основный гидроксид + другая
соль
2 NaOH + CuSO4 = Cu(OH)2 ↓ + Na2SO4;
16
– основный гидроксид + основный оксид ≠
NaOH + CuO ≠;
– основный гидроксид + основный гидроксид ≠
Са(ОН)2 + NaOH ≠;
– нерастворимые в воде гидроксиды разлагаются при нагревании
t
Сu(ОН)2 
 СuО + Н2О.
Амфотерные гидроксиды
Многие малорастворимые в воде гидроксиды проявляют двойственный химический характер, т.е. в кислой среде реагируют как основания, а в щелочной–как кислоты. Объясняют это тем, что эти молекулы способны диссоциировать по двум типам–по типу кислоты и по
типу основания.
К амфотерным гидроксидам относятся:
Zn(ОН)2; Ве(ОН)2; Аl(ОН)3; Сr(ОН)3, Fe(OH)3, Pb(OH)2, Mn(OH)4,
V(OH)3, Sn(OH)2.
Молекулы Zn(ОН)2 способны диссоциировать и как основание, и как
кислота.
ZnOH+ + OH- (по типу основания)
Zn(OH)2
H+ + HZnO2- (по типу кислоты)
– амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода
Zn(OH)2 + 2НСl = ZnСl2 + 2Н2О;
Zn(OH)2 + 2Н+ = Zn2+ + 2Н2О;
– амфотерный гидроксид + щелочь = комплексная соль
Zn(OН)2 + 2NaОН- = Na2[Zn(OH)4] ;
Zn(OН)2 + 2ОН- = [Zn(OH)4]2-;
или
амфотерный гидроксид + щелочь = соль + вода
Zn(OН)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O;
Zn(OН)2 + 2ОН-= ZnO22- + 2H2O.
Доказательство амфотерности
Доказать амфотерность – написать реакции взаимодействия с гидроксидом и кислотой.
MnO
+ 2H2SO4 → Mn(SO4)2 + 2H2O;
+4 2
Mn O2 + 2NaOH → Na2MnO3 + 2H2O.
H+2Mn+4O–23
17
2.3. Кислоты
Кислотами называют соединения, состоящие из одного или
нескольких атомов H+ и кислотного остатка. Кислоты
характеризуются кислым вкусом и способностью изменять
фиолетовый цвет лакмуса на красный. Носителем кислотных свойств
является гидратированный ион водорода (Н+).
Hn(кислотный остаток) → nH+ + (кислотный остаток)nHCl → Cl‾, H2S → S2–, HNO3 → NO3‾, H2SO4 → SO42– , H3PO4 → PO43–,
H4SiO4 → SiO44–.
Заряд кислотного остатка всегда отрицателен и равен числу атомов H
в молекуле кислоты.
Классификация кислот
Сильные кислоты
Слабые кислоты
HCl, HBr, HI, НNО3, H2SО4,
остальные кислоты
HClO4, HMnO4
Сила
кислоты
определяется
константой
или
степенью
электролитической диссоциации.
Одноосновные
Многоосновные
+
содержащие один атом H
содержащие 2 и более атомов Н+
Н2SO4, Н2CO3, H2S ,H2SiO3,
НNO3 ,HCl, HNO2, HClO4
Н3PO4, H3AsO4
Бескислородные (б/к)
Кислородсодержащие (к/с)
HNO2, НNО3, H2SО4, HClO4,
HCl, HBr, HI, HF, H2S
HMnO4, Н2CO3, H2SiO3, Н3PO4,
Кислоты можно разделить на 2 группы:
окислительные и неокислительные.
К неокислительным кислотам относятся
соляная (разбавленная и концентрированная),
серная (разбавленная).
Их окислительные свойства проявляются за счет иона водорода.
Окислительные кислоты –
серная (концентрированная),
азотная (разбавленная и концентрированная).
18
Концентра
ция
Кислота
Особенности взаимодействия кислот с металлами
разб.
Соляная
НСl
конц.
разб.
Серная
H2SO4
конц.
разб.
Азотная
HNO3
конц.
Фосфор
разб.
наяH3PО4
Металлы (в порядке уменьшения активности)
активные Me
Na-Al
средне
активные
Al-Pb
мало
активные Me
Pb-H2-Ag
Соль + H2
Соль + H2
–
Соль + H2
Соль + H2
–
Соль + H2
Соль + H2
–
Соль+H2S+H2O
Соль+S+H2O Соль+SO2+H2O
Соль+NH4NO3+H2O Соль+N2+H2O
Соль+N2+H2O
Соль + H2
Соль+NO+H2O
Соль+NO2+H2O Соль+NO2+H2O
Соль + H2
–
Концентрированная азотная и серная кислоты обладают способностью
пассивировать отдельные металлы (Ti, Al, Cr, Be, Mo, Bi, Co, Fe, Mg,
Nb). При пассивации на поверхности металлов образуется защитная
плёнка оксида, предотвращающая воздействие на них кислот.
Химически активными металлами считаются металлы с электродными
потенциалами Е0 < –0,4В, а химически малоактивными с Е0 > 0. Между
указанными металлами находятся металлы средней активности. Значения электродных потенциалов приведены в таблице Приложения Л.
19
Номенклатура кислот
HСlO – хлорноватистая
ClO–– гипохлорит-ион
HСlO2 – хлористая
ClO2– – хлорит-ион
HСlO3 – хлорноватая
ClO3– – хлорат-ион
HСlO4 – хлорная
ClO4– – перхлорат-ион
HСl – соляная
Cl– – хлорид-ион
HBr – бромоводородная
Br–– бромид-ион
HF – плавиковая
F– – фторид-ион
HNO2 – азотистая
NO2– – нитрит-ион
HNO3 – азотная
NO3– – нитрат-ион
HCN – синильная
CN– – цианид-ион
HMnO4 – марганцовая
MnO4– – манганат-ион
H2MnO4 – марганцовистая
MnO42– – перманганат-ион
H2СO3 – угольная
СO32– – карбонат-ион
H2SO3 – сернистая
SO32– – сульфит-ион
H2SO4 – серная
SO42– – сульфат-ион
H2S2O7 – пиросерная
S2O72– – пиросульфат-ион
H2S2O3 – тиосерная
S2O32– – тиосульфат-ион
HCrO2 – метахромистая
CrO2–– метахромит-ион
H2CrO4 – хромовая
CrO42– – хромат-ион
H2Cr2O7 – двухромовая
Cr2O72– – бихромат-ион
HPO2 – фосфорноватистая
PO2– – гипофосфит-ион
HPO3 – метафосфорная
PO3– – метафосфат-ион
H3PO4 – фосфорная
PO43– – фосфат-ион
HBO2 – метаборная
BO2– – метаборат-ион
H2B4O7 –тетраборная
B4O72– – тетраборат-ион
H3BO3 – ортоборная
BO33– – ортоборат-ион
HAlO2 – метаалюминиевая
AlO2– – метаалюминат-ион
H3AlO3 – ортоалюминиевая
AlO33– – ортоалюминат-ион
H2SiO3 – кремниевая
SiO32– – силикат-ион
H3AsO4 – мышьяковая
AsO43– – арсенат-ион
H2ZnO2 – цинковая
ZnO22– – цинкат-ион
НСООН – муравьиная
НСОО– - формиат-ион
CH3COOH – уксусная
CH3COO– – ацетат-ион
H2C2O4 – щавелевая
C2O42– – оксалат-ион
C17H35COOH – стеариновая
C17H35COO– – стеарат-ион
20
2.4. Соли
Солями называют соединения, состоящие из катиона металла и
аниона кислотного остатка.
соли
средние
Средняя соль или
нормальная – сильный или слабый электролит, который при
электролитической
диссоциации образует
положительные ионы
основного остатка и
отрицательные ионы
кислотного остатка.
Среднюю
соль
принято определять
как продукт полной
нейтрализации
кислоты щелочью.
кислые
Кислые
соли
–
продукт
неполного
замещения
ионов
водорода кислоты на
металл:
NaНSО4,
СаНРО4, Са(Н2РО4)2.
Названия
кислых
солей:
Перед
названием
кислой соли ставится
приставка
«гидро»,
если
в
молекуле
остался один атом
водорода,
и
«дигидро»,
если
осталось два атома
водорода,
например:
NaHSO4
–
гидросульфат натрия,
K2HPO4
–
гидрофосфат калия,
KH2PO4 –
дигидрофосфат калия.
21
основные
Основные соли –
продукты неполного
замещения
гидроксогрупп
основания
на
кислотный остаток:
MgOHCl, BiOHCl2.
Названия основных
солей:
Перед
названием
основной
соли
ставится
приставка
«гидроксо»,
например:
MgOHCl
–
гидроксохлорид
магния,
Bi(OH)2NO3 –
дигидроксонитрат
висмута.
Получение солей
нормальных или средних
При взаимодействии:
1) металла с неметаллом
Fe + S = FeS;
2) кислоты с металлом
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + Н2↑;
3) кислоты с основанием
HCl + NaOH = NaCl + Н2О;
4) кислоты с основным оксидом
2 HCl + СuО = CuCl2 +Н2О;
5) кислотного оксида с основным оксидом
SO3 + СuО = СuSO4;
6) кислотного оксида с основанием
СO2 + Ca(ОН)2 = СаСО3 + Н2О;
7) кислоты с солью
H2SO4 + BaCl2 = BaSO4↓ + 2 HCl;
8) щелочи с солью
2 NaOH + CuSО4 = Сu(ОН)2 ↓ +Na2SО4;
9) двух солей
АgNО3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNО3;
10) соли с металлом
CuSO4 + Fe = FeSО4 + Сu ↓.
основных
Только многокислотные основания дают основные соли.
l) кислоты с избытком основания:
HCl + Мg(ОН)2 = MgOHCl + Н2О;
2) нормальной соли с недостаточным количеством основания:
Вi(NО3)3 + 2 NaOH = Вi(ОН)2NО3 + 2 NaNО3;
CаCl2 + КОН = СаОНСl + KCl.
кислых
Только многоосновные кислоты дают кислые соли.
l) при взаимодействии основания с избытком кислоты:
NaOH + H2SО4 = NaНSO4 + Н2О;
2) при действии на нормальную соль избытка той же кислоты:
↓СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)2.
22
получение нормальных солей из кислых
При действии основания на кислую соль получаются нормальные
соли:
2 СаНРО4 + Са(ОН)2 = Са3(РО4)2 + 2 Н2О.
получение нормальных солей из основных
Нормальные соли из основных получаются при действии кислоты на
основную соль:
MgOHCl + НСl = MgC12 + Н2О;
FеОН(NО3)2 + НNО3 = Fе(NО3)3 + Н2O.
2.5. Комплексные соединения
Комплексные соединения – определенные химические соединения,
образованные сочетанием отдельных компонентов и представляющие
собой сложные ионы или молекулы, способные к существованию как
в кристаллическом, так и в растворенном состоянии.
Комплексообразователь (центральный атом) – один из атомов,
обычно положительно заряженный, занимающий центральное место
в молекуле комплексного соединения.
Лиганды – противоположно заряженные ионы или нейтральные
молекулы, расположенные вокруг комплексообразователя.
Координационное число центрального иона – общее число σсвязей, образуемых комплексообразователем с лигандами.
внутренняя сфера
внешняя сфера
ион-комплексообразователь +
противоионы
лиганды = комплексный ион
(катион или анион соли)
Например:[Cu(NH3)4]Cl2 – хлорид тетраамин меди (II)
внутренняя
сфера
внешняя
сфера
Образование комплексных соединений связано со способностью катионов металлов присоединять определенные молекулы и/или отрицательно заряженные ионы.
Cu2++4NH3 = [Cu(NH3)4]2+
[Cu(NH3)4]2+ + 2Cl– = [Cu(NH3)4]Cl2
[ ] – комплексный ион – донорно-акцепторная связь,
Cu2+ – комплексообразователь,
NH3 – лиганды,
4 – координационное число (к/ч) [Cu(NH3)].
23
Заряд комплексного иона равен алгебраической сумме зарядов ионакомплексообразователя и лигандов.
Ион
Al3+
Zn2+
Fe2+
Fe3+
К/ч
4,6
4
4,6
4,6
Ион
Ag+
Hg+
Hg2+
Cr3+
К/ч
2
2
4
4,6
Комплексные соединения могут относиться к различным классам:
солям, основаниям, кислотам.
Комплексные ионы могут быть как положительными, так и
отрицательными, т.е. выступать в соединениях в виде катионов и в
виде анионов, например:
Na[Аu(CN)2] = Na+ + [Аu(CN)2]–;
К2[HgI4] = 2К+ + [HgI4]2–;
[Сu(NН3)4]SO4 = [Сu(NН3)4]2+ + SO42–.
Получение комплексных соединений
Один из способов получения комплексных соединений основан на
введении в химическую систему избытка лигандов для создания
соотношения, соответствующего координационному числу. На этом
принципе основаны реакции растворения некоторых осадков, в т.ч.
амфотерных гидроксидов в растворах щелочей.
а) Zn(OH)2(осадок)+2KOH = K2[Zn(OH)4]
Zn(OH)2+2OH– = [Zn(OH)4]2–;
б) AlCl3+3KOH =↓Al(OH)3+3KCl
Al(OH)3+KOH = K[Al(OH)4] или Al(OH)3+3KOH = K3[Al(OH)6]
Al(OH)3 + 3ОН– = [Al(OH)6]3–;
в) HgI2(осадок)+2KI = K2[HgI4] – тетрайодогидроаргат(II) калия
HgI2+2I– = [HgI4]2–.
Другой из способов – взаимодействие металлов с водными растворами
щелочей. Металлы, оксиды которых обладают амфотерными
свойствами, взаимодействуют с водными растворами щелочей,
образуя гидроксокомплексы. В этих реакциях окислителем является
вода, из которой восстанавливается водород:
Zn + 2H2O + 2KOH → K2[Zn(OH)4] + H2↑.
24
Химические свойства комплексных соединений
Комплексным соединениям присущи многие свойства обычных
соединений. Например, реакции обмена с участием двух солей:
3FeCl2+2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2+6KCl;
3Fe2++2[Fe(CN)6]3– = Fe3[Fe(CN)6]2.
Для комплексных соединений характерны специфические реакции,
связанные с замещением одного лиганда другим.
[Cu(H2O)4]SO4+4NH3=[Cu(NH3)4]SO4+4H2O;
[Cu(H2O)4]2++4NH3=[Cu(NH3)4]2+ + 4H2O.
Координационное число комплексного иона возрастает с
увеличением силы лиганда.
–
–
CN > NO2 > NH3 > CNS– > H2O > OH– > CL– > Br– > I–.
Лиганды, расположенные в левой части называют сильными, в правой – слабыми (относительно середины).
В водных растворах комплексные соединения диссоциируют на комплексные ионы и ионы внешней сферы;
[Сu(NН3)4]C12 ↔ [Сu(NН3)4]2+ + 2Cl–.
Ионы внешней сферы присоединены к комплексному иону ионной
связью. В незначительной степени комплексный ион тоже может диссоциировать:[Сu(NН3)4]2+ ↔ Сu2+ + 4NН3.
Константа равновесия данной системы определяет прочность
комплексного иона и называется константа нестойкости:
Cu   NH 

4
2
К нест
3
2
Cu ( NH ) 
3
 2,1  10 13
4
Чем больше Кнест, тем менее прочен комплексный ион.
Номенклатура комплексных соединений
В названии комплексных соединений отражается его состав справа
налево, в названии комплексного иона (то, что в […])
последовательно перечисляется число лигандов, название лиганда,
название иона-комплексообразователя, причем, для аниона
используются латинская основа слова, а для катиона – русская.
Например:[Cu(NH3)4]2+ – ион тетрааминмеди (II);
NH3 – амин; CN– – циано;
[Ag(NH3)2]+ – ион диамин серебра;
[Al(H2O)6]3+ – ион гексааква алюминия;
[Al(OH)4]– – тетрагидроксоалюминат;
[Cu(NH3)4](OH)2 – гидроксидтетраамин меди (II);
H2[TiCl6] – гексахлортитановая кислота.
25
Раздел 3. РАСТВОРЫ
Растворы – это системы, состоящие из двух и более компонентов,
состав и количество которых можно изменять в определенных
пределах без нарушения однородности.
Вещество, которое не меняет агрегатное состояние при растворении и
содержится в большем количестве, называется растворителем.
Истинными растворами называют однородную (гомогенную) смесь
вещества, в которой компоненты находятся в виде молекул или
ионов. Размеры частиц не превышают 1 нм. Такой раствор устойчив
долго.
Например: воздух, смесь газов – это газообразный раствор; морская
вода – это жидкий раствор различных солей в воде; большинство
сплавов металлов являются твердыми растворами.
Совокупность химических взаимодействий между растворителем и
растворенным веществом при образовании растворов называется
сольватацией (гидратацией для водных растворов), а образующиеся
химические соединения называются сольватами (гидратами для
водных растворов).
Если раствор находится в равновесии с избытком растворенного
вещества, то образуется насыщенный раствор.
Растворимость или коэффициент растворимости вещества – это
максимальное количество вещества в граммах, растворенного в 100 г
растворителя при данной температуре.
Если вещество еще может растворяться в данном растворе, то он
называется ненасыщенным. Мерой растворимости в данных
условиях служит содержание его в насыщенном растворе.
Растворимость данного вещества определяется концентрацией
его насыщенного раствора. Сведения о растворимости различных
веществ в воде при температуре 25 °С помещены в Приложении Г.
Растворимость веществ определяется двумя факторами:
1) природой вещества и его агрегатным состоянием;
2) внешними условиями (температура, давление, изменение
концентрации веществ и т.д.).
Процесс растворения сопровождается тепловым эффектом ± ∆H.
26
3.1. Способы выражения концентрации растворов
Массовая доля (процентная концентрация) ω – это отношение массы
компонента m(x) к массе всего раствора mр-ра.

mХ 
m Х 
m Х 
 100% 
 100% 
 100% ,
m р  ра
m(Х)  m р  ля
  Vр  ра
где m р-ля – масса растворителя, г;
ρ – плотность раствора, г/см3;
V – объем раствора, л.
Молярная концентрация вещества (молярность) С(х) – это отношение количества вещества n(x), содержащегося в системе, к объему V
этой системы.
n Х 
mХ 

,
V
M Х   V
где m – масса растворенного вещества, г;
М – молярная масса вещества, г/моль;
V – объем рабочего раствора, л.
Единица измерения: моль/л, моль/дм3, моль/м3.
Допускается обозначение М.
Различают одномолярные (1М), двумолярные (2М), децимолярные
(0,1М) и сантимолярные(0,01М) растворы.
Например, 1М HCl – одномолярный раствор HCl, т.е.
С(HCl)=1моль/л.
CХ  
Молярная концентрация эквивалентов (нормальность) С(fэквХ) – это
отношение количества вещества эквивалентов растворенного вещества n(fэквХ) к объему раствора V.
Cf экв Х  
n f экв Х 
m x 

,
V
М f экв Х   V
Единица измерения: моль/л.
Допускается обозначение н.
Например, 0,1н NaOH – децинормальный раствор NaOH, т.е.
С( 1 NaOH) = 0,1 моль/л.
1
27
Моляльная концентрация (моляльность) Cm(x) – это количество
растворенного вещества n x  в 1 кг растворителя.
n x 
моль/кг,
C m x  
m
где m – масса растворителя, кг.
Мольная доля Nx  вещества – это отношение количества вещества
компонента к общему количеству вещества системы. Для бинарного
раствора  n  n x   n s ,
где n s  – количество вещества растворителя,
n x 
N x  
n
Титр раствора Т(х) – это масса вещества mx  , содержащаяся в 1
m x 
см 3 раствора: Tx  
, г/ см 3
V
3.2. Растворы неэлектролитов
Неэлектролиты – это вещества (большинство органических
веществ), молекулы которых при растворении на ионы не
распадаются.
Свойства разбавленных растворов неэлектролитов
Давление пара над жидкостью. В результате естественного
испарения над жидкостью образуется пар, давление которого можно
измерить с помощью манометра. Процесс испарения – это
эндотермический процесс (∆Н>0). Одновременно с этим процессом
протекает обратный процесс – экзотермический процесс конденсации
(∆Н<0). При определенных условиях устанавливается равновесие,
которое определяется равенством скоростей испарения и
конденсации. Равновесное состояние при данной температуре
характеризуется давлением насыщенного пара.
Давление пара над раствором. Определяется первым законом
Рауля (при растворении
некоторого количества нелетучего
вещества):
P  P0  N ,
1
где P – давление насыщенного пара над раствором,
N1 – мольная доля растворителя в растворе.
Если чистый растворитель (N1 = 1), то P = P0 (давление насыщенного
28
пара чистого растворителя). Если раствор, то N1 < 1, тогда P < P0.
Отсюда, давление насыщенного пара над раствором всегда меньше,
чем над чистым растворителем.
Температура кипения жидкости. Это температура, при которой
давление насыщенного пара над жидкостью равно внешнему
давлению.
Температура кипения раствора. Мы знаем, что давление
насыщенного пара растворителя над раствором меньше, чем давление
насыщенного пара над чистым растворителем. Значит, чтобы
давление насыщенного пара стало равным внешнему давлению
(условие закипания жидкости), раствор нужно нагреть до более
высокой температуры, чем чистый растворитель. Таким образом,
температура кипения раствора (Т2) выше температуры кипения
чистого растворителя (Т1) на величину  t:
Т2= Т1+  t
Повышение температуры кипения определяется по второму закону
Рауля:
повышение
температуры
кипения
раствора
прямопропорционально моляльной концентрации растворенного
вещества, а именно:
t кип  K э  C m  K э 
m вва  1000
,
M в ва  m р ля
где mв-ва– масса растворенного вещества (г),
Mв-ва– молярная масса растворенного вещества (г/моль),
mр-ля– масса растворителя,
Кэ– эбулиоскопическая константа (0С), которая равна
повышению температуры кипения раствора при растворении 1 моль
вещества в 1 кг растворителя. Величина Кэ зависит от природы
растворителя. Для воды Кэ=0,52 0С∙моль-1. Эбулиоскопические
константы некоторых растворителей приведены в Приложении Д.
Температура замерзания жидкости. Это температура, при которой
давление насыщенного пара над жидкостью равно давлению
насыщенного пара кристаллов жидкости (Ркр(ж) = Рж).
Температура замерзания раствора. Если в равновесную систему
лёд–вода (Ркр(тв)=Рж) ввести растворимое вещество, например сахар,
то равновесие нарушится, поскольку образовался раствор и давление
насыщенного пара понизится. Это нарушение связано с конденсацией
29
избытка паров, протекающей с выделением тепла. Чтобы
восстановить равновесное состояние, необходимо в соответствии с
принципом Ле-Шателье понизить температуру на величину  t.
Следовательно, температура замерзания раствора ниже температуры
замерзания (кристаллизации) чистого растворителя. Согласно
второму закону Рауля: понижение температуры замерзания
раствора
прямопропорционально
моляльной
концентрации
растворенного вещества, а именно:
t зам  K кр  C m  K кр 
m вва  1000
,
M вва  m рля
где Ккр– криоскопическая константа (0С), которая численно равна
понижению температуры замерзания при растворении 1 моль
вещества в 1 кг растворителя. Величина Ккр зависит от природы
растворителя. Для воды Ккр=1,86 0С∙моль-1. Криоскопические
константы некоторых растворителей приведены в Приложении Д.
Осмос – это самопроизвольный переход молекул растворителя в раствор
через
полупроницаемую
перегородку
(мембрану).
Полупроницаемая мембрана представляет собой тонкую плёнку,
проницаемую для молекул растворителя и непроницаемую для
молекул растворенного вещества.
В общем случае, если концентрация растворенного вещества в
растворе А больше, чем в растворе В, то возникает самопроизвольно
поток молекул растворителя из раствора В в раствор А через мембрану (идет самопроизвольный процесс выравнивания концентраций).
Этот процесс можно прекратить, если повысить давление в растворе
А.
Разность давлений, при которой прекращается переход растворителя в раствор, называется осмотическим давлением (Росм), которое
определяется по уравнению Вант-Гоффа:
n
Pосм   RT ,
V
где n – количество растворенного вещества (моль),
V – объем раствора (л),
Т – температура (К),
R – универсальная газовая постоянная.
30
Если давление определять в атмосферах, то R  0,083
если в мм. рт. ст., то R  62,36
л  атм
,
моль  К
л  мм. рт.ст
.
моль  К
Законы Рауля и Вант -Гоффа соблюдаются лишь в разбавленных
растворах неэлектролитов. По мере повышения концентрации
растворенного вещества возрастают отклонения от законов
идеальных растворов. Поэтому для описания свойств растворов
использовать все общие закономерности, применимые к идеальным
растворам, но вместо входящих в них концентраций компонентов
ввести активности. Активность а связана с концентрацией со
следующим соотношением:
a   C ,
где γ – коэффициент активности, который формально учитывает все
виды взаимодействия частиц в данном растворе, приводящие к
отклонению от свойств идеального раствора.
3.3. Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация
Электролитами называются вещества, которые в расплавленном или
растворенном состоянии проводят электролитический ток. Молекулы
электролита при растворении распадаются на ионы – положительные
(катионы) и отрицательные (анионы). Процесс распада веществ на
ионы получил название электролитической диссоциации.
В общем виде:
КА ↔ К+ + А–.
Свойства растворов электролитов
Основные положения теории электролитической диссоциации
1. Электролиты в растворе диссоциируют на ионы. Ионы в растворе
устойчивы и по свойствам резко отличаются от их атомов.
NaCl = Na+ + Cl–
Na+ – не имеет ни запаха, ни вкуса.
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑
Cl– – безвреден;
Cl2 – отравляющее вещество.
31
Различают ионы:
– простые, состоят из атомов одного элемента:
Na+, Cl–, H+, Fe 2+, Cu2+
– сложные, состоят из атомов двух и более элементов:
OH–, SO 23  , SO 42  , NH 4
Некоторые ионы окрашены: MnO 4 – фиолетовый, Cu2+ – голубой,
Fe3+ – бурый.
2. Ионы в растворе перемещаются хаотично, «странствуют». Если в
раствор электролита опустить электроды и подать напряжения, то
пойдет электрический ток, значит, ионы получили направленное
движение: катионы – к катоду (–), анионы – к аноду (+).
3. Наряду с процессом диссоциации в растворе электролита идет процесс ассоциации, т.е образование молекул из ионов.
Количественно процесс диссоциации электролитов характеризуется:
степенью диссоциации – α, константой диссоциации – Кд,
изотоническим коэффициентом – i.
Согласно теории Аррениуса, диссоциация электролитов – процесс
обратимый, поэтому в растворах электролитов наблюдается
равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами.
Отношение количества вещества молекул электролита, распавшихся
на ионы (n1, моль), к его первоначальному (исходному) количеству
(n0, моль) называется степенью диссоциации (α):
n
  1  100 % .
n0
Если степень диссоциации электролита при его концентрации 0,1
моль/л превышает 30%, то электролиты называются сильными. Для
слабых электролитов α < 3%. Все остальные являются
электролитами средней силы.
Слабые электролиты – это вещества, диссоциация которых в
растворе протекает обратимо и устанавливается равновесие:
КА ↔ К+ + А–
Равновесие устанавливается между той частью молекул, которые
продиссоциировали (правая часть уравнения) и той частью молекул,
которые находятся в растворенном, недиссоциированном состоянии
(левая часть уравнения).
32
Сильные электролиты – это вещества, согласно электролитической
теории электролитов (П. Дебай), диссоциирующие в растворе
полностью, например:
NaOH=Na++OH–
гидроксиды
Ca(OH)2=Ca2++2OH–
HCl = H+ + Cl–
кислоты
H2SO4 = 2H+ + SO 42 
NaCl = Na+ + Cl–
средние
Fe2(SO4)3= 2Fe3+ + 3SO 42 
NaHSO4 = Na+ + HSO 4
соли
кислые
Сa(HCO3)2 = Ca2+ + 2HCO 3
AlOHCl2 = AlOH2+ + 2Cl–
основные
(Al(OH)2)2SO4 =2Al(OH)2+ + SO 42 
Константа электролитической диссоциации КД– это константа химического равновесия в растворе электролита.
Для реакции типа КА = К+ + А– константа равновесия равна:
[К  ]  [ A  ]
К равн 
Kд
[KA]
где [К+], [А–], [КA] – концентрации ионов и молекул вещества.
Существует математическая связь между степенью диссоциации и
константой диссоциации:  
KД
CМ ,

K Д  M V
m
,
где V – объем раствора,
М – молярная масса вещества,
m – масса вещества,
CМ – молярная концентрация вещества.
Эта формула справедлива, если  слабого электролита мала.
Если в растворе электролита AB степень его диссоциации равна  ,
то концентрация ионов К+ и А–, в растворе одинаковы и составляют:
[К+] = [А–] = α∙СМ
Величина константы диссоциации зависит от природы слабого электролита и растворителя, а также от температуры и не зависит от разбавления системы.
33
Изотонический коэффициент – i. Если сравнивать два раствора
(электролита
и
неэлектролита
с
одинаковой
молярной
концентрацией), то окажется, что в случае раствора электролита доля
связанного растворителя выше и поэтому свойства чистого
растворителя и раствора отличаются более резко.
Чтобы примирить эти противоречия, Вант-Гофф ввел коэффициент, названный изотоническим.
Физический смысл изотонического коэффициента: i показывает,
во сколько раз увеличилось общее число частиц в растворе в результате происшедшего частичного или полного распада молекул на ионы. Для растворов электролитов:
P  P 0  (1  N 2 ) ,
1) P  P 0  N 1 ,
где N1 – молярная доля растворителя;
N2 – молярная доля растворенного вещества.
P0  P
 N2,
P0
P0  P
i  n2

0
P
i  n 2  n1
,
где Р, (Р0) – давление насыщенного пара раствора (растворителя),
n1 – количество вещества растворителя,
n2 – количество вещества растворенного вещества.
t зам  i  K кр  Cm ,
2) t кип  i  K э  Cm ,
Pосм  i 
n
 RT .
V
Существует математическая связь между степенью диссоциации и
изотоническим коэффициентом:
 
i 1
,
к 1
где к – число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы электролита. Например,
для электролита KCl: к = 2,
т.к. в растворе образуются по одному иону калия и хлора (1+1=2);
для Al2(SO4)3: к = 5,
т.к. два иона алюминия и три сульфат-иона(2+3=5);
для Na2SO4: к = 3,
т.к. два иона натрия и один сульфат-ион(2+1=3).
Используя формулу  
i 1
, видим, что
к 1
для неэлектролитов  = 0, тогда i = 1,
для электролитов  > 0, тогда i > 1.
34
Водородный и гидроксильный показатели
Вода является очень слабым электролитом. Диссоциация воды протекает условно по уравнению, где устанавливается равновесие:
Н2О=Н++ОН–
Константа диссоциации воды равна  10 -14 .
Произведение концентраций ионов Н+ и ОН– – величина постоянная,
называемая ионным произведением воды.
Сн+ · Сон- = 10 14 =10–7 моль/л.
Такие растворы называются нейтральными.
Если в растворе Сн+ > Сон- , т.е. Сн+ > 10–7 моль/л, а Сон-<10–7 моль/л,
то реакция среды кислая.
Если в растворе Сн+ < Сон-, т.е. Сн+ < 10–7 моль/л, а Сон->10–7 моль/л,
то реакция среды щелочная.
Прологарифмируем уравнение ионного произведения воды:
lg C H   lg C OH   14 ,  lg C H   lg C OH   14 .
Величину  lg C H называют водородным показателем рН,
а величину – lgCОН- гидроксильным показателем рОН.
 lg C H   рН ;  lg CОH   рОН .
Следовательно, рН + рОН = 14.
В нейтральном растворе рН = рОН = 7.
В щелочной среде рН > 7, рОН < 7.
В кислых растворах рН < 7, рОН > 7.

3.4. Ионно-молекулярные уравнения реакций
Сущность реакций в растворах электролитов становится очевидной,
если их записывать в виде ионно-молекулярных уравнений. Правило
составления таких уравнений состоит в следующем:
Все малорастворимые, летучие вещества и слабые электролиты записывают в виде молекул, а сильные, легко растворимые – в виде ионов.
Не расписываются на ионы: газы, оксиды, нерастворимые
соединения (осадки ↓), H2S; NH4OH; CH3COOH; HMnO4.
Например: Составим ионно-молекулярные уравнения для реакции:
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaCl – молекулярное уравнение.
Ba2+ + 2Cl– + 2Na+ + SO 42  → BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl– – полное ионномолекулярное уравнение. Если теперь сократить ионы, которые в ре35
зультате реакции остаются неизменными,
Ba2+ + 2Cl– + 2Na+ + SO 42  → BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl–
получим сокращенное ионно-молекулярное уравнение:
Ba2+ + SO 42  → BaSO4↓.
Произведение растворимости
Все вещества обладают определенной растворимостью в том или
ином растворителе. Абсолютно нерастворимых веществ нет. Пусть
имеется сильный электролит КА, то между твердым веществом и его
насыщенным раствором установится равновесие:
КА = К+ + А–,
ПР(КА) = [К+] [А–].
Произведение равновесных концентраций ионов в насыщенном
растворе малорастворимого сильного электролита при данной
температуре есть величина постоянная, называемая произведением
растворимости. Если произведение концентраций ионов в растворе
превышает величину ПР, то выпадет осадок, если же не достигает величины ПР, то осадок образоваться не может. Численное значение
произведения растворимости электролита нетрудно найти, зная его
растворимость.
Например, растворимость сульфата кальция при 20 °С равна 1,5∙10–2
моль/л. Это значит, что в насыщенном растворе концентрация
каждого из ионов Ca2+ и SO 42  равна 1,5∙10–2 моль/л. Следовательно,
произведение растворимости этой соли:
ПР(СaSO4) = [Ca2+]∙[SO 42  ] = (1,5∙10–2)2 = 2,25·10-4.
Таблица произведений растворимости в Приложении Е.
3.5. Гидролиз
Гидролизом соли называется взаимодействие слабых ионов соли с
водой, в результате, которого образуется молекула или ион слабого
электролита и изменяется реакция среды.
Соли, в состав которых входит катион сильного основания и анион
слабой кислоты, при гидролизе создают щелочную среду (рН > 7),
так как в результате гидролиза получается слабая кислота или анион
кислой соли.
Например:
К2СО3 + Н2О ↔ КОН + КНСО3,
СО32- + НОН ↔ ОH- + НСО3-,
рН > 7
36
Соли, в состав которых входит катион слабого основания и анион
сильной кислоты при гидролизе, создают кислую среду (рН < 7)
вследствие образования слабого основания или катиона основной
соли.
Например:
CuC12 + Н2О ↔ CuOHCl + HCl,
Сu2+ + НОН ↔ CuOH+ +Н+ .
рН <7
Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами,
подвергаются полному гидролизу, если слабые ионы однозарядные,
так как в результате образуются два слабых электролита.
Например:
СН3СООNН4 + Н2О → СН3СООН + NН4ОH,
СН3СОО- + NH4+ + НОН → СН3СООН + NH4ОH,
рН  7
В случае, если ионы разнозарядные, то гидролиз протекает следующим образом:
(NН4)2S + Н2О → NН4HS + NН4ОH,
NH4+ + S2– + НОН → NH4ОH + HS–,
рН  7
слабощелочная
Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами,
гидролизу не подвергаются, так как ни один из ионов не будет
связывать молекулы воды с образованием слабого электролита.
Например:
КNО3 + Н2О ≠.
Степень гидролиза (отношение числа гидролизованных молекул к
общему числу растворенных молекул) увеличивается при
разбавлении раствора и при повышении температуры.
37
Раздел 4. ЭЛЕКРОХИМИЧЕСКИЕ СИСТЕМЫ
Электрохимические процессы – процессы взаимного превращения
химической и электрической форм энергии.
Электрохимические процессы можно разделить на две основные
группы:
1) Процессы превращения химической энергии в электрическую (в
гальванических элементах);
2) Процессы превращения электрической энергии в химическую
(электролиз).
Простейшая электрохимическая система состоит из двух электродов
и ионного проводника между ними. Электроды замыкаются
металлическим проводником. Ионным проводником (проводником 2го рода) служат растворы или расплавы электролитов, а также
твердые электролиты. Электродами называют проводники, имеющие
электронную проводимость (проводники 1-го рода) и находящиеся в
контакте с ионным проводником. Для обеспечения работы системы
электроды соединяют друг с другом металлическим проводником,
называемым
внешней
цепью электрохимической системы.
Рассмотрим вначале общие закономерности электрохимических
процессов, относящиеся как к превращению электрической энергии в
химическую, так и к превращению химической энергии в
электрическую. К ним относятся законы Фарадея, термодинамика и
кинетика электрохимических процессов.
Законы Фарадея
С учетом современной терминологии законы Фарадея можно записать
в следующем виде:
1) количество
вещества,
испытавшего
электрохимические
превращения на электроде, прямо пропорционально количеству
прошедшего электричества;
2) массы прореагировавших на электродах веществ при постоянном,
количестве электричества относятся друг к другу как молярные массы
их эквивалентов.
При превращении одного моля эквивалентов вещества на электроде
через него проходит 96484, или округленно 96500 Кл (Ас). Эта
величина называется постоянная Фарадея F. Постоянную Фарадея F
можно рассчитать, исходя из того, что один моль эквивалентов
38
вещества несет 6,022∙1023 элементарных зарядов (постоянная
Авогадро), а элементарный заряд равен 1,602∙10–19 Кл. Отсюда F =
6,0220∙1023 · 1,602∙10–19 = 96484 или –96500 Кл/(моль∙экв).
4.1. Степень окисления
Для характеристики состояния элементов в соединениях введено понятие степени окисления. Под степенью окисления (СО) понимается
условный заряд атома в соединении, вычисленный, исходя из предположения, что соединение состоит из ионов.
Определение степени окисления проводят при помощи следующих
правил:
1. Степень окисления элемента в простом веществе, например, в
металле или в простой молекуле, например, Н2, N2, O3, равна нулю.
2. Элементы, которые имеют постоянную степень окисления:
– элементы I, II-ой групп, главных подгрупп периодической системы
Менделеева, соответственно для I: +1, для II: +2,
–фтор F: –1,
– алюминий Al: +3,
– цинк Zn: +2,
2 1
1
1
– кислород O: –2 (Исключение: О F 2 , H 2 O 2 ),
1 1
1 1
– водород H: +1 (Исключение: гидриды – Li H, Ba H 2 ).
3. В целом молекула электронейтральна. Это значит, что сумма
произведений степеней окисления элемента на количество этого
элемента в химическом соединении, равна нулю для молекулы или
заряду иона в молекулярном ионе, т.е.
количество катионов (+) = количеству анионов (–)
Большинство элементов могут проявлять переменную СО в
соединениях. Возможные степени окисления элементов приведены в
Приложении Ж.
4. Степень окисления элемента в виде одноатомного иона в соединении, имеющем ионное строение, равна заряду данного иона, например,
+ 1 –1 +2 –1 +3 –1
+4 –1
NaI, MgCl2, AlF3, ZrBr4.
5. Заряд кислотного остатка всегда отрицателен и равен числу атомов H в молекуле кислоты:
HNO3 → NO3‾, H2SO4 → SO42– , H3PO4 → PO43–.
39
Например, рассчитаем степень окисления атома азота в соединениях
KNО2 и HNО3. Степень окисления водорода и щелочных металлов в соединениях равна +1, а степень окисления кислорода –2. Соответственно, степень окисления азота равна:
1 х 2
К N O
3
→ 1 + x + 3∙(–2) = 0,
1  5 2
x = +5 → К N O 3
Аналогичным способом можно определить степень окисления
элементов в любых соединениях.
4.2. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)
Реакции, в результате которых изменяются степени окисления двух и
более элементов, называются окислительно-восстановительными.
Восстановитель
Окислитель
Вещество, в состав которого вхо- Вещество, в состав которого
дит элемент, отдающий электро- входит элемент, принимающий
ны (увеличивающий степень электроны
(уменьшающий
окисления, СО↑).
степень окисления, СО↓).
ОВР – два взаимно противоположных процесса. Каждый элемент
имеет высшую окисленную форму ВОФ и низшую восстановленную
форму НВФ.
+ē – окислитель, принимает ē, СО↓, – процесс восстановления;
–ē – восстановитель, отдает ē, СО↑, – процесс окисления.
40
Нахождение коэффициентов при уравнивании ОВР
Существует два способа уравнивания ОВР
1. метод электронного баланса;
2. метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций).
Метод электронного баланса
Уравнивание ОВР основано на том, что число отданных и принятых ē
должно быть одинаковым.
Порядок уравнивания ОВР:
1. Находим элементы которые меняют СО;
2. Составляем схему передачи ē;
3. Уравниваем число отданных и принятых ē;
4. Выставляем коэффициент перед окислителем и восстановителем
в молекулярном уравнении;
5. Уравниваем элементы которые не меняли СО.
Например:

7 2

K Mn O 4 
окислитель
2
10
5
Mn
2
H S
2
восстановитель
7

6 2
0
2 6 2

6 2

2
 H 2 S O 4  S   Mn S O 4  K 2 S O 4  H 2 O
 5е  Mn  2
S 2   2 е  S0
 процесс восстановл ения
 процесс окисления
2Mn  7  5S2   2Mn 2   5S0

7 2

2

6 2
0
2 6 2

6 2

2
2 K Mn O 4  5 H 2 S  3 H 2 S O 4  5 S   2 Mn S O 4  K 2 S O 4  8H 2 O
Метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций)
При составлении уравнений реакций по методу полуреакций
(электронно-ионного баланса) необходимо следовать следующим
правилам:
1. Соблюдать равенство суммарного числа электронов, отданных
восстановителем и принятых окислителем. Электронный баланс
сохраняет электронейтральность системы.
2. Сохранить число атомов исходных веществ в продуктах реакций
независимо от изменения состава исходного соединения. Этот баланс
основан на законе сохранения массы веществ при их химических
превращениях.
3. Условно расчленить суммарный химический процесс на частные
реакции – окислительную и восстановительную, в которых наряду с
41
молекулами (ионами) участниками превращения являются
электроны. Число электронов, отданных одной частицей
восстановителя, является коэффициентом при молекуле (ионе)
окислителя в суммарном уравнении. Аналогично число электронов,
принятых
окислителем,
является
коэффициентом
при
восстанавливающей частице.
4. Окислительная система – система, имеющая наибольшее
значение стандартного электродного потенциала
Аокисл.ф.I + nē ↔ Bвосст.ф.I
Восстановительная система – это система, имеющая меньшее
значение стандартного электродного потенциала
Ввосст.ф.II – nē ↔ Аокисл.ф.II
Суммарное уравнение реакции:
Аокисл.ф.I + Ввосст.ф.II ↔ Аокисл.ф.II + Bвосст.ф.I
5. Реакции в водных растворах целесообразно отображать ионномолекулярными уравнениями, так как обмен электронами
осуществляется преимущественно при участии ионов веществ.
Малорастворимые, твердые и газообразные вещества и слабо
диссоциирующие вещества записываются только в молекулярной
форме. Если реакция идет в кислой среде, то продуктами ее являются
соли всех металлов данной кислоты и вода.
6. При составлении уравнения реакции с кислородсодержащими
анионами ( Cr2 O 72 , MnO 4 , NO 2 , SO 32 , SO 24 и т.д.) следует иметь в
виду, что в водных растворах связывание избыточного кислорода и
присоединение кислорода восстановителем происходит по-разному в
кислой, нейтральной и щелочной средах. В кислых растворах
избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием
молекул воды, а в нейтральных и щелочных – молекулами воды с
образованием гидроксид-ионов, например:
MnO 4 + 8H+ + 5ē ↔ Mn2+ + 4H2O – кислая среда;
NO3 + 6H2O + 8ē ↔ NH3 + 9OH– – нейтральная и щелочная среда.
Присоединение кислорода восстановителем осуществляется в кислой
и нейтральной средах за счет молекул воды с образованием ионов
водорода, а в щелочной среде – за счет гидроксид-ионов с
образованием молекул воды, например:
I2 + 6H2O – 10ē ↔ 2 IO 3 + 12H+ – кислая и нейтральная среда;
CrO 2 + 4OH– – 3ē ↔ CrO 24 + 2H2O – щелочная среда.
42
Например:
а) K2Cr2O7 + H3PO3 + H2SO4 → Cr2(SO4)3 + H3PO4 + K2SO4 + H2O,
1 Cr2O72– + 6ē + 14H+ = 2Cr3+ + 7H2O – процесс восстановления
3 H3PO3 – 2ē + H2O = H3PO4 + 2H+ – процесс окисления
Cr2O72– + 14H+ + 3H3PO3 + 3H2O = 3H3PO4+ 6H+ +2Cr3+ + 7H2O,
после сокращения H2O и H+, имеем:
Cr2O72– + 8H+ + 3H3PO3 = 3H3PO4 + 2Cr3+ + 4H2O,
тогда молекулярное уравнение имеет вид:
K2Cr2O7+3H3PO3+4H2SO4 = Cr2(SO4)3+3H3PO4+K2SO4+4H2O.
K2Cr2O7 – окислитель;
H3PO3 – восстановитель.
б) Na2SO3 + KMnO4 + H2O → Na2SO4 + MnO2 + KOH,
3 SO32– – 2ē + 2ОН- = SO42–+ H2O – процесс окисления
2 MnO4– + 3ē + 2H2O = MnO2 + 4OH– – процесс восстановления
3SO32– + 6ОН– + 2MnO4– + 4H2O = 3SO42–+ 3H2O + 2MnO2 + 8OH–,
после сокращения H2O и OH–, имеем:
3SO32– + 2MnO4– + H2O = 3SO42– + 2MnO2 + 2OH–,
тогда молекулярное уравнение имеет вид:
3Na2SO3 +2 KMnO4 + H2O = 3 Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH.
Na2SO3 – восстановитель;
KMnO4 – окислитель.
При уравнивании реакций методом электронно-ионного баланса
(методом полуреакций) записываем две полуреакции – окисления и
восстановления, в которых сильные электролиты пишем в виде
ионов, а слабые – в виде молекул. Затем каждую полуреакцию
уравниваем.
Уравнивание полуреакций зависит от среды раствора. Если среда кислая, то для уравнивания используем ионы водорода Н+ и Н2О
(добавляем где недостаток кислорода), а если щелочная – то гидроксо-группы ОН– и Н2О (добавляем где избыток кислорода). После
этого уравниваем число отданных и принятых электронов,
выставляем коэффициенты перед полуреакциями окислителя и
восстановителя и записываем суммарное ионно-молекулярное
уравнение с учетом выставленных коэффициентов. В полученном
уравнении приводим подобные члены и переносим коэффициенты в
молекулярное уравнение.
43
Направление ОВР
Количественной характеристикой окислительно-восстановительных
процессов являются нормальные окислительно-восстановительные
потенциалы окислителей и восстановителей или стандартные потенциалы электродов.
При E 0ок  ля > E 0вос  ля окислительно-восстановительная реакция возможна,
и наоборот.
Величины стандартных окислительно-восстановительных потенциалов приведены в Приложении Л.
Например:
Возьмем реакцию, в результате которой железо окисляется до
железа (II):
1
0
2
0
Fe  2H Сl  FeCl 2  H 2
Fe 0  2е  Fe 2 
E 0вос  ля   0,44B
вос  ль
1
0
2H   2 е  H 2
E 0ок  ля  0,0B
 процесс окисления
 процесс восстановления
ок  ль
0

2
0
Fe  2H  Fe  H 2
Так как E 0ок ля > E 0восля , реакция возможна.
Рассмотрим возможность окисления железа до железа (III):
0
1
3
0
2Fe  3 H 2 S O 4 разб.  Fe 2 (S O 4 )3  3H 2
Fe 0  3е  Fe 3 
вос  ль
6
0
2H   2 е  H 2
E 0вос  ля   0,33B (в кислой среде)
E 0ок  ля  0,0B
ок  ль
Так как E 0ок ля < E 0восля , реакция невозможна.
2Fe + 3H2SO4 разб ≠ Fe2(SO4)3 + 3H2
Вывод: неокислительной кислотой Fe0 окисляется только до Fe2+.
44
4.3. Гальванический элемент Даниэля-Якоби
При погружении металла в раствор собственных ионов начинается
сложное взаимодействие металла с компонентами раствора. Наиболее
важной является реакция поверхностных ион-атомов металла, находящихся в узлах решетки, с полярными молекулами воды, ориентированными у поверхности электрода.
Металл становится заряженным отрицательно, а раствор – положительно. Положительно заряженные ионы из раствора притягиваются к
отрицательно заряженной поверхности металла.
На границе металл–раствор возникает двойной электрический слой.
Между металлом и раствором возникает разность потенциалов,
которая называется электродным потенциалом или потенциалом
электрода.
Гальванический элемент Даниэля-Якоби (рис.4.3) состоит из медной
пластины, погруженной в раствор CuSО4, и цинковой пластины, погруженной в раствор ZnSО4.
Рис.4.3. Двойной электрический
слой на границе раздела
металл–раствор.
Схема гальванического
элемента Даниэля-Якоби.
45
При работе элемента Даниэля – Якоби протекают следующие процессы:
1) реакция окисления цинка Zn0 – 2е → Zn2+
Процессы окисления в электрохимии получили название
анодных процессов, а электроды, на которых идут процессы
окисления, называют анодами;
2) реакция восстановления ионов меди Сu2+ + 2е → Сu0
Процессы восстановления в электрохимии получили название
катодных процессов, а электроды, на которых идут процессы
восстановления, называют катодами;
3) движение электронов во внешней цепи;
4) движение ионов в растворе: анионов (SO 24  ) к аноду, катионов
(Cu2+, Zn2+) к катоду. Движение ионов в растворе замыкает
электрическую цепь гальванического элемента. Суммируя электродные реакции, получаем:
Zn + Cu2+ = Сu + Zn2+.
Суммарная химическая реакция, протекающая в гальваническом
элементе, называется токообразующей. При схематической записи,
заменяющей рисунок гальванического элемента, границу раздела
между проводником 1 -го рода и проводником 2-го рода обозначают
одной вертикальной чертой, а границу раздела между проводниками
2-го рода – двумя чертами. Схема элемента Даниэля-Якоби,
например, записывается в виде
Zn | Zn2+ || Cu2+ | Сu
4.4. Электродвижущая сила (ЭДС)
Электрическая работа равна произведению разности потенциалов
электродов на количество электричества. Максимальная разность
потенциалов электродов, которая может быть получена при работе
гальванического элемента, называется электродвижущей силой
(ЭДС). Она равна разности равновесных потенциалов катода и анода
элемента. Максимальная электрическая работа гальванического
элемента при превращении одного моля вещества Wэ равна
Wэ = nFEэ
где Еэ – ЭДС гальванического элемента,
n – число молей эквивалентов в одном моле вещества.
46
ЭДС элемента равна разности равновесных потенциалов положительного электрода (в элементе катода) и отрицательного электрода в
элементе анода). Если потенциал одного из электродов принять
равным нулю, то относительный потенциал второго электрода будет
равен ЭДС элемента. Таким образом, можно определить
относительный потенциал любого электрода.
Стандартный водородный электрод
За нуль принят потенциал стандартного водородного электрода.
Такой
электрод
состоит
из
платинированной
платины,
контактирующей с газообразным водородом, находящимся под
давлением 100 кПа (р=1), и раствором, в котором активность ионов
Н+ равна единице. Водородный электрод относится к газовым
электродам, т.е. электродам, в которых, по крайней мере, одни из
реагентов является газообразным. Так как для протекания
электродной реакции необходим подвод и отвод электронов, то
газовые электроды содержат проводники 1-го рода, которые
непосредственно в реакции не участвуют (их ионы не переходят в
раствор) и в ходе реакции не меняются. В качестве проводника 1-го
рода для стандартного водородного электрода служит платина. При
контакте платины с молекулярным водородом происходит адсорбция
водорода на платине. Адсорбированный водород, взаимодействуя с
молекулами воды, переходит в раствор в виде ионов, оставляя в
платине электроны. При этом платина заряжается отрицательно, а
раствор – положительно. Возникает скачок потенциала между
платиной и раствором. Наряду с переходом ионов в раствор идет
обратный процесс восстановления ионов Н+ с образованием молекул
водорода. Равновесие на водородном электроде можно представить в
виде
2Н+ + 2е ↔ Н2
Абсолютное значение потенциала водородного электрода неизвестно,
но условно его считают за нуль.
Водородная шкала потенциалов
Для определения потенциалов электродов по водородной шкале
собирают гальванический элемент, одним из электродов которого
является измеряемый, а вторым – стандартный водородный электрод.
Схему такого элемента записывают следующим образом: слева –
водородный электрод, справа – измеряемый электрод. Например,
47
схема гальванического элемента для измерения потенциала
цинкового электрода имеет вид: Н2, P t |H + l | | Z n 2 + | Z n
а схема элемента для измерения потенциала медного электрода:
H2, Pt |H+1||Cu2+ | Cu
Схема водородного электрода
ЭДС элемента равна разности потенциалов правого и левого
электродов. А так как потенциал левого электрода условно
принимается равным нулю, то ЭДС измеряемого элемента будет равна
потенциалу) правого электрода.
Таким образом, электродный потенциал по водородной шкале Е – это
ЭДС электрохимической системы, в которой справа расположен
данный электрод, а слева – стандартный водородный электрод.
4.5. Электролиз
Электролизом называют процессы, происходящие на электродах под
действием электрического тока, подаваемого от внешнего источника.
При электролизе происходит превращение электрической энергии в
химическую.
Ячейка для электролиза, называемая э л е к т р о л и з е р о м , состоит
из двух электродов и электролита.
Электрод, на котором идет реакция восстановления ( к а т о д ) , у электролизера подключен к отрицательному полюсу внешнего источника
тока.
Электрод, на котором протекает реакция окисления (а н од ), подключен к положительному полюсу источника тока.
48
Электролиз с инертным анодом
Порядок разрядки анионов на аноде:
2–
–
–
–
2– –
SO4 , NO3 , OH , Cl , S , I
кислородосодержащие
бескислородные
1) На аноде окисляются бескислородные анионы
–
0
A(+): 2Cl – 2ē = Cl2
– процесс окисления
2) Кислородосодержащие анионы на аноде из раствора не
окисляются, вместо них окисляются молекулы H2O
+
A(+): 2H2O – 4ē = O2 ↑ + 4H – окисление
Примеры:
1) Электролиз раствора CuSO4:
2+
CuSO4 = Cu
2+
+ SO4
2–
+ H2O (раствор)
0
2 K(–): Cu + 2 ē = Cu – восстановление
+
1 А(+): H2O: 2H2O – 4 ē = O2↑ + 4H – окисление
2+
0
+
2Cu + 2H2O = 2Cu + O2 + 4H
Если какие-либо ионы не расходуется на электродах, то протекают
побочные процессы.
Побочные продукты:
К(–): нет побочных продуктов,
2–
+
А(+) 2SO4 + 4H = 2H2SO4
2CuSO4 + 2Н2О электролиз
  2Cu0 + O2↑ + 2H2SO4
2) Электролиз раствора NaCl:
+
–
NaCl = Na + Cl + H2O (раствор)
+
1 K(–): Na , H2O: 2H2O + 2ē = H2↑ + 2OH– – восстановление
–
–
1 А(+): Cl , H2O: 2Cl – 2ē = Cl2
–
– окисление
H2O + 2Cl = H2↑ + Cl2↑ + 2OH–
Побочные продукты:
+
K(–): 2Na + 2OH– = 2NaOH
2NaCl + 2Н2О электролиз
  H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH – промышленный
способ получения щелочи NaOH.
49
3) Электролиз раствора Ni(NO3)2:
2+
–
Ni(NO3)2 = Ni + 2NO + H O (раствор)
2+
3
2+
2
0
K(–): Ni : Ni + 2ē = Ni
1
H2O: 2H2O + 2ē = H2↑ + 2OH–
восстановление
–
+
1 А(+): NO3 , H2O : 2H2O – 4ē = O2↑ + 4H
2+
0
– окисление
+
4H2O + Ni = Ni + H2↑ + 2OH– + O2↑ + 4H
Побочные продукты:
2+
K(–): Ni + 2OH– = Ni(OH)2,
–
+
А(+): NO3 + 4H = 4HNO3
0
2Ni(NO3)2 + 4H2O электролиз
  Ni + H2↑ + O2↑ + 4HNO3 + Ni(OH)2
4) Электролиз расплава Ca(OH)2:
Ca(OH)2 = Са2+ 2ОН–
2+
2 K(–): Са + 2ē = Са – восстановление
–
1 А(+): 4 ОН – 4ē = O2 + 2H2O – окисление
2Са
2+
–
+ 4ОН = 2Са + O2 + 2H2O
2Са(ОН)2 электролиз
  2Сa +O2 +2H2O
Электролиз с растворимым анодом
Металл растворимого анода соответствует катиону металла в
растворе его соли.
Пример: раствор CuSO4 (А–Сu)
Металл анода при электролизе растворяется, окисляется.
2+
1 К(–): Cu + 2ē = Сu восстановление
2+
1 А(+): Сu0 – 2ē = Cu
окисление
2+
2+
Cu + Cu = Cu + Cu
Используют для рафинирования (очистки) металлов.
4.6. Коррозия и защита металлов от коррозии
Коррозия – это разрушение металлов под воздействием окружающей
среды. Разрушение – это окисление металлов, т.е. отдача ē. Коррозию
можно разделить на следующие виды по характеру среды: газовая,
атмосферная, в расплавах и растворах, почвенная, в морской воде.
50
По механизму протекания процесса коррозия бывает:
химическая
электрохимическая
Окисление металла при высоких Разрушение
металла
в
температурах
в
отсутствии токопроводящих средах.
влажности или в неорганических В
качестве
токопроводящей
растворителях.
На
практике среды служат:
наблюдаем
в
средах,
не –
растворы
электролитов
проводящих электрический ток (растворы
кислот,
щелочей,
(сухие газы, бензин), в двигателях солей)
внутреннего
сгорания, – любой водоем
турбореактивных двигателях, при – влажный воздух
термической обработке металлов. – почва
На
поверхности
металла
образуется плёнка продуктов
коррозии.
Дальнейшее
протекание
коррозионного
процесса зависит от плотности и
прочности плёнки, а также от её
сцепления с металлом.
Электрохимическая
коррозия
протекает в несколько стадий
через
образование
микрогальванических элементов.
Гальванопары образуются:
а)
при
контакте
металлов
различной активности;
б) при контакте металлов с
растворами
различной
концентрации;
в) при наличии различных примесей в металле (графит в чугуне,
карбид в стали и т.д.)
Между протеканием химической и электрохимической коррозии существует принципиальное отличие: при электрохимической коррозии
элементарные акты окисления и восстановления пространственно
разделены, а при химической коррозии осуществляется непосредственный контакт восстановителя с окислителем.
Чаще встречается электрохимическая коррозия, которая возможна в
электропроводных средах, протекающая за счёт образования и работы короткозамкнутых микрогальванопар. Средой же, проводящей
электрический ток, может служить даже влага, адсорбированная на
поверхности металла из атмосферы воздуха.
В микрогальванопарах на анодных участках, xapaктepизующихся
меньшим значением потенциала, идёт окисление металла:
51
+n
А(+): Ме – nē = Me – окисление
А на катодных – восстановление окислителя. Процесс приобретения
электронов на катодных участках называется деполяризацией.
Катодный процесс зависит от среды раствора.
+
1) в кислой среде рН < 7 (Н ) происходит процесс с водородной деполяризацией:
К(–): 2Н+ + 2ē → Н2;
2) в присутствии кислорода происходит процесс с кислородной
деполяризацией:
К(–): 2Н2О + О2 + 4ē → 4 ОН–.
Первая реакция встречается в кислых растворах, а вторая – в нейтральных.
Примеры:
1) С водородной деполяризацией:
Рассмотрим работу гальванопары Zn – Fe, погруженной в кислую
среду. Участок с меньшим потенциалом (Zn) является анодом. На нём
идёт окисление:
А(+): Zn – 2ē → Zn2+.
Участок с большим потенциалом (Fе) – катод. Катодный процесс
представляет собой водородную деполяризацию:
К(–): 2Н+ + 2ē → Н2.
Внутри металлов возникают микротоки за счёт переноса электронов
от анода к катоду.
Металл
Электролит
А(Zn)
К(Fe)
2ē
Zn0 → Zn2+(р-р)
2ē + 2H+ → H2↑
Работа гальванопары Zn – Fe
+
2ē + 2H →
H2↑
2) С кислороднойК(Fe)
деполяризацией
(наблюдается
в случае коррозии
металлов в воде, почве):
Примером может служить покрытие железа ржавчиной во влажном
воздухе, при котором образуется гидроксид железа (II), окисляющийся постепенно до гидроксида железа (III):
А(+):
2 Fe – 4ē → 2 Fe2+
– окисление
–
К(–):
2Н2О + О2 + 4ē → 4 ОН – восстановление
52
2 Fe + 2 Н2О + О2 = 2 Fе(ОН)2,
4 Fе(ОН)2 + О2 + 2 Н2О = 4 Fе(ОН)3.
Защита металлов от коррозии
1) Создание антикоррозионных сплавов.
2) Легирование металлов – добавление Mn, Ni, Cr, Si, W, V при
выплавке стали.
3) Нанесение защитных покрытий на изделия из металлов: покрытие
металлами, лаками, красками, различными пластмассами. Покрытия
металлами делятся на покрытия анодное и катодное.
Анодным называют покрытие Катодным называют покрытие
более
активным
металлом, менее активным металлом, когда
электродный потенциал которого электродный потенциал покрытия
меньше,
чем
электродный будет
больше
электродного
0
потенциал металла изделия Е покр потенциала изделия Е0покр > Е0издел
< Е0издел (Приложение Л). В (Приложение Л). В случае
случае нарушения целостности нарушения целостности покрытия
покрытия
разрушается
само разрушается изделие (лужение,
хромирование).
покрытие (оцинковывание).
Анодное покрытие более надежно защищает металлические изделия в
случае его нарушения.
4) Протекторная защита. Если к изделию из металла прикрепить
(приварить) пластину из более активного металла, то окисляться
будет последний, а изделие не корродирует. Используется в
судостроении: к корпусу судна приваривают пластину из Zn или Al.
5) Электрохимическая защита – предусматривает создание высокого
потенциала на защищаемом металлическом изделии. Достигается это
соединением защищаемого изделия проводником с более активным
металлом или подсоединением к нему отрицательного полюса
источника тока (катодная поляризация).
6) Создание антикоррозионной среды: удаление газов-окислителей из
токопроводящей среды путем аэрации; использование ингибиторов,
которые замедляют скорость электрохимической коррозии.
В раствор электролита добавляют уротропин, хроматы, фосфаты, йодиды и т.д.
53
Раздел 5. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА
5.1. Строение атома
Молекула
атом
ядро
электрон
протон р+
нейтрон n0
Заряд ядра равен количеству электронов и равен порядковому номеру
элемента в таблице периодической системы Д.И. Менделеева.
Например: кислород О
Заряд ядра
Количество электронов = 8
Порядковый номер
Состав ядра
A= p++n0 ,
где A–массовое число,
p+ или Z–число протонов и порядковый номер элемента,
n0 или N–число нейтронов.
Например: ядро атома натрия содержит 11 протонов и 12 нейтронов,
массовое число – 23.
Z = 11
23
11
А = 23
Na
N = 12 (23-11)
54
Изотопы – разновидности атомов Например: изотопы
одного элемента обладающие кислорода О: 168 O , 178 O , 188 O ;
одинаковыми зарядами ядер, но
38
40
аргона Ar: 36
18 Ar , 18 Ar , 18 Ar ;
разными массовыми числами.
40
41
калия К: 39
19 K , 19 K , 19 K .
Атомная масса элемента равна
среднему значению из масс всех
его природных изотопов с учетом
их распространенности.
Приводится в периодической системе Менделеева.
Например: природный Cl состоит
из 75,4% изотопа с массовым
числом М=35, а 24,6% с М=37. 
а. м. = 35,453
Ядерные реакции – превращения атомных ядер в результате их
взаимодействия с элементарными частицами и друг с другом.
Краткая запись:
Например:
27
30
Al
(

;

)
Si
27
4
30
1
226
222
13 Al  2 He  14 Si  1 H
Ra
(

;

)
Rn
226
4
222
14
88 Ra  2 He  86 Rn
N(; )17 O
14
4
17
1
7 N  2 He  8 O  1 H
Обозначения:
 – частицы ( 42 He );  – протона ( 11 H ); (–)черточка – отсутствие действующей частицы в случае радиоактивного распада.
Элементы, состоящие только из радиоактивных изотопов называются
радиоактивными: элементы с Z = 43,61,84–107.
Использование радиоактивных изотопов.
По химическим свойствам радиоактивные изотопы почти не
отличаются от стабильных. Они служат в качестве «меченых» атомов.
Используются в научных исследованиях в промышленности, медицине, биологии и химии.
55
5.2. Модель состояния электрона в атоме
Квантовые числа
Положение электрона в атоме описывается набором из четырех квантовых чисел. Охарактеризовать электронное строение атома – это
значит указать значения четырех квантовых чисел для всех его
электронов.
Главное квантовое число (n) У атомов элементов первого
определяет размер электронного периода – один энергетический
облака, размер орбитали, номер уровень (n = 1), второго
энергетического уровня и энергию периода – 2 уровня (n = 2),
электрона на данном уровне, третьего – 3 уровня (n = 3) и
соответствует номеру периода в т.д.
таблице Менделеева.
Орбитальное квантовое число (  ) Число орбиталей равно числу
характеризует энергию электрона на значений

на
данном
данной орбитали (энергетическом энергетическом уровне.
подуровне)  = 0, 1, 2,...(n – 1). Если  = 0 (s-электроны), то
Оказалось, что в пределах одного орбиталь имеет сферическую
квантового слоя электроны могут форму;  = 1 (р-электроны) –
образовывать облака различной гантелеобразную;  = 2 (dформы.
электроны) – форму четырех
лепестковой розы.
Число n обозначается цифрой, а  строчной буквой: 0 – s, 1 – р, 2 – d,
3 – f. Число электронов для данного  указывается индексом сверху.
Например: Бор – 5В 1s22s22р1 – это означает, что в атоме бора есть 2
электрона, у которых n = 1, а  = 0; 2 электрона с n = 2 и  = 0, и 1
электрон с n = 2 и  = 1.
Магнитное квантовое число ( m  )
характеризует энергию электрона на
данной ориентации орбитали и принимает значения –  , 0,  ;
 = n–1.
Допускаются
лишь
строго
определенные
ориентации
электронных
облаков
в
пространстве.
56
Число возможных значений m 
для
данного
значения
определяет число возможных
ориентации данного облака в
пространстве. Так, s-облако
имеет 1 ориентацию, р – 3
ориентаций, d – 5 ориентаций, а
f – 7 ориентаций.
всех
электронов
ms – магнитное спиновое число Для
характеризует собственный момент абсолютное значение спина
количества движения электрона, в всегда равно s=1/2. Проекция
результате
вращения
вокруг спина на ось z (магнитное списобственной оси. Такое движение новое число ms) может иметь
называется спином. Спин – это лишь два значения:
собственный
момент
импульса ms = +1/2 или ms = –1/2.
электрона,
не
связанный
с
движением в пространстве.
Возможные значения квантовых чисел
ml
ms
n
l
1 0
0
±1/2
2 0, 1
0; 1, 0, –1
±1/2
3 0, 1, 2
0; 1, 0, –1; 2, 1, 0, –1, –2
±1/2
4 0, 1, 2, 3 0; 1, 0, –1; 2, 1, 0, –1, –2; 3, 2, 1, 0, –1, –2, –3
±1/2
Форма s-электронной
орбитали
Форма d-электронной
орбитали
Форма и ориентация
p-электронных орбиталей
57
Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение
электрона, называется орбиталью.
Совокупность электронов с одинаковым квантовым числом n
называется электронным слоем или уровнем. Электроны, которые
движутся в орбиталях близкого размера и образуют энергетические
уровни. Они номеруются от ядра 1;2;3;4;5;6;7.
Энергетические уровни подразделяются на подуровни, которые
отличаются друг от друга энергией связи с ядром. Совокупность
электронов с одинаковыми значениями n и  образуют подуровень.
Число подуровней равно n, но не более 4–х.
Подуровни состоят из орбиталей:
s – первый подуровень состоит из одной s- орбитали;
p – второй подуровень состоит из трёх p-орбиталей;
d – третий подуровень состоит из пяти d-орбиталей;
f – четвёртый подуровень состоит из семи f-орбиталей.
Запас энергии электрона, эВ
Схема подразделения энергетических уровней на подуровни
Электронные формулы – показывают распределение электронов по
энергетическим уровням и подуровням.
число впереди формулы – номер уровня;
буква – подуровень (тип орбитали);
индекс справа вверху – число электронов на подуровне.
58
5.3.Основные положения строения электронных оболочек атома
Принцип Паули
В каждой орбитали может Если в орбитали 1 электрон – это
находиться
не
более
2-х неспаренный электрон. Если в
электронов.
орбитали 2 электрона, то это
В атоме не может быть двух спаренные электроны.
электронов,
обладающих
одинаковыми свойствами.
Поскольку свойства электронов
характеризуются
квантовыми
числами, принцип Паули часто
формулируется так:
В атоме не может быть двух
электронов, у которых все
четыре квантовых числа были
бы одинаковы.
Правило Гунда
Порядок заполнения электрона- Например, состояние (I) имеет
ми подуровней формулируется суммарное спиновое число ms =
правилом Гунда: в подуровнях p- +1/2–1/2+1/2=+1/2, а состояние (II)
, d- и f-орбитали сначало запол- того же подуровня с тем же числом
няются одиночными, неспарен- электронов
имеет
ms
=
ными электронами и лишь потом +1/2+1/2+1/2=+3/2. Второму сопроисходит их заполнение вто- стоянию отвечает большее сумрыми электронами, т.е. спарива- марное спиновое число, и это соние. Иными словами, при запол- стояние предпочтительнее первого.
нении электронами подуровня
суммарное спиновое число поp
p
дуровня должно быть максиI
II
мальным.
Правило Клечковского
Сначала заполняются те поду- Энергия электрона в основном опровни, для которых сумма зна- ределяется главным квантовым
чений квантовых чисел n и  яв- числом n и побочным квантовым
ляется наименьшей.
числом  .
59
Принцип наименьшей энергии
При заполнении электронами Принцип наименьшей энергии
уровней и подуровней последо- справедлив только для основных
вательность размещения элек- состояний атомов. В возбуждентронов в атоме должна отвечать ных состояниях электроны могут
как наименьшей энергии элек- находиться на любых орбиталях
трона, так и наименьшей энергии атомов, если при этом не нарушаатома в целом. Электрон не за- ется принцип Паули.
нимает вышележащий уровень,
если в нижележащем уровне есть
места, располагаясь на которых,
он будет обладать меньшей
энергией.
Максимальное число электронов:
– на орбитали (определенные n,  , m  ) – 2
подуровень
s p d
максимальное число электронов
2 6 10
– на подуровне(определенные n и  ) – 2 (2  +1)
– на уровне – 2n2
f
14
«Проскок» электрона: формула 24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2 не
соответствует действительности, т.к. второй электрон с внешнего
уровня «перескочил» на d-подуровень второго снаружи уровня → 24Cr
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1.
«Проскок» электрона характерен на d-орбитали, так как более устойчивыми состояниями являются размещение 5-ти или 10-ти электронов. То же у f-орбитали – 7 или 10 электронов.
Ряд последовательного заполнения электронами орбиталей
60
↑↓
Элемент
Ячейка (клетка) – орбиталь;
Стрелка – электрон;
Направление стрелки – направление спина;
Свободная клетка – свободная орбиталь.
Графические
электронные формулы
Подробная электронная
формула
6С
1s22s22p 1x 2p 1у
7N
1s22s22p 1x 2p 1у 2p 1z
8O
1s22s22p 2x 2p 1у 2p 1z
Электронное строение атомов в основном состоянии приведены в
Приложении И.
Тип элементов (семейство) – зависит от того, какой подуровень заполняется электронами последним.
s - элементы. Заполняется электронами s-подуровень
внешнего уровня – первые два элемента каждого периода
периодической системы Менделеева.
p - элементы. Заполняется p-подуровень внешнего уровня
– это последние 6 элементов каждого периода (кроме
первого и седьмого периодов).
d - элементы. Заполняются d-подуровень второго снаружи
уровня, а на внешнем уровне остается 1 или 2 электрона (у
палладия – ноль). К ним относятся элементы вставных
декад больших периодов, расположенных между s и pэлементами (переходные элементы).
f - элементы. Заполняется f-подуровень третьего снаружи
уровня, а на внешнем уровне остается 2 электрона – это
лантаноиды и актиноиды.
Д.И. Менделеев предложил клеточный вариант таблицы элементов,
61
разбив её на 7 периодов и 8 групп.
Период – это горизонтальный ряд элементов, расположенных по мере
возрастания заряда ядра. Каждый период начинается типичным
металлом и заканчивается типичным неметаллом. Группа–это
вертивертикальный ряд элементов представленный элементами
аналогами. Элементы аналоги имеют одинаковое электронное
строение последнего энергетического уровня, поэтому обладают
близкими свойствами. Современная таблица Д.И. Менделеева
приведена в Приложении В.
Периодический закон: свойства химических элементов, а также
формы и свойства соединений элементов находятся в периодической
зависимости от заряда ядер их атомов.
1. Порядковый номер – равен заряду ядра и количеству электронов.
2. Номер периода – количество уровней.
3. Номер группы – максимальная положительная степень окисления.
Периодичность объясняется определенной повторяемостью в заполнении электронных уровней. Чем больше атомный радиус, тем
слабее
удерживаются
внешние
электроны,
тем
больше
восстановительная активность атома.
По периоду с увеличением заряда ядра радиус атома уменьшается.
По группе с увеличением заряда ядра радиус атома увеличивается.
Энергия ионизации–энергия, необходимая для отрыва наиболее
слабо связанного электрона от атома. При отрыве от атома образуется
катион. График зависимости энергии ионизации от порядкового номера элемента приведен в Приложении Б.
Сродство к электрону – энергия, которая выделяется при
присоединении к атому одного электрона. Выражается в электронвольтах. При присоединении электронов к атому образуется анион.
Электроотрицательность – способность атома в соединение притягивать к себе электроны.
Самый электроотрицательный элемент – фтор F. По периоду с увеличением заряда ядра электроотрицательность атомов увеличивается.
По группе с увеличением заряда ядра – уменьшается.
Относительные значения электроотрицательности элементов приведены в Приложении Б.
62
Типы химических связей
Раздел 6. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Ковалентная связь
Ионная связь
Металлическая связь
Ковалентная связь – химическая связь, осуществляемая за счет образования общей электронной пары.
Соединения с ковалентной связью образуют молекулярные или атомные кристаллические решетки.
Обменный механизм происходит за счет перекрывания электронных
облаков.
63
Неполярная ковалентная связь
– электронное облако, образованное общей парой электронов, распределяется в пространстве симметрично относительно ядер обоих атомов.
Полярная ковалентная связь –
электронное облако связи смещено к атому с большей относительной
электроотрицательностью.
Донорно-акцепторный
механизм
происходит
за
счёт
двухэлектронного облака атома (донора) и свободной орбитали
другого атома (акцептора).
Связь называется донорно-акцепторной или координационной.
Например, ион NH4+ образуется за счёт образования четвёртой связи
азотом из аммиака с ионом водорода:
В данном случае азот является донором, а водород – акцептором.
Ион, образованный за счет координационной связи, называется
комплексным ионом, а соединения, содержащие подобные ионы, –
комплексными соединениями.
64
Изображение химической связи
1) С помощью электронов в виде точек, поставленных у знака
химического элемента.
2) С помощью кватовых ячеек.
или
3) В виде чёрточки, которая символизирует пару электронов.
Свойства ковалентной связи
1) Длина связи – это межъядерное расстояние.
2) Энергия связи – количество энергии, которое необходимо для
разрыва связи; измеряется в кДж/моль.
3) Насыщаемость – способность атомов образовать ограниченное
число ковалентных связей. Например: Н образует 1 связь, С - не более
4 связей.
4) Направленность связи обусловливает пространственную
структуру молекул, т. е. их геометрию (форму).
Способы перекрывания электронных облаков
σ
-связь
–
перекрывание π -связь – связь, возникающая
электронных облаков вдоль оси, между
атомами,
когда
соединяющей центры атомов.
перекрывание
электронных
облаков происходит по обе
стороны от линии, соединяющей
ядра обоих атомов.
65
Гибридизация – выравнивание взаимодействующих орбиталей
разных подуровней по форме и энергии. При этом расчетные формы
новых орбиталей отличаются от исходных.
sp-гибридизация
sp2- гибридизация
Ионная или электровалентная связь – химическая связь между
ионами,
осуществляемая
электростатическим
притяжением.
Образуется при взаимодействии атомов, которые сильно различаются
по электроотрицательности.
Например:NaCl
X(Na) = 1,01
электроотрицтельность
Х(Сl) = 2,85
Na 1s22s22p63s1 → Na0 – ē → Na+ 1s22s22p6
ионы
Cl 1s22s22p63s23p5 → Cl0 + ē → Cl– 1s22s22p63s23p6
Свойства ионной связи
Ненаправленность. Каждый ион, представляющий как бы
заряженный шар, может притягивать ион противоположного знака по
любому направлению.
Ненасыщаемость. Взаимодействие ионов противоположного знака
не приводит к компенсации силовых полей, способность притягивать
по другим направлением остается.
Полярные
молекулы
–
молекулы
при
общей
нейтральности
представляют
собой электрический диполь.
Например: HCl.
66
μ = q∙l
где μ – электрический момент диполя. Мера полярности связи и
молекулы. Выражается в Кл∙м (Кулон-метр) от 0 до 3,33 Кл∙м;
q – эффективный заряд, заряд атома в молекуле;
l – расстояние между противоположно заряженными центрами
диполя.
Поляризуемость – способность атомов, ионов и
приобретать дипольный момент (µ) в электрическом поле.
молекул
Неполярные молекулы – молекулы, содержащие неполярную
ковалентную связь – электронное облако симметрично по отношению
к ядрам обоих атомов, µ = 0. Например: H2, O2, F2, Cl2 и др.
Металлическая связь – связь,
которую
осуществляют
относительно
свободные
электроны между ионами или
атомами
металлов
в
кристаллической решетке.
Наличие свободных электронов
в
решетки
обуславливает
проводимость электричества и
тепла, металлический блеск.
Ионы
и
атомы
металла
непосредственно не связаны, и
их
слои
могут
отдельно
перемещаться относительно друг
друга, отсюда ковкость и
пластичность металлов.
Кристаллическая решетка Na
Схема
Водородная связь – связь между
атомом водорода, соединенным с
атомом сильно электроотрицательного элемента, одной молекулы и сильно электроотрицательными (F, O, N) элементами
другой молекулы. Возможно об-
Вода – Н2О
67
разование внутримолекулярной
водородной связи. Обозначают
точками, так как водородная
связь в 15-20 раз слабее ковалентной.
Водородная связь оказывает
влияние на свойства вещества,
так как нужна дополнительная
энергия для разрыва водородной
связи.
уксусная кислота – СН3СООН
Кристаллическая решетка – пространственный каркас, который
возникает, если обозначить все частицы в кристалле в виде точек и
соединить эти точки пересекающимися прямыми линиями.
Узлы кристаллической решетки – точки, в которых размещены
частицы.
Типы кристаллических решеток
Кристаллическая решетка NaCl
– Na+
–- –
Cl
Ионная решетка – состоит из
ионов, ее образуют вещества с
ионной связью.
Молекулярная решетка – Кристаллическая решетка йода I2
состоит
из
молекул,
соединенных между собой
слабыми межмолекулярными
силами.
Атомная решетка – в узлах Кристаллическая решетка алмаза С
находятся атомы, которые
соединены
между
собой
прочной ковалентной связью;
вещества тверды, прочны, не
растворимы в воде, имеют
высокую
температуру
плавления.
68
Название
Структурные формулы
молекула
водорода
воды
аммиака
эмпирические
формулы
H2
H2O
электронные
формулы
H:H
структурные
формулы
Н–Н
NH3
метана
CH4
Н–О–Н
Степень окисления – это условный заряд атома в соединении,
вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из
ионов.
Отрицательное
значение
степени
окисления
имеют
атомы,
которые
приняли электроны от
других атомов, то
есть в их сторону
смещено связующее
электронное облако.
Например:Na+
Положительное
значение
степени
окисления
имеют
атомы,
отдающие
свои
электроны
другим атомам, то
есть
связующее
электронное облако
оттянуто от них.
Например:Cl–
Нулевое
значение
степени
окисления
имеют
атомы
в
молекулах простых
веществ, электронное
облако в равной мере
принадлежит обоим
атомам.
Например: Na, Cl2,
O2, H2
Алгебраическая сумма степеней окисления атомов в соединении всегда равна нулю:
H 31P 5 O 4 2  (1)  3  (5)  (2)  4  0 ;
а в сложном ионе – заряду иона:
Cr O 
x
2
2 2
7
 2 x  (2)  7  2;
x= +6.
69
Валентность – способность атомов элемента образовывать
химические связи. Количественной мерой является число связей,
образованных данным атомом с другими атомами или атомными
группами. Валентность химических элементов принято определять
числом ковалентных связей, которыми данный атом соединен с
другими атомами.
Валентность элементов определяется также числом электронных пар,
образующих химическую связь.
Например: азот – N
7N
1s22s22p3
Валентность N = 3
Азот – N2
Гидразин – N2H4
Аммиак – NH3
Валентность N = 4
Ион аммония – NH 4
Валентность N = 5
Азотная кислота – HNO3
70
Раздел 7. ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И РАВНОВЕСИЕ
Учение о скоростях и механизмах химических реакций называется
химической кинетикой.
Под скоростью химической реакции понимают изменения
концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени в
единице объема для гомогенной (однородной) системы и на границе
раздела фаз для гетерогенной системы.
Фаза – совокупность всех однородных частей системы, обладающих
одинаковым химическим составом и одинаковыми свойствами.
Гомогенные системы – систе- Гетерогенные
системы
–
мы, состоящие из одной фазы. системы, содержащие две и более
Реакции, протекающие в ней, число фаз. Реакции, протекающие
называются
гомогенными. в них, называются гетерогенными.
Химическая
реакция
в Реакции в гетерогенных системах
гомогенных системах протекает протекают на поверхности раздела
по всему объёму системы.
фаз.
Например:
Например:
2NH3 + 3Cl2 = 6HCl + N2
CO2(газ) + С(тв) = 2СО(газ)
(все вещества находятся в (реакция
протекает
на
газообразном состоянии)
поверхности углерода)
2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O
Mg(тв) + 2HCl(ж) = MgCl2(ж) + Н2(газ)
(все вещества находятся в (реакция
протекает
на
жидком растворе)
поверхности магния)
Обратимость химических реакций
Все химические реакции можно разбить на две группы: необратимые
и обратимые реакции.
Необратимые
реакции Обратимые реакции протекают не
протекают до конца – до полного до конца: при обратимой реакции
израсходования
одного
из ни одно из реагирующих веществ
реагирующих веществ.
не
расходуется
полностью.
Обратимая
реакция
может
протекать как в прямом, так и в
обратном направлениях.
Например:
Например:
Zn(тв) + 2HCl(ж) = ZnCl2(ж) + H2(газ) N2(газ) + 3Н2(газ) ↔ 2NH3(газ)
71
Факторы, влияющие на скорость химической
реакции
Природа реагирующих веществ
Условия протекания реакций
концентрация С
температура Т
присутствие
катализатора
давление Р (для
газовых
реакций)
измельчение
(для твердых
веществ)
радиоактивное
излучение
Основные законы химической кинетики
Зависимость скорости от концентрации определяется законом
действия
масс:
Скорость
химической
реакции
прямо
пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ,
возведенных в степень их коэффициентов в уравнении реакций.
Для обратимой реакции: аА + bВ ↔ сС + dD
υпр = kпр•C(A)a•C(B)b,
υобр = kобр•С(C)c•C(D)d,
где υпр., υобр. – скорости прямой и обратной реакций, моль/л∙с;
C(А), C(B), С(C), C(D)– концентрации веществ А, В, С, D, моль/л;
kпр, kобр – константы скорости прямой и обратной химической реак
ции, которые зависят от химической природы реагирующих веществ,
температуры и наличия катализатора;
a, b, c, d – стехиометрические коэффициенты в уравнении реакций.
Например, для гомогенной
Например, для гетерогенной
обратимой системы:
реакции:
2SO2 + O2 = 2SO3:
3Fe(к)+4Н2О(газ)=Fe3O4(тв)+4Н2(газ)
выражения скоростей реакции
выражения скоростей реакции
2
будет:υпр. = kпр•C (SO2)•C(O2);
будет: υпр. = kпр•C4(Н2О);
υобр. = kобр•С2(SO3).
υобр. = kобр•С4(Н2).
72
Химическое равновесие – термодинамическое равновесие в системе,
в которой возможны прямые и обратные химические реакции. При
химическом равновесии скорости всех реакций в двух
противоположных направлениях равны между собой, поэтому в
системе не наблюдается изменений макроскопических параметров, в
том числе концентраций реагирующих веществ. Количественной
характеристикой химического равновесия является константа
равновесия (Кравн.).
Для обратимой реакции в состоянии равновесия:
аА + bВ ↔ сС + dD ,
Vпр = Vобр,
kпр•[А]a•[В]b = kобр•[С]c•[D]d,
с
d

С  D
Кравн.  a
A  Bb .
Например,
для
гомогенной Например,
для
гетерогенной
реакции N2 +3H2 = 2NH3 реакции
константа
равновесия
будет 3 Fe(тв) +4Н2О(г) = Fe3O4(тв) + 4Н2(г)
4
равна:

H2 
2
К равн. 
,
4

NH3

H
О

Кравн. 
2
3 ,
N2 H2 
где [NH3], [N2], [Н2], [Н2О] – концентрации веществ в состоянии
равновесия (равновесные концентрации), моль/л.
Правило Вант-Гоффа
При изменении температуры на каждые 10˚ скорость большинства
реакций изменяется в 2-4 раза.
t2 t1
Vt2  Vt1 
10
V1, V2 – скорость реакции соответственно, при
t1 – начальная температура,
t2 – конечная температура,
γ – температурный коэффициент скорости
реакции.
73
Принцип Ле Шателье-Брауна
Если на систему находящуюся в истинном равновесии, оказывают
воздействие извне путем изменения какого либо из условий,
определяющих состояние равновесия, то оно смещается в
направлении того процесса, протекание которого ослабляет эффект
произведенного воздействия.
Изменение условий
Направление смещения
↑ повышение
Смещается в сторону эндотермической реакции (∆Н˚>0).
↓ понижение
Смещается в сторону экзотермической реакции (∆Н˚<0).
↑ повышение
Равновесие реакции между газами
смещается в сторону реакции, идущей с уменьшением объема.
↓ понижение
Равновесие реакции между газами
смещается в сторону реакции, идущей с увеличением объема.
Температура
Давление
Концентрация ↑ повышение
исходных
веществ
↓ понижение
Равновесие смещается в сторону
продукта реакции.
Равновесие смещается в сторону исходных веществ.
Например, как следует изменить температуру, давление и концентрацию исходных веществ в системе
ZnS(тв)+3О2 (г) → 2ZnO(тв)+2SO2 (г), ∆Н˚<0,
чтобы повысить выход оксида цинка?
Ответ: согласно принципу Ле-Шателье температуру необходимо понизить, т.к. реакция экзотермическая; давление повысить, т.к. реакция идет с уменьшением числа газовых фаз; концентрацию исходных
веществ увеличить.
74
Энергия активации
Активация – процесс превращения неактивных частиц в активные
путем сообщения им дополнительной энергии.
Энергия, которую надо сообщит молекулам (частицам) реагирующих
веществ, чтобы превратить их в активные – энергия активации.
Обозначается в Еа, выражается кДж/моль.
Изменение энергии реагирующей системы
Ннач – энергия исходного
А2 + В2 = 2АВ
Необходимо преодолеть
состояния (исходные вещества)
энергетический барьер С.
Нкон – энергия конечного
состояния (продукты реакции)
Еа – энергия активации прямой
реакции
Е'а – энергия активации обратной
реакции
– активированный комплекс
ΔН – тепловой эффект реакции
75
Раздел 8. ХИМИЧЕСКАЯ ТЕРМОДИНАМИКА
Химическая термодинамика – область химической науки, ориентирующаяся на изучение превращений энергии в химических процессах
и способности химических систем выполнять полезную работу.
Химическая система – совокупность реагирующих веществ, отделённая от внешней среды реальной (например, стенкой реакционного
аппарата) или условной границей (поверхностью). Далее для
краткости химическая система называется просто системой. Системы
подразделяются на изолированные, закрытые и открытые.
Изолированная
Закрытая
Открытая система –
система – система, не (замкнутая) система система, обмениваюобменивающаяся
с –
система,
не щаяся с внешней сревнешней средой ни обменивающаяся
с дой и веществом и
веществом,
ни внешней
средой энергией.
энергией.
веществом, но для
которой сохраняется
возможность
энергетического
обмена с внешней
средой.
8.1. Параметры состояния системы
– физические и химические свойства системы (объём, давление, температура, химический состав и т. д.), выбранные в качестве независимых переменных, однозначно определяющих состояние системы.
Давление (Р) характеризует подвижность молекул и определяется силой действия газообразных частиц на стенки сосуда. Давление измеряют в Па (паскаль), но используются и внесистемные единицы: атмосфера (атм.), миллиметры ртутного столба (мм рт. ст.) и другие.
1атм=101,32кПа=760 мм рт. ст.
Объем (V) характеризует часть пространства, занимаемую веществом,
и определяется энергией взаимодействия молекул между собой.
Измеряют в м3, дм3, см3. 1дм3 = 1л; 1см3 =1мл.
Температура (T, t) характеризует степень нагретости системы, среднюю кинетическую энергию частиц вещества. Системой единиц СИ
76
допускается применение двух температурных шкал: термодинамической шкалы Кельвина (К) и стоградусной шкалы Цельсия (˚С):
1К = 273˚С.
Концентрация вещества (С) определяет количественный состав
раствора, смеси или расплава. Измеряется в моль/л.
Параметры состояния, пропорциональные количеству вещества системы, называются экстенсивными (объём, масса, заряд и т. д.). Параметры состояния, не зависящие от количества вещества системы, называются интенсивными.
Равновесием называется такое состояние системы, при котором её
свойства неизменны во времени и в ней отсутствуют потоки вещества
и энергии (неизменность свойств системы во времени при наличии в
этой системе потоков вещества или энергии характеризует
стационарность системы).
Внутренняя энергия системы (U) – сумма всех видов энергии
движения и взаимодействия составляющих систему структурных
единиц (молекул, атомов, электронов, ядер) за исключением
кинетической энергии системы как целого и потенциальной энергии
системы как целого в полях внешних сил.
Энтальпия системы (Н) – функция состояния системы, определяемая следующим равенством:
H = U + pV
где р – внешнее давление,оказываемое внешней средой на систему;
V – объём системы (для процессов, происходящих в системе при
постоянном внешнем давлении, изменение энтальпии соответствует
поглощённой или выделенной теплоте, т. е. ΔHр = δQ).
Тепловой эффект (энтальпия) химической реакции (ΔrH) – количество теплоты, выделяемой или поглощаемой в результате реакции
при постоянном давлении или объёме, равенстве температур исходных веществ и продуктов и отсутствии всех видов работ, кроме работы расширения. Тепловой эффект реакции с количествами веществ,
указанными в уравнении, осуществляемый при постоянном давлении
77
101,3 кПа, рассчитываемый на температуру 298 К, называется
стандартным тепловым эффектом и обозначается символом
ΔrH0298.
При ΔrH0298 > 0 – эндотермический процесс (поглощение теплоты
извне), если ΔrH0298 < 0 – экзотермический процесс (выделение теплоты). Тепловой эффект реакции измеряется в кДж. Если при
протекании прямого процесса химической реакции выделяется
(поглощается) некоторое количество теплоты, то при обратном
процессе данной реакции в тех же условиях такое же количество
теплоты поглощается (выделяется).
ΔrH0298 (прямой реакции) = –ΔrH0298 (обратной реакции)
Стандартная
теплота
(энтальпия)
образования
0
вещества (ΔfH 298) – стандартный
тепловой
эффект
реакции
образования 1 моль вещества из
простых веществ.
Энтальпия образования вещества
измеряется в кДж/моль. Значение
ΔfH0298
для
большинства
известных веществ находятся в
справочниках
термодинамических функций.
Стандартная теплота (энтальпия)
сгорания
вещества
0
(ΔсH 298) – стандартный тепловой
эффект реакции сгорания 1 моль
вещества в кислороде. Энтальпия
сгорания вещества измеряется в
кДж/моль.
8.2. Закон Гесса
Тепловой эффект химической реакции зависит только от начального
и конечного состояния веществ и не зависит от промежуточных стадий процесса.
Следствие: тепловой эффект реакции равен сумме теплот
(энтальпий) образования продуктов за вычетом суммы теплот
(энтальпий) образования исходных веществ с учётом
стехиометрических коэффициентов.
78
Например, для реакции:
aA + bB = cC + dD тепловой эффект равен
ΔrH0298 = [cΔfH0298(C) + dΔfH0298(D)] – [aΔfH0298(A) + bΔfH0298(B)]
Термохимия – раздел химии, посвященный количественному
изучению тепловых эффектов реакций.
Термохимические уравнения – химические уравнения реакций, в
которых указано изменение энтальпии.
Например, СО(г) + 0,5О2(г) = СО2(г),
ΔrH0298 = –283,0 кДж
При записи термохимических уравнений указывается агрегатное
состояние веществ, а также допускается запись дробных
коэффициентов.
Энтропия (S) – понятие, характеризующие возможные состояния
вещества. Любому макросостоянию вещества отвечает большое
разнообразие микросостояний. Это обусловлено тем, что частицы
вещества – ионы, атомы, молекулы совершают непрерывные
колебательные движения, переходя каждый раз из одного
микросостояния в другое. Чем больше отдельных микросостояний,
тем больше беспорядок системы. Мерой беспорядочности и является
энтропия:
S = R·ln(W)
где R – газовая постоянная;
W – вероятность макросостояния.
Энтропию относят к 1 моль вещества и обозначают в стандартных
условиях – S0298.
Энтропия веществ измеряется в Дж/моль·К.
Энтропия реакции ΔrS0 равна разности между суммой энтропий
продуктов реакции и суммой энтропий исходных веществ с учетом
стехиометрических коэффициентов.
79
Например, для реакции: aA + bB = cC + dD
ΔrS0298 = [cS0298(C) + dS0298(D)] – [aS0298(A) + bS0298(B)]
Химическое сродство или движущая сила химической реакции
определяется изменением свободной энергии системы, т.е. энергией
Гиббса ΔrG, а в стандартных условиях – стандартной энергией
Гиббса ΔrG0298. При вычислении стандартных изменений энергии
Гиббса реакций используют стандартные энергии Гиббса
образования веществ ΔfG0298.
Например, для реакции: aA + bB = cC + dD
ΔrG0298 = [cΔfG0298(C) + dΔfG0298(D)] – [aΔfG0298(A) + bΔfG0298(B)]
Энергия Гиббса образования ΔfG0298 соединения измеряется в
кДж/моль, а энергия Гиббса реакции ΔrG0298 в кДж.
Энергия Гиббса связана с энтальпией, энтропией и температурой соотношением:
ΔrG0298 = ΔrН0298– Т·ΔrS0298
где Т – абсолютная температура.
Возможность протекания реакции
При постоянных значениях давления (Р), температуры (Т) в
стандартных условиях самопроизвольно протекают такие реакции,
для которых ΔrG0298 < 0. Чем меньше алгебраическая сумма ΔrG0298
реакции, тем больше ее движущая сила. В ходе реакции ΔrG0298
увеличивается и при ΔrG0298 = 0 в системе устанавливается состояние
равновесия. Если ΔrG0298 > 0, то реакция не может идти без затрат
энергии извне, а при ΔrG0298 >> 0 реакция термодинамически
невозможна.
Термодинамические функции образования простых веществ и
элементов ΔfG0298 и ΔfH0298 в стандартных состояниях равны нулю.
Значения стандартной энергии Гиббса образования соединений
ΔfG0298, энтальпии образования соединений ΔfH0298 и энтропии простых веществ и соединений стандартны и приведены в таблице в
Приложении К.
80
Раздел 9. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ
Элементы IIIА группы
B, Al, Ga, In, Ti
Общая характеристика элементов
B
возрастают
Al
металлические Ga
свойства
In
Ti
неметалл,высокие температуры кипения и плавления,
инертен, ядовит
амфотерные свойства
металлы, легкоплавкие, In и Ti
очень мягкие металлы, соли
подвергаются гидролизу
ns2np1 – электронная формула последнего уровня
p
s
+3
Максимальная
степень
окисления
АЛЮМИНИЙ AL
Физические свойства:
серебристый металл, легкий и
прочный; электрическая проводимость и теплопроводность
высокие; легко поддается обработке; легко образует сплавы.
В природе:
Алюмосиликаты – соли, образованные
оксидами Al, Si, щелочных и щелочноземельных металлов;
бокситы – Al2O3∙nH2O;
глины – Al2O3∙nSiO2;
нефелины – KNa3[AlSiO4]4;
корунд – минерал Al2O3;
криолит – минерал AlF3∙3NaF или
Na3[AlF6]
81
Получение – электролиз
руда, боксит
очистка от примесей
обезвоживание
Электролиз Al2O3: при t = 950˚С в расплаве криолита
Na3[AlF6], так как Al2O3 не проводит электрический ток.
На катоде: Al3+ + 3ē → Al0
На аноде: O2-  2 ē → O0
2Al2O3 → 4Al + 3O2
Химические свойства Al
1) 4Al + 3O2 = 2Al2O3 – покрывается прочной пленкой оксида
2) 2Al + 3Cl2 = 2AlCl3 (Br2, I2) – на холоде
3) 2Al + 3S = Al2S3 (N, C) – при нагревании
4) 2Al + 6H2O = Al(OH)3 + 3 H2↑
5) 2Al+NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4]+ 3H2↑ – растворяется в щелочах
гидроксоалюминат
6) 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
7) 2Al + 6H2SO4(конц.) = Al2(SO4)3 + 3SO2↑ +6H2O
8) Al + HNO3(конц.) = Al(NO3)3 + 3NO2↑ + 3H2O
Al пассивирует в кислотах, реакции идут при
нагревании
Алюмотермия – получение металлов (Fe, Cr, Mn, Ti, W) из их
оксидов:
8Al + 3Fe3O4 = 4Al2O3 + 9Fe (термит)
Применение:
Al – конструкционный материал, входит в состав сплавов, например:
дюралюминий (с 5% Cu и 2% Mg) и др.; устойчив к коррозии; алюминиевые бронзы (Cu + 5% Al) – для чеканки монет; пигмент краски
«серебрянки»;
в металлургии – для получения металлов; для сварки стали.
82
СОЕДИНЕНИЯ Al3+
Оксид Al2O3 (корунд)
Гидроксид Al(OH)3
Белые, твердые вещества, не растворяются в воде.
Получение
1) Очистка природных
1) Осаждение из солей
соединений
AlCl3 + 2NaOH = Al(OH)3↓+NaCl
2) В лаборатории:
Al2S3 + 6H2O =2Al(OH)3↓+3H2S↑
4Al + 3O2 = 2Al2O3
Na[Al(OH)4]+HCl=Al(OH)3+NaCl+H2O
(сжигание в O2)
2Al(OH)3 = Al2O3 + H2O
(прокаливание)
Амфотерные свойства
1) Al2O3 + 6HCl = AlCl3 + 3H2O 1) Al(OH)3 + 3HCl = 3H2O+ lCl3
2) Al2O3+2NaOH+7H2O=
2) Al(OH)3 + NaOH=Na[Al(OH)4]
2Na[Al(OH)∙(H2O)2]
3) Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2
+ H2O (сплавление)
Элементы IVА группы
С, Si, Ge, Sn, Pb
Общая характеристика элементов
растет размер атома и
электроположительность
C
Si
усиливаются
восстановительные
металлические свойства
Ge
Sn
Pb
неметаллы
не образуют в растворах и
расплавах свободных катионов
металлы, имеют
кислотообразующие свойства
ns2np2 – последний уровень
+4
+2
-4ē
-2ē
d
s
+4ē
p
степень
окисления
Валентность 2, 4
УГЛЕРОД C
83
-4
В природе:
1) В свободном состоянии: алмаз, графит, карбин.
2) В ископаемых: каменный уголь, бурый уголь; природные
карбонаты: CaCO3 – известняк, мел, мрамор; MgCO3 – магнезит;
FeCO3 – железный шпат; MgCO3∙ CaCO3 – доломит.
3) В органических веществах.
4) В воздухе – CO2.
Физические свойства аллотропных модификаций C
АЛМАЗ
ГРАФИТ
КАРБИН
sp3-гибридизация,
тетраэдрические
σсвязи,
прочные
ковалентные
неполярные
связи.
Бесцветное
кристаллическое
вещество, очень твердое,
плохо проводит тепло,
не проводит ток.
Получение С
sp2-гибридизация,
слоистая
структура,
большое
расстояние
между
слоями

непрочные связи между
слоями.
Темно-серое
кристаллическое
вещество со слабым
металлическим блеском,
жирное
на
ощупь,
тугоплавкое, проводит
ток.
 С ≡ СС ≡ С 
spгибридизация,
линейный
полимер.
Мелкий
кристаллический
порошок,
черного цвета,
более твердый,
чем
графит,
полупроводник.
УГОЛЬ
сухая перегонка
древесина
каменный уголь
древесный уголь
кокс
ативированный уголь
сажа
84
Адсорбция – свойство
угля и других твердых
или жидких веществ
удерживать на своей
поверхности пары, газы и растворенные вещества.
Химические свойства С
С – окислитель
С – восстановитель
1) 4Al + 3C = Al4C3 (карбид Al) 1) C + O2 = CO2 ниже 500˚С
2) CaO + 3C = CO + CaC2
2С + O2 = 2CO выше 900˚С
(карбид кальция)
2) C + H2O = CO + H2 выше 1200˚С
3) Ca + 2C = CaC2
C+2H2O= CO2 + 2H2 ниже 1000˚С
4) 2H2 + C =CH4
3) C+2ZnO=2Zn+ CO2 (Cu, Fe, Pb…)
4) 3C+4HNO3 = 3CO2 + 4NO + 2H2O
СОЕДИНЕНИЯ С
Оксид углерода (II) :С=О:
Оксид углерода (VI) O=С=О
I. Получение.
I. Получение.
1) В промышленности
1) В промышленности
СО2 +С = 2СО
CaСО3 = CaO + СО2↑
2) В лаборатории
2) В лаборатории
HCOOH=H2O+CO↑
CaСО3+2HCl=CaCl2+CO2↑+ H2O
II. Физические свойства: газ без II. Физические свойства:
цвета и запаха, очень ядовитый, бесцветный газ, тяжелее воздуха,
так
как
соединяется
с не
поддерживает
дыхание;
гемоглобином
крови,
плохо растворим в воде, при t = –76˚С –
растворим в воде.
сухой лед.
III. Химические свойства:
III. Химические свойства:
CO – восстановитель.
1) CO2 – кислый оксид.
1) CO + CuO = Cu + CO2
а) CO2 + H2O  H2CO3
2) 2CO + O2 = 2CO2 ΔH = -572 б) CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O
кДж – горит синим пламенем
2) CO2 – окислитель
а) CO2 + С = 2СО
Угольная кислота H2CO3
б) CO2 + 2Mg = 2MgO + C
Н–О
IV. Применение: в производстве
С=О
Н–О
соды, сахара, газированных наСуществует только в растворе, в питков; в жидком виде – в огнесвободном виде не устойчив, тушителях; сухой лед – для хранения продуктов.
слабый электролит.
H2CO3 = CO2↑ + 2H2О – при
нагревании
Диссоциация:
H2CO3  H+ + HCO 3
HCO 3  H+ + CO 32 
85
Соли угольной кислоты
Карбонаты
Гидрокарбонаты
 Гидрокарбонаты щелочных,
Карбонаты щелочных металлов и NH 4
растворимы в воде; щелочноземельных щелочноземельных
металлов и NH 4
металлов – мало растворимы.
t
CaCO3 
CaO + CO2↑
растворимы в воде.
Получение:
CaCO3+ СО2 + Н2О =
Ca(НCO3)2
t
Ca(НCO3)2 
CaCO3+
СО2↑ + Н2О
Na2CO3 – карбонат натрия: белый NaНCO3 – гидрокарбонат
порошок; используется в производстве натрия или питьевая сода:
стекла, мыла, бумаги, моющих средств. белый
порошок,
плохо
K2CO3 – поташ: белый порошок; растворяется
в
воде;
используется в производстве жидкого используется в пищевой
мыла, оптического стекла пигментов.
промышленности,
СaCO3 – мел, мрамор, известняк; медицине.
используется в строительстве.
Качественная реакция на карбонат-ион:
1) CaCO3+2НСl = СО2↑ + CaCl2 + Н2О – «вскипание» за счет
выделения СО2, далее
2) пропускаем СО2 через Ca(OH)2:
Ca(OH)2 + СО2 = CaCO3↓ + Н2О – раствор мутнеет
3) при избытке СО2: CaCO3+СО2+Н2О=Ca(НCO3)2 – помутнение
исчезает.
КРЕМНИЙ Si
В природе: в виде оксида SiO2 и солей кремниевой кислоты –
силикатов, NaAlSi3O8 – полевой шпат, Al2O3∙SiO2∙nH2O – глины.
Аллотропные модификации Si
Алмазоподобная структура
Аморфный кремний
3
sp -гибридизация.
Бурый
порошок,
Металлический
блеск, реакционноспособный.
электропроводен, инертен.
86
более
Получение Si
В лаборатории: 2Mg + SiO2 = 2MgO + Si
SiCl4 + 2Zn = 2ZnCl2 + Si
В промышленности: SiO2 + С = СО2 + Si
Химические свойства
Si – сравнительно инертен, реагирует с сильными окислителями или
восстановителями. Как правило, требуется высокая температура.
Si – восстановитель
1) 4F + Si = SiF4↑ (фторид кремния) t комнатная
2) O2 + Si = SiO2 при нагревании
3) 2Cl2 + Si = SiCl4 t = 400-600˚C
4) 2NaOH + H2O + Si = Na2SiO3 + 2H2↑
5) C + Si = SiC (карбид кремния)
Si – окислитель
6) 2Сa + Si = Ca2Si (силицид кальция)
СОЕДИНЕНИЯ Si
Оксид кремния SiO2 – инертен, твердое вещество, тугоплавкое.
4HF + SiO2 = SiF4↑ + 2H2O (травление стекла)
SiO2 – кислотный оксид
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2О
SiO2 + СaO = CaSiO3
t
SiO2 + Na2CO3 
Na2SiO3 + CO2
Кремниевая кислота: H4SiO4 – ортокремниевая
H2SiO3 – метакремниевая
H2SiO3 – очень слабая кислота, в воде мало растворима.
H2SiO3 = H2O + SiO2 (при нагревании)
Диссоциация:
Получение:
H2SiO3 ↔ H+ + HSiO-3
Na2SiO3 + 2HCl = H2SiO3 + NaCl


2
HSiO 3  H  SiO3
Соли кремниевой кислоты – силикаты
Соли Na и К растворимы в воде – жидкие стекла
Сильный гидролиз 2Na2SiO3 + 2H2О = Na2Si2O5 + 2NaOH
метосиликат Na
диметосиликат Na
87
Получение солей: SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2;
SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O.
Важнейшие искусственные силикаты
Стекло
Цемент
Na2O∙CaO∙6SiO2 – обычное Серый порошок, при
стекло.
смешивании с водой
Получают
плавлением
из затвердевает.
смеси Na2CO3 (сода), CaCO3 Получают
обжигом
(известняк), SiO2 (белый песок) (1600˚С) до спекания
1) SiO2+Na2CO3=Na2SiO3+CO2↑ смеси
известняка,
2) SiO2+CaCO3=CaSiO3+CO2↑ глины (клинкер) и
3) Na2SiO3+CaSiO3+4SiO2=
добавок, размалывают
= Na2O∙CaO∙6SiO2
в порошок.
K2CO3 (поташ)+CaSiO3+SiO2 – Цемент + вода +
тугоплавкое стекло
наполнитель (песок) =
K2CO3+PbO+SiO2 – хрусталь
бетон
Керамика
Получают
из
природных
глин путем
формовки,
сушки
и
обжига.
Элементы VА группы
N, P, As, Sb, Bi
Общая характеристика
увеличение атомной массы,
усиливается металлический
характер
N
P
As
Sb
Bi
+3
+5
Степень
окисления
-3ē
-5ē
d
s
+3ē
p
ns2np3 – последний уровень
88
-3
АЗОТ N
В природе: в воздухе в свободном состоянии; в почве в виде
соединений; в белковых веществах и органических соединениях.
Получение:
1) В промышленности: воздух переводят в жидкое состояние, далее
испарением отделяют азот от кислорода.
2) В лаборатории – термическим разложением нитрита аммония:
NH4NO2 = N2↑ + 2H2O.
Физические свойства: N2 – газ без цвета, запаха и вкуса, чуть легче
воздуха, мало растворим в воде. Ткипения = 196˚С
Химические свойства
Степени окисления: +1, +2, +3, +4, +5, –1, –2, –3
N≡N – молекула азота, прочная связь, низкая реакционная
способность.
N2 + 6Li = 2Li3N (при комн. t)
N2 + 3Ca = Ca3N2 (при высок. t)
N – окислитель
N2 +3H2 = 2NH3 (t высок., Р, Кат.)
N2 + O2 = 2NO (t = 3000–4000˚C) N – восстановитель
Применение: для получения аммиака; для создания инертной среды;
для азотирования поверхности стальных изделий с целью увеличения
прочности стали; для производства минеральных удобрений.
Азот имеет важное значение в жизни растений и животных.
Аммиак NH3
электронная
формула
СОЕДИНЕНИЯ N
Физические свойства:
водородная связь
между молекулами
бесцветный газ с характерным
аммиака
резким запахом, в 2 раза легче
воздуха. Хорошо растворим в
воде – нашатырный спирт.
Т кипения = –33,4˚С. Легко
сжимается.
89
Химические свойства NH3
NH3 – основание
NH3 - восстановитель
1) с кислотами образует соли
1) 3Br2 + 8 NH3 = N2↑ + NH4Br
NH3+HCl=NH4Cl(хлорид аммония) 2) O2 +NH3→N2↑+H2О(горение)
2) растворение в воде
NO+H2О(кат.Pt)
NH3+H2О  NH3∙H2О  NH 4  OH  3) 3CuO+2NH3=3Cu+N2↑+3H2О
Получение NH3:
1) В промышленности: N2 + 3H2  2NH3 (Кат. – губчатое железо +
активатор (Al2O3 или CuO))
2) В лаборатории: 2NH4Cl + Ca(OH)2 = CаCl2 + 2NH3↑ + 2H2О (нагревание)
Применение: для получения азотной кислоты, солей, мочевины,
соды, минеральных удобрений.
Качественные реакции на ионы аммония:
NH 4  OH   NH 3  H 2 O (со щелочами)
определяют по запаху аммиака или изменению цвета лакмуса (с
красного на синий)
Соли аммония
Получение:
NH3+HNO3=NH4NO3
Химические свойства:
1) с кислотами 2NH4Cl+H2SO4=(NH4)2SO4+2HCl↑
2) со щелочами NH4Cl+NaOH=NH3+H2O+NaCl
3) с солями (NH4)2SO4+BaCl2=BaSO4↓+2NH4Cl
4) гидролиз NH 4  H 2 O  NH 3  H 3 O 
солеобразующие N2O3; NO2; N2O4; N2O5.
Оксиды азота
несолеобразующие N2O; NO.
Оксид азота (II) NO – бесцветный газ, плохо растворимый в воде.
Свойства: 2NO+O2=2NO2 (О2 из воздуха).
Получение:
2Cu+HNO3(р)=2Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O – в лаборатории;
4NH3+5O2=4NO+6H2O (кат. Pt) – в промышленности.
Оксид азота (IV) NO2 – газ бурого цвета со специфическим запахом,
тяжелее воздуха, ядовит.
90
Свойства:
1) 2NO2+H2O=HNO2+HNO3; 4NO2+2H2O+O2(изб.)=4HNO3;
2) 2NO2+2NaOH=NaNO3+NaNO2+H2O;
о
3) димеризация
11, 2



2NO2 

о N2O4.
140
Получение: Cu+4HNO3(конц.)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O.
Азотная кислота HNO3
Получение:
В лаборатории: KNO3+H2SO4(конц.)=HNO3+KHSO4 (слабое нагревание)
В промышленности:
4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O (Кат. – Pt);
2NO + O2 = 2NO2;
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3.
Физические свойства:
Бесцветная жидкость с едким запахом. Смешивается с водой. Т
кипения = 86˚С.
Особые химические свойства
концентрированная
на Fe, Cr,
Al, Au, Pt,
Ir, Ta не
действует
с другими
тяжелыми
металлами
HNO3
с щелочными
и
щелочноземе
льными
разбавленная
с щелочноземельными
металлами,
Zn и Fe
с тяжелыми
металлами
NO
NO2
N 2O
NH3
(NH4NO3)
Применение: изготовление минеральных удобрений, взрывчатых
веществ, лекарственных веществ, красителей, пластических масс,
искусственных волокон.
91
Соли азотной кислоты – нитраты
NaNO3; KNO3; NH4NO3; Ca(NO3)2 – селитры
Разложение нитратов:
t
MеNO3
левее Mg
Mg – Cu
MeNO2 + O2
MеО + NO2 + O2
правее Сu
Mе + NO2 + O2
ФОСФОР P
В природе: фосфат кальция – фосфорит. 3Ca3(PO4)2∙CaF2 –
фторапатит.
Фосфор – в составе белковых веществ
Аллотропные модификации
Белый фосфор
Красный фосфор
Бесцветное
ядовитое Красноватый
вещество. Не растворим в порошок,
не
воде,
растворим
в ядовит,
не
сероуглероде. При слабом растворим в воде и
нагревании превращается в сероуглероде.
красный фосфор. Легко Атомная
плавится, летуч.
кристаллическая
решетка. Нелетуч.
Черный фосфор
По
внешнему
виду похож на
графит, жирный
на
ощупь,
свойства
полупроводника,
неядовит.
Атомная
кристаллическая
решетка.
Нелетуч.
Химические свойства
Р взаимодействует с О2, S, галогенами, кислотами, водой
4P+5O2=2P2O5; 3O2+4P=2P2O3 (недостаток О2);
2P+3S=P2S3; 2P+5Cl2(изб.)=2PCl5 и PCl5+4H2O=H3PO4+5HCl;
3P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO;
4P+3NaOH+3H2O=PH3+3NaH2PO2;
2P+3Ca=Ca3P2 – Р – окислитель.
92
Р – восстановитель
Молекулярная кристаллическая
решетка.
Получение:
2Ca3(PO4)2+10C+6SiO2=
=6CaSiO3+P4+10CO; t=1500˚C
Применение Р: красный фосфор
– производство спичек; белый
фосфор – для дымовых завес.
СОЕДИНЕНИЯ Р
Оксид фосфора (III)
Оксид фосфора (V)
P4O6 (P2O3)
P4O10 (P2O5)
Воскообразная
кристаллическая Белый
гигроскопичный
масса, ядовит.
порошок.
Получение: 4Р+3О2=2Р2О3
(при недостатке О2)
Получение: 4Р+5О2=2Р2О5
(избыток О2)
Химические свойства
Р2О3 – кислый оксид:
Р2О3+4NaOH=2Na2HPO3+H2O
Р2О3+3H2O=2H3PO3
Р2О3+O2=P2O5
(Р2О3 – восстановитель)
Химические свойства
2HNO3+P2O5=2HPO3+N2O5
P2O5 – кислотный оксид:
P2O5+3BaO=Ba3(PO4)2
P2O5+6NaOH=2Na3PO4+3H2O
Фосфорная кислота H3PO4
Физические свойства: белое твердое вещество, смешивается с
Н–О
водой.
H–О– P = О
Получение: Ca3(PO4)2+3H2SO4=2H3PO4+3CaSO4↓
Н–О
P2O5+H2O=2H3PO4
Соли фосфорной кислоты
1) фосфат – замещены все атомы Н в фосфорной кислоте: K3PO4
2) гидрофосфат – замещены 2 атома H в H3PO4:
K2HPO4
3) дигидрофосфат – замещен 1атом Н в H3PO4:
KH2PO4
93
Элементы VI А группы
Халькогены
O, S, Se, Te, Po
КИСЛОРОД
16
17
18
8 О; 8 О; 8 О
– увеличение атомного
номера
– уменьшается
сродство к водороду
– увеличение сродства
к кислороду
– уменьшается сила
кислородных кислот
О – голубой
образуют
S – желтый
аллотропные
вещества
Se – красный
Te – коричневый
Ро
гидриды
газообразны
В природе: О составляет 47% земной коры, 21% воздуха. Входит в
состав воды, горных пород, минеральных солей, белков, жиров,
углеводов.
Получение:
1) В лаборатории: 2KClO3=KCl+3O2↑ (нагревание, кат. MnO2)
2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2↑
2) В промышленности: из жидкого воздуха, электролизом воды.
Физические свойства. Аллотропные модификации
Кислород О2 – газ без цвета, Озон О3 – газ с характерным
вкуса и запаха, немного тяжелее запахом, разрушает органические
воздуха. В воде малорастворим. вещества. О3 – более сильный
При t = –183˚C и р=101325 кПа окислитель, чем О2.
переходит в жидкое состояние.
О2 + энергия = 2О, О + О2 = О3
(электрический разряд)
2KI+O3+H2O=I2+2KOH+O2
(качественная реакция на О3)
94
Химические свойства О2
образуются оксиды
1) С неметаллами S+O2=SO2
О2 – окислитель (кроме фтора)
2) С металлами 2Mg+O2=2MgO
3) С щелочными металлами 2Na+O2=Na2O2 (пероксиды)
4) Со сложными веществами 2Fe2S3+9O2=2Fe2O3+6SO2
Применение: в металлургии (для получения высоких температур);
для получения HNO3, H2SO4; обжиг руд; в медицине (кислородные
подушки и т.д.); в приборах для работы в подземных, подводных
условиях, космических полетах.
СЕРА S
В природе: FeS2 – железный колчедан (пирит), CuSO4∙2H2O – гипс,
Na2SO4∙10H2O – глауберова соль; в органических веществах.
Физические свойства: S –
Получение:
1) 2H2S+O2=2S+2H2O (нагрев)
твердое
хрупкое
вещество
(способ Клауса)
желтого цвета, не растворимо в
2) 2SO2+4H2S=6S+4H2O
воде, плохо проводит тепло и
(NH4)2S5=(NH4)2S+4S (нагрев)
электричество. Ткип. = 444,6˚С.
Аллотропные модификации: αсера, β-сера, сера моноклинная
(S8), сера ромбическая (S8), сера
пластическая (Sn).
Химические свойства серы
S – окислитель (нагревание)
S – восстановитель
S + 2Na = Na2S; S + H2 = H2S
S + O2 = SO2 (голубое пламя)
СОЕДИНЕНИЯ S
Сероводород H2S
Физические свойства: H2S – бесцветный газ с запахом тухлых яиц,
ядовит, поражает нервную систему.
Химические свойства: H2S – восстановитель
1) 2H2S+O2=2S+2H2O (недост. О2);
2H2S+3O2=2SO2+2H2O (изб. О2);
2) H2S+I2=2HI+S (с галогенами);
3) H2S+FeCl3=2FeCl2+2HCl+S.
95
Получение:1) H2+S=H2S;
2) FeS+2HCl=H2S+FeCl2.
Соли:
Cульфиды – не растворимы в воде (кроме сульфидов щелочных и
щелочноземельных металлов).
Гидросульфиды – растворимы в воде (напр., NaHS).
Оксид серы (IV)
Физические свойства: SO2 – бесцветный газ с резким запахом.
Химические свойства: SO2 – кислый оксид.
1) SO2+NaOH=NaHSO3 (SO2 изб.);
SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O (NaOH изб.)
2) SO2+2H2S=3S+2H2O
3) SO2+PbO2=PbSO4↓
4) SO2+Br2+2H2O=H2SO4+2HBr
Получение:
1)S + O2 = SO2 (нагревание)
2)Cu + 2H2SO4 = CuSO4 + SO2↑+ 2H2O (в лаборатории)
Сернистая кислота: SO2+H2O↔H2SO3
Соли:
Сульфиты H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O
Гидросульфиты H2SO3+NaOH=NaHSO3+H2O (недост. щелочи)
Применение
SO2
и
H2SO3:
красители;
уничтожение
микроорганизмов; при перевозке, хранении фруктов и ягод. Для
получения серной кислоты.
Оксид серы (VI) SO3
Физические свойства: бесцветная жидкость, t<17˚C –затвердевает.
Химические свойства: SO3 – кислотный оксид H2O+ SO3=H2SO4
Получение: 2SO2+O2=2SO3 (нагревание, кат.V2O5).
Серная кислота H2SO4
Физические свойства: тяжелая бесцветная маслянистая жидкость,
гигроскопична, нелетучая и не имеет запаха, не проводит
электрический ток.
Химические свойства:
1) обугливает углеводы 6H2SO4(конц.)+C6H12O6=6C+6H2SO4∙H2O
96
2) с металлами (стоящими до водорода в ряду напряжения Me)
H2SO4(разб.)+Zn=ZnSO4+H2↑
2H2SO4(конц.)+ Zn = ZnSO4 + SО2 + 2H2O
3) с сухими солями NaNO3+4H2SO4= NaHSO4+HNO3
Применение: производство химических волокон, красителей,
моющих, взрывчатых веществ, удобрений; рафинирование
минеральных масел, травление металлов.
Соли серной кислоты:
сульфаты H2SO4+NaOH = Na2SO4+2H2O
гидросульфаты H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O (недостаток
щелочи)
Качественная реакция на сульфат-ион
Реагент – соли бария, например BaCl2
H2SO4+ BaCl2=BaSO4↓+2HCl
Na2SO4+ BaCl2=BaSO4↓+2NaCl
BaSO4 – нерастворимый в воде и кислотах белый осадок.
Элементы VII A группы
Галогены F, Cl, Br, I
ХЛОР Cl2
+5
ns2np5 – последний уровень
– увеличение атомного номера
– уменьшается прочность связи между
атомами в простом веществе
– повышается плотность, t кипения и
плавления
– уменьшается реакционная
способность
– уменьшается сродство к водороду
– увеличение сродства к кислороду
– растет сила галогенводородных
кислот
+7
степени
окисления
Cl, Br, I.
F – трудносжимающийся газ
Cl – легкосжимающийся газ
Br – жидкость
I – твердое вещество
Предыдущий элемент
вытесняет последующий
из его солей и кислот
97
типичные
неметаллы
-1
Общая характеристика элементов
d
p
+ē s
-nē
+1
+3
В природе: в водах океанов, морей и озер – соединения хлора.
NaCl – хлорид натрия
сильвинит;
KCl – хлорид калия;
MgCl2∙6H2O – хлорид магния.
Получение:
1) В лаборатории: 4HCl+MnO2=Cl2+MnCl2+2H2O;
2) В промышленности: электролиз раствора NaCl(конц.),
Cl2 выделяется на аноде.
Физические свойства: Cl2 – ядовитый газ желто-зеленного цвета с
резким запахом, тяжелее воздуха в 2,5 раза.
Химические свойства:
1) с металлами Cu+Cl2=CuCl2;
Cl Cl
2) с неметаллами 2Р+3Cl2=2РCl3;
молекула
3) с водородом на свету (со взрывом) Cl2+H2=2HCl;
хлора
4) вытесняет бром и йод Cl2+2KBr=2KCl+Br2;
5) с водой Cl2+H2O↔HCl+HClO – хлорноватистая кислота.
Применение: обезвоживание воды и др.; отбеливание тканей и
бумаги; для получение HCl, хлорной извести.
СОЕДИНЕНИЯ Cl
Хлороводород и соляная кислота HCl
Получение:
1) В лаборатории: NaCl+H2SO4(конц.)=HCl↑+NaHSO4
2) В промышленности: H2+Cl2=2HCl – синтетический метод;
2NaCl+H2SO4=2HCl↑+Na2SO4 (t>110˚C) – сульфатный метод.
Физические свойства хлороводорода: бесцветный газ с резким
запахом, в 1,3 раза тяжелее воздуха. Водный раствор
хлороводорода – соляная кислота.
Физические свойства соляной кислоты: бесцветная жидкость во
влажном воздухе «дымит».
Химические свойства:
1) с металлами, стоящими в ряду напряжения Ме до Н2:
2HCl+Fe=FeCl2+H2↑;
2) с основными оксидами: CuO+2HCl=CuCl2+H2O;
3) с основаниями: Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O;
4) с солями:AgNO3+HCl=AgCl↓+HNO3;
5) с аммиаком: NH3+HCl=NH4Cl.
98
Элементы побочных подгрупп
Подгруппа хрома
Cr, Mo, W
Общая характеристика элементов
(n-1)d ns – последний уровень
4
2
4s
+6
+3
-nē
3d
+2
степени
окисления
ХРОМ Cr
В природе:
хромистый железняк FeO∙Cr2O3
Получение:
1) алюмотермия Cr2O3+2Al=Al2O3+2Cr
2) электролиз солей
Физические свойства: хром – серовато-белый металл, тугоплавкий,
Т плавления = 1875˚С, устойчив на воздухе.
Химические
свойства:
Металл
средней
активности,
в
электрохимическом ряду – … Zn Cr Fe … H.
С простыми веществами:
1) 4Cr+3O2=2Cr2O3 – защитная пленка, поэтому в обычных
условиях реагирует только с F2, при нагревании с Cl2, Br2, S
2) 2Cr+3Cl2=2CrCl3 (красное каление)
Со сложными веществами:
при нагревании – оксидная пленка растворяется и Cr реагирует с
кислотами-неокислителями (до Cr2+)
Cr+2HCl=CrCl2+H2
Cr+H2SO4(разб)=CrSO4+H2
99
Подгруппа железа
Fe, Co, Ni
(6÷8)
(n-1)d
Общая характеристика элементов
ns – последний уровень
4s
4s
3d
3d
3d
-3ē
-2ē
2
+3
степень
окисления
0
степень
окисления
4s
+2
ЖЕЛЕЗО Fe
В природе:Fe3O4(FeO∙Fe2O3) – магн.
железняк; Fe2O3 – гематит (красн.
железняк); Fe2O3∙H2O – лимонит
(бурый железняк); FeS2 – пирит;
FeCO3 – шпатовый железняк.
Физические свойства:
Железо – блестящий серебристобелый металл, обладает хорошей пластичностью, Тпл.=1539˚С. Легко намагничивается и размагничивается.
Химические свойства:
Металл средней активности, восстановитель, в сухом воздухе – защитная
пленка оксида, во влажном – ржавеет.
1) С сильными окислителями
(до Fe3+): 3O2+Fe=2Fe2O3
3Cl2+2Fe=2FeCl3
2) Со слабыми окислителями
(до Fe2+):
S+Fe=FeS
CuSO4+Fe=FeSO4+Cu
t
3Fe+4H2O 

Fe3O4+4H2
3) 4HNO3+Fe=Fe(NO3)2+NO+2H2O
t
6H2SO4+2Fe 

Fe2(SO4)3+3SO2+6H2O
На
холоде
не
пассивируется.
100
реагирует
–
Раздел 10. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Органические соединения
Ациклические,
цепные,
жирные, алифатические
Непредельные
Связь СС не
насыщенна
Предельные
Связь СС насыщенна
атомами
Циклические – в
виде кольца
Карбоциклические
Содержат кольца из атомов С
Ациклические
Предельные и
непредельные
Гетероциклические
Содержат кольца из атомов
С и других элементов
Ароматические
Содержат
бензольные кольца
метан CH4
гексан С6Н14
этан С2Н6
гептан С7Н16
пропан С3Н8
октан С8Н18
бутан С4Н10
нонан С9Н20
пентан С5Н12
декан С10Н22
Одновалентные
радикалы
Углеводороды
10.1.Углеводороды
Предельные углеводороды. Алканы
СnH2n+2
метил СН3этил С2Н5пропил
С3Н7бутил С4Н9пентил
С5Н11(амил)
гексил
С6Н13гептил
С7Н15октил С8Н17нонил
С9Н19децил
С10Н21-
Номенклатура:
1) выбрать самую длинную цепь;
2) пронумеровать атомы С в цепи;
3) определить радикалы и к какому по счету атому С они
присоединены;
4) дать название цепи.
101
1
С – первичный,
т.к. связан с одним С;
4,6
С – вторичные,
(с двумя С);
2,3
С – третичные;
5
С – четвертичный
2,5 – диметил – 3,5 – диэтил гептан
С – С4 – газ,
Физические свойства:
СН4 – газ без цвета и запаха, С5 – С15 – жидкость,
легче воздуха, нерастворим в С16 и больше твердое вещество
воде.
Строение СН4
sp3 - гибридизация
Химические свойства
Разрыв СН связи
Разрыв СС связи
1. Свободнорадикальное
Крекинг
1.
Каталитический
–
в
замещение
С галогенами:
присутствии катализатора, при
CH4+Cl2=CH3Cl+HCl.
высоких t, p. Происходят реакции
CH3Cl – хлористый метил
расщепления,
изомеризации,
hv
Механизм:
Cl2  2Cl дегидрирования, полимеризации.
2.
Температурный
–
при
CH4+Cl→CH3+HCl
высоких t (450-550˚C) и P.
CH3+Cl→CH3Cl
Молекула с большим числом
2. Нитрование
атомов углерода расщепляется на
CH4+HNO3→CH3NO2+H2O.
молекулы с меньшим числом
CH3NO2 – нитрометан
3. Дегидрогенизация (высок. t, атомов:
С4Н10→С2Н6+ С2Н4.
катализатор) С4Н10→С4Н8+Н2.
102
3. Горение
1)СН4+2О2=СО2+2Н2О (голубое
пламя);
кат
 СН3ОН метиловый
2) СН4 
спирт;
кат
 НСОН формальдегид
3) СН4 
Получение:
1) CH3COONa+NaOH→Na2CO3+CH4;
2) Al4C3+12H2O→3CH4↑+4Al(OH)3;
3) C+2H2→CH4 (кат. Ni, t);
4) реакция Вюрца:
C2H5Br+2Na+BrC2H5→C2H5–C2H5 + 2 NaBr;
6) в технике: синтетический бензин
nCO + (2n+1)H2→CnH2n+2+nH2O.
(200˚С, кат., давл.)
Циклоалканы СnH2n – предельные углеводы с замкнутой цепью.
Химические свойства
Химические свойства циклоалканов аналогичны химическим
свойствам алканов. Циклоалканы относительно легче циклизуются
при дегидрогенизации:
циклогексан
103
Непредельные углеводороды. Алкены
СnH2n
Физические свойства:
С2Н4 – этилен – бесцветный газ со
слабым сладковатым запахом,
легче воздуха, малорастворим в
воде.
Номенклатура: Углеводороды,
содержащие
двойную
связь,
оканчиваются на -ен.
Этан С2Н6→этен С2Н4
1
2
3
Н2 С  ССН3
2-метилпропен-1
СН3
Строение: наличие в молекуле двойной связи, σ-связи и π-связи. За
счет разрыва π-связи идут реакции присоединения.
Химические свойства
I. Реакция присоединения
1)
присоединение
галогенов:
CH2=CH2+Br2→BrCH2CH2Br
(дибромэтан) – качественная реакция на непредельные углеводороды,
красно-бурая окраска бромной воды обесцвечивается.
2) с галогеноводородами по правилу Морковникова:
CH3CH=CH2+HBr→CH3CHBrCH3; галоген присоединяется к
менее гидрогенизированному атому С, водород – к более
гидрогенизированному атому углерода по двойной связи.
H SO
3) с водой – реакция гидратации: CH2=CH2+Н2О 
 СН3СН2ОН;
4) гидрогенизация: CH2=CH2+Н2 
 СН3СН3.
Pt ( Ni )
II. Реакция окисления
3CH2=CH2+4Н2О+2KMnO4→3CH2OHCH2OH+2MnO2+2KOH
обесцвечивание раствора, качественная реакция.
III. Горение
С2Н4+3О2→2СО2+2Н2О светящееся пламя
IV. Полимеризация CH2=CH2+ CH2=CH2→ СН2СН2СН2СН2
2
4
Получение:
150
1) из спиртов дегидратацией: С2Н5ОН HSO, кат
.,
 CH2=CH2+Н2О;
2) из галогенопроизводных:С2Н5Br+KOH(cпирт)→CH2=CH2+KBr+ Н2О;
Ni
3) дегидрированием: СН3СН3 
CH2=CH2+Н2.
2
104
4
Алкины
СnH2n-2
Номенклатура. Углеводороды,
Физические свойства:
С2Н2 ацетилен – бесцветный газ, содержащие тройную связь,
легче воздуха, малорастворим в оканчиваются на -ин.
воде.
1
2
3
4
5
Н С  С С Н 2  С Н  С Н 3
СН3
4-метилпентин-1
Строение: углеводородные атомы находятся в состоянии spгибридизации. Молекула имеет линейное строение, атомы углерода
соединены одной σ-связью и двумя π-связями.
Химические свойства
Ni
1) гидрогенизация: СН≡СН+Н2 t,

 СН2=СН2;
СН2=СН2+Н2→СН3СН3;
2) с галогенами: СН≡СН+Br2→BrCH2=CH2Br;
BrCH2=CH2Br+ Br2→Br2CHCHBr2;
3) с галогеноводородами: СН≡СН+НCl→ СН2=СНCl;
Hg
4) гидратация: СН≡СН+Н2О 
 СН3СОН (уксусный альдегид) –
реакция Кучерова;
5) с соединениями металлов (Ag, Cu):
СН≡СН+2[Ag(NH3)2](OH)→AgC≡CAg+2H2O+4NH3;
2
ацетиленид серебра
СН≡СН+2Cu(OH)2→CuC≡CCu+3H2O+0,5О2.
ацетиленид меди (I)
Получение:
1) CaC2+2H2O→Ca(OH)2+C2H2;
t
2) 2CH4 

СН≡СН+3H2 (кат. Rh-Ir).
Диеновые углеводороды
СnH2n-2
Химические
свойства
Номенклатура
характерные для непредельных Название углеводородов, содеруглеводородов.
жащих две двойные связи, оканчивается на -диен и указывает
105
Например:
Н2С=СНСН=СН2+Br2→
→CHBrCH=CHCHBr
место расположения
связей.
Н2С=СНСН=СН2
двойных
бутадиен-1,3
Н2С=ССН=СН2
СН3
2-метил бутадиен-1,3
Получение:
1) способ Лебедева 2СН3СНОН→Н2С=СНСН=СН2+2Н2О;
(пропускание паров этилового спирта над катализатором)
2) каталитическое дегидрирование
СН3СН2СН2СН3→СН2=СНСН=СН2+2Н2.
Ароматические углеводороды. Ряд бензола. Арены
СnH2n-6
Строение бензола
Физические свойства бензола
Бензол – бесцветная, летучая, огнеопасная жидкость со своеобразным
запахом, не растворима в воде. Горит коптящим пламенем. Смесь
паров бензола с воздухом взрывоопасна. Бензол ядовит.
106
Химические свойства
I. Реакция замещения
1) с галогенами:
2) нитрование:
Реакция идет в присутствии концентрированной
серной кислоты.
3) с галогенопроизводными углеводородами (алкилирование):
.
II. Реакции присоединения
1)гидрогенизация:
;
2) с хлором:
..
III. Окисление боковых цепей алкилбензолов
.
107
Получение:
1) в большом количестве из нефти, из каменноугольной смолы путем
сухой перегонки каменного угля.
2) дегидрогенизация
а) из циклогексана:
;;
б) из гексана:
Pt
СН3СН2СН2СН2СН2СН3 
4Н2 +
;
3) способ Зелинского из ацетилена(тримеризация):
3НС≡СН
600 ,C
 активир

. 
.
Нефть и ее переработка
Нефть – маслянистая жидкость, легче воды,
нерастворима в воде. Это сложная смесь
углеводородов
различной
молекулярной
массы (алканы, циклоалканы, ароматические)
Первичная переработка нефти
Перегонка
Бензин (tкип. 20-200˚С)
углеводороды содержат
атомов С
Термический крекинг при t=450550˚С; Р=2-7 МПа, расщепление:
С16Н34→С8Н18+С8Н16
5-9
Каталитический крекинг при катализаторе
(алюмосиликаты),
t=450˚C, Р – атмосферное; расщепление, изомеризация.
Лигроин (tкип. 120-240˚С)
Керосин
(tкип.
150-300˚С)
углеводороды содержат 9-16
атомов С
Ароматизация углеводородов
Катализаторы Pt, Mo, повышенная
t. Алканы, циклоалканы →
ароматические углеводороды.
Соляровое масло или газойль
(tкип.300˚С и выше)
Гудрон
остаток
Вторичная переработка
Изменение структуры углеводородов
Мазут
108
10.2. Кислородсодержащие органические соединения
Спирты
СnH2n+1OH или ROH
Номенклатура. Название углеводорода + окончание ол →спирт.
Определить с каким по счету атомом углерода связана ОН-группа,
или с каким атомом углерода (первичным, вторичным…).
4
3
2
1
С Н3  С Н2  С Н  С Н3
ОН
вторичный бутиловый спирт или бутанол-2
1) одноатомный
спирт содержит одну
гидроксильные
группы
СН3ОН
метанол
2) двухатомный
спирт – две гидроксильные группы
СН2 ОН
СН2 ОН
этиленгликоль
3) трехатомный
спирт – три
гидроксильные
группы
СН2 – СН – СН2
ОН
ОН ОН
глицерин
Физические свойства спиртов
Жидкости (до 12 атомов С), твердые
Н Н
вещества (более 12 атомов С); легче
Н C C О Н
воды растворяются в воде.
Н Н
электронная формула
Химические свойства
1) с Ме (Na, K) 2C2H5OH+2Na↔2C2H5ONa+H2;
алкоголят натрия
Алкоголяты – непрочные вещества, разлагаются водой:
C2H5ONa+Н2О↔C2H5OH+NaОН;
2) с щелочами
C2H5OH+NaОН↔C2H5ONa+Н2О;
Pt
3) окисление
C2H5OH+[O] 
Н2О+CH3C=O;
Н
4) горение
5) дегидратация
2СН3ОН+3О2→2СО2+4Н2О;
C2H5OH HSO
 СН2=СН2+Н2О.
,t 
2
4
109
Метиловый спирт
СН3ОН
Метанол, древесный спирт – бесцветная жидкость, сильный яд.
Получение:
CuO , 250 , 7 МПа
СО+2Н2 ZnO
 
   СН3ОН.
Применение: растворитель для синтеза формальдегида, красителей и
т.д.
Этиловый спирт
С2Н5ОН
Бесцветная жидкость, tкип=78,3˚С, tзамерз= –114˚С. Горит светящимся
пламенем.
Получение:
1) брожение сахаристых веществ:
С6Н12О6→2С2Н5ОН+2СО2;
2) древесина → глюкоза → спирт;
3) гидратация:
300 , 7 , 5 МПа
СН2=СН2+Н2О кат
.,
  С2Н5ОН.
Применение: для получения синтетического каучука, пластмасс;
растворитель; для производства диэтилового эфира, красителей,
уксусной кислоты, пороха; в медицине.
Гликоли
СnH2n(OH)2
Этиленгликоль СН2ОН–СН2ОН – сиропообразная жидкость, без запаха, ядовит, смешивается с водой, гигроскопичен.
Химические свойства как у одноатомных спиртов.
Например, реакция с натрием:
или с гидроксидом меди:
;
110
с щелочами:
.
Получение:
1) СН2=СН2 + Н2О + [O] → CH2OH–СН2ОН;
2) СН2Cl–СН2Cl + 2NaOH → CH2OH–СН2ОН + 2NaCl.
Глицерин
СН2ОН–СНОН–СН2ОН
Бесцветная, вязкая, гигроскопичная жидкость, сладкая на вкус.
Химические свойства близкие к этиленгликолю:
1) с гидроксидом меди:
2) нитрование:
3) с карбоновыми кислотами → сложные эфиры, жиры, масла.
Получение:
111
Фенолы
Фенолы – в молекуле гидроксильная группа связана с бензольным
кольцом.
Физические свойства С6Н5ОН (карболовая кислота): бесцветное
кристаллическое вещество с резким запахом; tплавл=42,3˚С, tкип=182˚С,
ядовит, антисептик.
Химические свойства:
1) 2С6Н5ОН+2Na→2C6H5ONa+H2 с металлами (Na, K);
2) С6Н5ОН+NaOH→C6H5ONa+H2O с щелочами;
3) реакции замещения в бензольном кольце:
.
Получение:
1) из каменноугольной смолы при сухой перегонке угля;
2) синтетическим путем из бензола и пропилена.
Альдегиды
Альдегиды – в молекуле содержится функциональная группа.
Номенклатура: название альдегида → название углеводорода + аль
Строение:
– карбонильная группа
(карбонил) – связь сильно
полярная.
112
Формальдегид
Физические свойства:
Бесцветный газ с резким запахом, ядовит, хорошо растворим в воде.
40% раствор формальдегида – формалин.
Химические свойства:
1) реакции окисления:
а)
Реакция «серебряного зеркала» – качественная реакция.
б)
;;
2) гидрогенизация:
;
3) с гидросульфитом:
;
4) с синильной кислотой:
;
5) полимеризация:
.
Получение:
1) 2СН3ОН+О2→2НСОН+2Н2О (пары метанола в воздухе над катализатором Cu, t=300˚C);
2) СН4+О2→СН2О+ Н2О (окисление метана, t=400-600˚C, кат.).
113
Ацетальдегид
Физические свойства. Этаналь – бесцветная жидкость с резким
запахом, хорошо растворим в воде, tкип=21˚
Химические свойства аналогичны свойствам формальдегида.
Полимеризация:
паральдегид
Поликонденсация
Поликонденсация – процесс образования высокомолекулярных
соединений из мономеров, сопровождающийся выделением
низкомолекулярных
побочных
продуктов
(вода,
аммиак,
хлороводород).
фенолформальдегидная
смола
Кетоны R – C – R
║
O
Кетоны – в молекуле содержится карбонильная
группа связанная с двумя углеводородными радикалами.
Номенклатура: название кетона → название R + кетон или
название кетона → название углеводорода + он,
СН3СОСН3 – диметилкетон, пропанон, ацетон;
СН3СОСН2СН2СН3 – метилпропилкетон, пентанон-2.
114
Химические свойства аналогичны свойствам альдегидов, но нет
реакции «серебряного зеркала».
Карбоновые кислоты
Карбоновые кислоты – в молекуле содержится
функциональная карбоксильная группа
(карбонил + гидроксил)
Номенклатура: тривиальное название; название кислоты = название
углеводорода + овая кислота или от названия простейших кислот, например: СН3СН2СН2СООН – масляная кислота, бутановая.
Строение: Связь С=О более прочная, чем в карбонильной группе,
связь ОН менее прочная, чем в спиртах.
Муравьиная кислота
НСООН
Физические свойства: бесцветная жидкость с резким запахом,
tкип=101˚С, растворяется в воде, вызывает ожоги на коже (листья
крапивы, муравьи).
Химические свойства:
определяются в том числе наличием альдегидной группы:
1) реакция «серебряного зеркала» :
HCOOH+Ag2O→2Ag↓+CO2+H2O;
2) при нагревании:
HCOOH→CO+H2O.
t
Получение: CO+NaOH 
HCOONa;
HCOONa+H2SO4→HCOOH+NaHSO4.
115
Раздел 11. АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Химический анализ
Анализ – выяснение состава смеси веществ или отдельных вещества.
Различают качественный и количественный анализ. В более широком
смысле к анализу также относится определение строения веществ.
Качественный анализ
Определение составных частей
смеси веществ или чистого
вещества.
Применяются
химические, спектроскопические
и хроматографические методы
анализа.
Количественный анализ
Определение
количественного
отношения составных частей
смеси веществ или чистого
вещества.
Для
этого
применяются
химические, электрохимические,
оптические, хроматографические
методы.
Определение строения веществ
Химические методы
Основываются на том, что с помощью специальных реагентов
выбирается такой тип реакций, который позволяет сделать вывод о
наличии определенных групп атомов (функциональных групп) или
ионов в исследуемом веществе.
Физические методы (инструментальные методы анализа)
Используются сегодня шире, чем чисто химические методы. Прежде
всего, широкое применение находят спектроскопические и
дифрактометрические методы анализа. С их помощью у
органических и неорганических молекулярных веществ выявляются
структурные формулы (размеры молекул, углеродный скелет,
кратные связи, функциональные группы), данные о микростроении
молекул (расстояние между атомами, угол связи, распределение
электронной плотности), проводится исследование кристаллических
структур (класс кристаллов, тип кристаллической решетки, состояния
неупорядоченности – дефектности кристаллической решетки) и
поверхностных явлений.
116
11.1. Методы качественного анализа
(реакции обнаружения)
Окрашивание пламени (предварительная проба)
Окрашивание бесцветного пламени газовой горелки летучими солями
металлов, в большинстве случаев галогенидов, которые с помощью
нихромовой проволочки вводятся в пламя. Однозначное определение
возможно только с помощью спектроскопа.
Элемент Литий
Натрий
Калий
Кальций
Барий
Медь
Окраска Красный Желтый Фиолетовый Кирпично- Желто- Зеленый
пламени
красный зеленый
Реакции осаждения
Химические реакции, в результате которых образуется малорастворимое вещество, выпадающее в осадок.
Определяемый
Отличительный признак
Реактив
ион
реакции
Катион
Сероводородная Осадок: черный сульфат
свинца(II)
вода
свинца(II)Pb2++S2–-=PbS↓
Fe4[Fe(CN)6]3 интенсивно –
Раствор
Катион
синий(берлинская лазурь)
гексацианоферра
4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4– →
железа(III)
та (II) калия
Fe4[Fe(CN)6]3↓
Осадок: Fe3[Fe(CN)6]2 синего
Раствор
цвета (турнбуллева синь)
Катион
гексацианоферра
железа(II)
3Fe2+ + 2[Fe(CN)6]3– →
та (III) калия
Fe3[Fe(CN)6]2↓
Осадок: белый карбонат кальций
Известковая вода
Диоксид
Са2++СО2+2ОН– = СаСО3↓+Н2О
углерода
Осадок белый карбонат бария
Баритовая вода
Ва2++СО2+2ОН– =ВаСО3↓+Н2О
Кислород
Тлеющая лучина Ярко вспыхивает
Азот
Горящая свечка
Гаснет
Проба на гремучий газ
Водород
Воздух
2Н2+О2=2Н2О
117
Определяемый
ион
Катион
аммония
Карбонат -ион
Реакции с выделением газа
Отличительный признак
Реактив
реакции
Выделения аммиака
Раствор едкого натра
t
NH4++OH– 
NH3↑ +H2O
Выделение диоксида
Хлороводородная
углерода
кислота
СО32– + 2Н+=СО2↑+H2О
Качественный элементный анализ
Качественное обнаружение элементов в веществе путем:
Обнаружения ионов, которые уже Взаимодействия
веществ
(в
присутствуют
в
веществах большинстве случаев реакции с
(неорганических) или образуются изменением
окраски
или
при помощи подходящих реакций окисления восстановления). С
(в неорганических и органических образованием
газообразных
веществах).
продуктов, которые могут быть
обнаружены (в неорганических и
органических веществах).
Хлоридион
Бромидион
Иодидион
Сульфат
-ион
Раствор
нитрата
серебра(I),
подкисленный азотной
кислотой
Раствор
нитрита
серебра(I),
подкисленный азотной
кислотой
Раствор
нитрита
серебра(I),
подкисленный азотной
кислотой
Раствор хлорида бария,
подкисленный хлороводородной кислотой
Раствор ацетата
нитрита свинца (II)
или
118
Осадок:
белый
хлорид
+
–
серебра(I) Ag +Cl =AgCl↓
Осадок: желтый бромид серебра(I) Ag++Br– → AgBr↓ растворим в концентрированном растворе аммиака
Осадок:
желтый
иодид
+ –серебра(I)
Ag +I =AgI,
не
реагирует с аммиаком в
растворе
Осадок: белый, сульфат бария
Ba 2   SO42   BaSO4 
Осадок: черный, сульфид свинца (II)
Pb2++S2– =PbS↓
Цветные реакции
Химические реакции, при которых путем сливания растворов или погружения в раствор универсальной индикаторной бумаги происходит
изменения цвета, характерное для определяемых ионов.
Определяемый
ион
Катион железа
(III)
Катион оксония
(кислые
растворы)
Гидроксид
–
ион (щелочные
растворы)
Катион меди(II)
Нитрат – ион
Ортофосфат
ион
–
Реактив
Раствор
тиоцината
аммония
(избыток)
Лакмус
Метилоранж
Универсальная
индикаторная
бумага
Фенолфталеин
метиловый
красный
универсальная
индикаторная
Отличительный признак реакции
Ярко-красный цвет Fe3+ + 3NCS– =
Fe(NCS)3
Цвет: красный
Цвет: красный
Определение значения рН путем
сравнения с цветовой шкалой
Цвет: малиновый
Цвет: желтый
Цвет: желтый
Определение значения рН путем
сравнения с цветовой шкалой
Осадок голубого цвета, который
при дальнейшем добавлении раствора аммиака переходит в расРаствор аммиака
твор с образованием синего катиона тетраамминмеди(II):
Cu(OH)2+4NH3=[Cu(NH3)4]2++2OHРазбавленная
серная кислота,
От фиолетового до коричневого
сульфат железа
цвета сульфат нитрозопентааква(II), концентрижелеза(II) [Fe(H2O)5NO]SO4
рованная серная
кислота
Раствор
Образование желтого
молибдата
додекамолибдофосфата аммония
аммония,
подкисленный (NH4)3[P(Mo3O10)4]
азотной
119
кислотой
Обнаружения газов
Определяемый
ион
Аммиак
Хлороводород
Реактив
Отличительный признак реакции
Хлороводород
Белый дым хлорида аммонии
NH3(г)+HCl(г)=NH4Cl↑
Влажная
универсальная
Голубой цвет
индикаторная
бумага
Белый дым хлорида аммония
Аммиак
HCl(г)+ NH3(г)= NH4Cl↑
Влажная
универсальная
Красный цвет
индикаторная
бумага
Обнаружение
Элемент
в виде
Хлорид ионов
Хлор
Хлорида
меди (II)
Диоксида
углерода
Углерод
Диоксида
углерода
Проведения анализа
Раствор подкисляют азотной кислотой и добавляют
раствор нитрата серебра(I)
Медную
проволоку
«смачивают» исследуемым
раствором и вносят в
пламя
горелки
(проба
Бейльштена)
Смешивают исследуемый
раствор
с
хлородоводородной
кислотой, выделяющийся
газ пропускают (недолго)
через баритовую воду
Покрывают
вещество
оксидом
меди(II),
нагревают, выделяющийся
120
Отличительный
признак
реакции
Осадокбелого
цвета
Зеленое пламя
Осадок белого
цвета
Осадок белого
цвета
газ пропускают (недолго)
через баритовую воду
Нагревают вещество с
концентрированным едким
натром, проверяют газ
Азот
Аммиака
влажной
универсальной
индикаторной бумагой или
проводят
реакцию
с
хлороводородом
Смешивают
раствор
Сульфидвещества с раствором
ионов
ацетата свинца(II)
Нагревают
вещество
проверяют газ бумагой
сероводорода
смоченной
ацетатом
свинца(II)
Подкисляют исследуемый
Сульфатраствор хлороводородной
Сера
кислотой,
добавляют
ионов
раствор хлорида бария
Нагревают вещество с
нитратом калия, расплав
растворяют в воде, раствор
Сульфитфильтруют,
подкисляют
ионов
хлороводородной кислотой
и
добавляют
раствор
хлорида бария
Раствор
вещества
Катионов
смешивают с раствором
оксония
индикатора
Вещество
покрывают
Водород
слоем оксида меди(II),
нагревают,
помещают
Воды
каплю
жидкости
на
бумагу,
пропитанную
хлоридом кобальта(II)
121
Едкий запах,
голубой цвет,
белый дым.
Осадок черного
цвета
Запах тухлых
яиц, черный
осадок
Осадок белого
цвета
Осадок белого
цвета
Изменение
цвета
Изменение
голубого цвета
на светлорозовый
Реакции обнаружения органических соединений
Предмет
Отличный признак
Реактив
определения
реакции
Обесцвечивания
в
Раствор брома
результате
присоединения брома
Кратные связи в
Коагуляция (выделения
молекуле
Раствор перманганата
хлопьевидного осадка):
калия
(реактив
коричневого
цвета,
Байера)
оксид марганца (IV)
Образования
Гидроксогруппы в
триметилового сложного
метаноле и
Гидроксид бора
эфира, который горит
этаноле
зеленым пламенем
Предельные
Образование
карбоновые кислоты с тиметилового сложного
Гидроксогруппы в 2-5 атомами углерода эфира с характерным
спиртах
в молекуле
запахом
Образование водорода
Натрий
(проба на гремучий газ)
Цвет:красно-фиолетовый
Альдегидные
Фуксинсернистая
(образование продукта
группы
кислота
присоединение)
При нагревании вначале
Фелингова жидкость, изменение цвета, затем
(раствор
сульфата выпадение
кирпичномеди(II) и тартрата)
красного осадка оксида
меди(II)
Органические
При
нагревании
восстановители
приобретает черный цвет
Свежеприготовленный из-за
выделения
аммиачный
раствор высокодисперсного
соли серебра(I)
серебра;
«серебреного
зеркала» на стенках
сосуда
Карбоксигруппы в Предельные спирты и Образования сложного
предельных
1-5 атомами углерода эфира с характерным
кислотах
в молекуле
запахом
122
Крахмал
Целлюлоза
Протеины
Раствор белка
Неблагородные
металлы
Раствор йода с йодидом калия
Раствор
хлорида
цинка(II)
Образования водорода
(проба на гремучий газ)
Цвет: синий
Цвет: синий
Цвет:
желтый
при
добавлении щелочи –
оранжевый
Едкое кали, раствор Цвет красно-фиолетовый
сульфата меди (II)
(биуретовая реакция)
Концентрированная
азотная кислота
Индентификация синтетических материалов
Из-за того, что синтетические материалы имеют похожие свойства,
для их идентификации простыми методами требуется проведения нескольких проб.
Проба
Результат
Полиамиды
Полиэфиры
Плотность по плавает
сравнению с
тонет
водой
Горит
коптящим
пламенем
Горит
Горение кипящим
пламенем
Не горит
Едкий
Запах
после
тушения Погасшей
пламени свечи
123
Полистирол
Твердый Мягкий
ПВХ
ПВХ
11.2. Методы количественного анализа
Титриметрический анализ (объемный анализ)
Метод количественного анализа, основанный на том, что к раствору
определяемого вещества постепенно прибавляют титрованный
раствор реактива с известной концентрацией (титрант), пока его
количество не станет эквивалентным количеству реагирующего с ним
определяемого вещества. Определение веществ таким методом
называют титрованием.
Наиболее важными методами объемного анализа являются: кислотно-основное титрование, комплексонометрия, аргентометрия, перманганатометрия и йодометрия.
Кислотно-основное титрование
Метод объемного анализа, при котором концентрация кислоты или
основания в растворе определяется количественно путем добавления
титрованного раствора. Определение точки эквивалентности
происходит при помощи индикаторов.
Кислотно-основные индикаторы. Органические красителикислоты, которые в водном растворе подвергаются обратимому
протолизу; кислоты и сопряженные основания имеют разную
окраску.
HIn
+
Н2О
↔
Кислота индикатор
(например, красный)
Н3О+
+
In-
Основание-индикатор
(например, желтый)
Проведение титрования. Определенный объем (примерно 10
мл)анализируемого раствора смешивается в колбе Эрленмейера с
несколькими каплями раствора-индикатора. Титрованный раствор
медленно (по каплям) добавляется из бюретки в колбу, до тех пор
пока изменение цвета индикатора не покажет точку эквивалентности.
По школе бюретки находится расход титрованного раствора.
Кривые нейтрализации. В точке эквивалентности, где количество
стандартного раствора (титранта) строго эквивалентно количеству
определяемого вещества, происходит скачкообразное изменение
значения рН с изменением цвета индикатора.
124
Кондуктометрическое титрование
Метод определения точки эквивалентности при помощи измерения
электропроводности
раствора.
В
точке
эквивалентности
электропроводность достигает своего минимума.
–Измерительная ячейка
– Изолированные медные провода
– Анализируемый раствор
– Графитовые стержни(инертные электроды)
– Магнитная мешалка
Потенциометрия
Метод определения точки эквивалентности по зависимости
электродного потенциала от концентрации. Замеряются напряжения
гальванических цепей – измерительных электродов и эталонных
электродов (электродов сравнения). В точке эквивалентности
происходит скачок потенциала.
Аппаратура
– Электрод сравнения
– Каломельный электрод
– Калибровочный или
анализируемый раствор
– Калибровочный или
анализируемый раствор
– Медная пластина
– Каломельный электрод
Окислительно-восстановительное титрование
Титрование, при котором наблюдается перенос электронов. Конечная
точка при использовании цветных титрантов (например, перманганатион, йод) может быть определена визуально. Ее можно определить и
потенциометрическим методом с помощью платинового электрода
сравнения.
125
Титрование перманганатом калия (перманганатометрия)
Перманганат-ионы в титрованном растворе восстанавливаются в кислотной среде до катионов марганца (II) (1), а в нейтральной среде до
оксида марганца(IV):
Mn-4 + 5е- + 8Н3О+ = Мn2+ + 12Н2О; (1)
Mn-4 + 3е- + 2Н2О = МnО2 + 4ОН- . (2)
определение железа:
5Fe2+ + МnО-4 + 8Н3О+ = 5Fe3+ + Мn2+ + 12Н2О.
Комплексонометрия
Аналитический метод, при котором определяемые катионы переводятся в стабильные хелатные соединения. Для этого подходит
этилендиаминтетрауксусная кислота H4EDTA (HOOC–CH2)2N–CH2–
CH2–N(CH2–COOH)2, которая применяется в качестве двунатриевой
соли. В качестве индикаторов служат эриохромовые красители,
комплексы металлов с которыми имеют другой цвет.
Определение катионов магния
Реакция с индикатором:
Mg2+ + HIn2– + Н2О = [MgIn]– + Н3О+;
голубой
красный
Титрование:
Мg2+ + H2edta2– + 2H2O = [Mg edta]2– + 2H3O+;
[MgIn]– + H2edta2– + H2O = [Mg edta]2– + HIn2– + Н3О+.
красный
голубой
Осадительное титрование
Аналитический метод титрования, при котором определяемые ионы
при помощи титрованного раствора переводятся в малорастворимые
соединения и тем самым осаждаются. В точке эквивалентности концентрация участвующих ионов изменяется скачкообразно; точка определяется произведением растворимости.
126
Аргентометрия
Нитрат серебра (I) выступает в качестве вещества титрованного раствора; используется плохая растворимость галогенидов серебра (I);
определение конечной точки потенциометрическим методом или визуально с помощью осаждения с цветным индикатором (хроматионы).
Кривая титрования для аргентометрического
определения хлорид-ионов
Реакция осаждения:
Сl– + Ag+ = AgCl↓
белый
Реакция с индикатором:
+
CrO 24  + 2Ag = Ag2CrO4↓
желтый
Гравиметрия
Определяемый ион переводится в малорастворимое, поддающееся
взвешиванию соединение постоянного состава. В осадок, измеряемый
количественно, должно выпадать только одно соединение. Осадок
должен быть отделен от раствора, промыт, просушен или прокален до
состояния, в котором его состав будет постоянным (весовая форма).
Ва2+ + SO42– = BaSO4↓
t
Ca2+ + C2O42– + H2O → CaC2O4·H2O↓ 

CaCO3 + CO + H2O
Выделение (осаждение) определяемых ионов можно производить при
помощи
электролиза
(электрогравиметрический
анализ),
в
особенности при помощи катодного восстановления на платиновых
электродах.
Сu2+ + 2ē = Cu↓
Определение точной массы проводится вместе с электродом, масса
которого определяется заранее.
127
11.3. Спектроскопические методы анализа
Взаимодействие между молекулами и электромагнитным
излучением. Путем поглощения электромагнитного излучения в
молекулы переходят в возбужденное состояние. При этом важную
роль играет энергия, т. е. длина волны поглощенного излучения.
Вид излучения
Длина
волны
Рентгеновы лучи
0,05-5нм
Ультрафиолетовое
излучение
Видимый свет
Инфракрасное
излучение
Микроволны
Радиоволны
Процесс возбуждения
Внутренних электронов в атомах и
молекулах
Внешних электронов в атомах и
5-400нм
молекулах
400Внешних электронов в сопряженных
700нм π-электронных системах
700нмКолебаний молекул
500мк
500мкВращения молекул
30см
Спиновых переходов в атомных
>30см
ядрах (ядерный магнитный резонанс)
Поглощение излечения позволяет в спектрометрии его измерять и
регистрировать. При этом падающее излучение делится на эталонное
и измеряемое при одинаковой интенсивности. Измеряемое излучение
проходит через пробу; при этом происходит поглощение, изменяется
интенсивность. Различия в интенсивности измеряются детектором и
записываются на самописце в виде сигнала (пика).
Особое значение для выяснения строения имеют:
спектроскопия в ультрафиолетовом и видимом диапазонах спектра
(ультрафиолетовая спектроскопия и абсорбционная спектроскопия в
видимой области), спектроскопия в инфракрасном диапазоне и
спектроскопия ядерного магнитного резонанса.
Ультрафиолетовая спектроскопия
и абсорбционная спектроскопия в видимой области
Поглощение электромагнитного излучения из ультрафиолетовой и
видимой части спектра; возбуждает переходы электронов в
128
молекулах с занятых на незанятые энергетические уровни. Чем
больше разность в энергии между энергетическими уровнями, тем
большую энергию, т. е. более короткую длину волны, должно иметь
излучение.
Возбуждаемая связь
σ-связь
Изолированная π-связь
Сопряженные π-связи
Длина волны (λ) поглощенного
излучения
5–180 нм (дальняя УФ-область)
180–400 нм (ближняя УФ-область)
400–700 нм (видимая область)
Часть молекулы, которая в значительной части определяет
поглощение света, называется хромофором. Практическое значение
для определения строения органических молекул имеет область от
200 до 700 нм.
Поглощение света в сопряженных полиенах:
СH3–(CH=CH)n–СH3
Связь
λмахс, нм
СН3–(СН=СН)3–СН3
275
СН3–(СН=СН)4–СН3
310
СН3–(СН=СН)5–СН3
342
Количественное измерение. Наряду с положением максимума
поглощения для анализа также важно значение экстинкции
(ослабления) излучения, т.е. интенсивности его поглощения. В
соответствии с законом Ламберта-Бера
Е = Lg·I0/I = εcd
где E – экстинкция, зависит от концентрации
поглощающего вещества;
I0 – интенсивность падающего света;
I – интенсивность проходящего света;
ε – молярный коэффициент экстинкции, см2/моль;
с – концентрация, моль/л;
d – толщина слоя пробы, см.
Фотометрия. Использует зависимость экстинкции от концентрации
при определенной длине волны для оптического исследования в
растворе. Измерение проводится визуально или с помощью
фотоэлементов.
129
Колориметрия. Позволяет определять концентрацию в видимой
части спектра путем визуального сравнения окрашенных растворов с
такими же эталонными растворами.
Инфракрасная спектроскопия. Поглощение электромагнитного
излучения из инфракрасной части спектра; возбуждает колебания
внутри молекулы.
Колебания молекул. Процессы в молекуле, при которых изменяется
длина
связей
(валентные
колебания)
или
угол
связи
(деформационные колебания).
Оптическое возбуждение колебаний происходит лишь в том случае,
если при колебательном процессе симметрия распределения зарядов
изменяется, т. е. возникает колебательный диполь.
Обработка инфракрасных спектров. Инфракрасные спектры
позволяют обнаруживать функциональные группы и характерные
связи в молекулах, идентифицировать связи и их частоту, а также
количественно определять газы.
Характерные инфракрасные полосы поглощения
Соединения
Алканы
Алкены
Алкины
Спирты, фенолы
карбоновые кислоты
Алкины
Алкены
Альдегиды, кетоны, карбоновые
кислоты и их производные
Волновое число ν ,см-1
2960–2850
3100–2975
3300
3670–3500 (мономеры)
3600–2500 (асоциаты)
2260–2100
1690–1640
1800–1600
Спектроскопия ядерного магнитного резонанса
Поглощение электромагнитного излучения из радиоволновой части
спектра; вызывает ядерный магнитный резонанс ядерных магнитных
моментов с магнитной компонентой излучения.
Магнитный момент атомных ядер. Атомные ядра с нечетным
числом протонов и/или с четным числом нейтронов и атомные ядра с
130
четным числом протонов и/или нечетным числом нейтронов
обладают магнитным моментом, отличающимся от нуля. Он может
принимать во внешнем магнитном поле различные ориентации
(параллельные или антипараллельные по отношению к линиям
наложенного магнитною поля), которые отличаются друг от друга по
своему энергетическому содержанию.
Ядерный магнитный резонанс. Разности в энергиях между обеими
ориентациями магнитного момента атомных ядер во внешнем
магнитном поле находятся в энергетической области радиоволн; при
поглощении этого излучения происходит появление двух ориентаций
с небольшой и большой энергией, взаимодействующих с полем;
наблюдается магнитный резонанс. Возникает резонансный сигнал,
который записывается. Для выяснения строения органических
молекул значение имеем, прежде всего, протонно-магнитная
резонансная спектроскопия, т. к. эти молекулы наряду с активными
атомами водорода содержат значительное число неактивных атомов.
Химический сдвиг. На положение сигналов протонного резонанса
оказывают влияние соседние атомы и связи, это позволяет судить о
ближайшем окружении каждого атома водорода. Связанные
различным образом атомы Н дают таким образом различные
резонансные сигналы. При обработке сигналов их сравнивают с
протонным сигналом тетраметилсилана Si(CH3)4, который определен
в качестве нулевой точки на шкале. Оказалось выгодным вместо
частоты резонанса v применять так называемый химический сдвиг –
различие резонансных частот:
(атом)  [Si(CH 3 ) 4 ]

(радиоволны)
Химический сдвиг характерных сигналов протонов
Соединение
δ, промилле
Соединение
Si(CH3)4
0,0
Cl–CH3
R–CH3
0,6 – 1,7
R–CH2–OH
CH3–COOH
2,1
R2C=CH–R
Ar–CH3
2,0 – 3,0
Ar–H
R–C≡C–H
2,0 – 3,0
R–CHO
131
δ, промилле
3,0
3,0 – 4,0
4,5 – 6,0
7,0 – 7,5
9,0 – 10,5
Обработка ЯМР-спектров. Положение резонансных сигналов
позволяет сделать вывод о электронном окружении протона, т. е. об
органическом радикале или о функциональной группе, к которой он
принадлежит.
Масс-спектрометрия. В этом методе органическое соединение
испаряется в высоком вакууме и разделяется на части при помощи
бомбардировки электронами. В качестве продуктов распада
выступают катионы, свободные радикалы и небольшие нейтральные
молекулы.
Различные катионы разделяются в масс-анализаторе по отношению
массы (моль) к заряду (значение Mr/z) и подаются на детектор.
Возникает спектр разделенных фрагментов молекулы (масс-спектр).
Так как ионы в большинстве случаев имеют единичный заряд, то
значение Mr/z, как правило, приравнивается к массе иона.
Молекулярные ионы и их фрагменты
При электронной бомбардировке из молекулы возникает ее катионрадикал, затем распадающийся на ионные и радикальные фрагиенты,
например
[А–В] + ē → [А–В] +* + 2ē
[А–В]+* → А+ + В* (А* + В+, А+* + В, А + В+*)
Образующиеся таким образом ионы создают масс-спектр соединения.
Интенсивность сигналов (пики) отражает относительное содержание
соответствующих ионов. Наивысший пик в масс-спектре обозначает
точку отсчета.
Например, образование фрагмента СН3О+(СН2=СН+) из пропанола-1
и его базисный пик (Мr = 31):
[СН3–СН2–СН2–ОН]+* → [СН3–СН2]* + [СН2=ОН] +
Особенно характерные фрагменты обозначаются как ключевые
осколки; они дают ценную информацию о строении молекул.
Мr
Фрагмент
18
Н2O
28
31
36
Некоторые фрагменты
Источник
Мr Фрагмент
Спирты
СO2
Фенолы, хиноны
+
CН2=OH
Спирты
+
HCl
Хлорпроизводные
132
44
COO+
65
76
91
C5H+5
C6H+4
C7H+7
Источник
Карбоновые
кислоты
Арены
Арены
Алкиларены
11.4. Дифрактометрический метод анализа
Взаимодействие между твердым телом и излучением
Дифрактометрические или дифракционные методы подходят для
исследования структуры твердых тел. Они позволяют также выяснить
структуру у макромолекулярных веществ (например, ДНК) или у
сплавов металлов.
Вид дифракции
Дифракция рентгеновых лучей
Дифракция электронов
Цель метода
Определение решетки кристаллов,
определение электронной плотности
Исследование поверхностных явлений
Дифракция рентгеновых лучей
для определения типа кристаллической решетки
Кристаллы помещают в рентгеновское излучение с определенной
длиной волны, на пленке возникает дифрактограмма. Если длина
волны излучения находится в пределах расстояний между
плоскостями решетки кристалла, то искаженные на плоскостях
решетки лучи покажут разность хода, которая благодаря
интерференции приводит к усилению или затуханию.
Монокристаллы исследуются методом Лауэ, поликристаллы –
методом Дебая-Шеррера; нерегулярное распределение небольших
кристаллов ведет к одновременной дифракции на многих плоскостях.
Дифрактограмма порошка золота
(кубическая решетка), полученная
по методу Дебая-Шеррера
Дифракция рентгеновых лучей
для определения электронной плотности
Дифракция рентгеновых лучей основывается на взаимодействии их с
электронами кристалла, интенсивность линий и точек позволяет
делать выводы о распределении электронной плотности в решетке.
Электронная плотность между узлами равна нулю в ионной решетке
(NaCl) и достигает значения электронной пары в атомной решетке
(например, алмаза). Метод позволяет определять степень полярности
связи, расстояния между атомами и валентные углы, выяснять
строение даже больших молекул типа витамина В12.
133
Раздел 12. ХИМИЯ ОКРУЖАЮЩЕЙ СРЕДЫ
Глобальные аспекты
Экохимия (химия окружающей среды)
Экологическая часть химии; предметом исследований является
воздействие веществ на окружающую среду: происхождение и
поступление веществ, распределение веществ в воздухе, воде, земной
коре или экосистемах, круговорот и разложение веществ.
Загрязнение окружающей среды
Главные виды загрязнений, влияющих на естественную окружающую
среду:
Отходы
Бытовые отбросы, производственные отходы,
очистные шламы,
промышленные побочные продукты
Отработанные Дым, ядовитые газы, выхлопные газы автомобилей,
газы
отработанный воздух технических установок
Сточные воды Бытовые
сточные
воды,
хозяйственные
и
промышленные сточные воды
Химикаты
Вещества с высокой стойкостью, например
пестициды, тяжелые металлы, полиэтилен
Пыль, дым
Сажа, летучая зола
Охрана окружающей среды
Меры по охране окружающей среды: предупредительные,
репрессивные и восстанавливающие.
Действия по защите окружающей среды: охрана природы и забота
о ландшафтах, охрана водных бассейнов, сохранение чистоты
воздуха (его защита от вредного воздействия), охрана пахотной
земли, удаление и захоронение отходов, защита от облучения.
Задачи охраны окружающей среды
Наблюдения и их Нарушение озонового слоя над Антарктикой,
интерпретация
антропогенный парниковый эффект
Установление
предельных
значений,
Анализ данных
определение совместимости с окружающей
средой
Осуществление
Прекращение либо ограничение производства
мероприятий
асбеста, ДДТ, дифенилов, фторхлоруглеродов
134
Атмосфера как область окружающей среды
Парниковый эффект
Процесс в атмосфере, при котором пропускается падающий видимый
свет, а длинноволновая инфракрасная область поглощается, этот
процесс подобен действию стеклянной крыши парника.
Естественный парниковый эффект, который поддерживает среднюю температуру у земной поверхности +15°С, создается водяным
паром (до 62 %) диоксидом углерода (22 %), озоном (7 %), оксидом
диазота (4 %) и метаном (2 %).
Антропогенный тепловой эффект, причиной которого служит деятельность человека, может дать повышение температуры на 2–5 К,
которое на 50 % вызывается диоксидом углерода, до 19%–метаном и
до 17 % – фторхлоруглеродами.
Суммарный парниковый эффект дополнительно учитывает продолжительность пребывания перечисленных газов в атмосфере.
Угроза разрушения озонового слоя
Озон в стратосфере (на высоте 20–26 км) абсорбирует значительную
часть солнечного ультрафиолетового излучения, благодаря чему и
стало возможным развитие жизни высших существ на Земле. Начиная
с 1970-х годов наблюдается уменьшение содержания озона, в
частности в сентябре над Антарктикой, ответственность за которое в
значительной степени возлагают на фторхлоруглероды.
Фторхлоруглероды
Фторхлоруглероды, прежде всего хладон-11 CCl3F и хладон-12 С
Cl2FI2 ,производятся в последние годы в меньших количествах, но все
же они достаточно используются в холодильных установках в
качестве теплоносителя, как пенообразователи, а также растворители
(мировое производство в 1990 г составило около 500 000 т).
Фторхлоруглероды у земной поверхности стойкие, но в стратосфере,
где они составляют 80% содержания хлора, вступают в радикальные
реакции; образующиеся таким путем атомы хлора ведут к
расщеплению озона.
Было предложено заменить их на частично хлорированные
производные; они хотя и содержат атомы водорода в молекуле, но
уже в нижних слоях воздуха гидролизуются и окисляются (например,
дифторхлорметан CHClF2, хладон-22). Получили право на
135
использование и свободные от хлора фторуглеводороды, которые
малотоксичны и обладают меньшей степенью парникового эффекта,
например 1,1,1,2-тетрафторэтан CF3–CH2F. В Германии с 1995 г.
применение и производство хладонов без водорода запрещено, для
остальных разрешение действует до 2015 г. Во многих случаях смеси
углеводородов (пропан/бутан) используются в качестве заменителей
хладонов.
Загрязнение воздуха
Газообразные или взвешенные в воздухе вещества, изменяющие
естественный состав воздуха, появляются из естественных или
антропогенных источников. В глобальном отношении естественные
загрязнения преобладают, в районах сосредоточения
промышленности и городов антропогенные загрязнения создают
проблемы окружающей среде.
Следы веществ в
воздухе
Диоксид
углерода
СО2
Объемная
доля
Главные источники
Дыхание, биологическое
разложение, сжигание ископаемого
топлива, корчевание огнем,
автомобили
Рисовые поля, животноводство,
природный газ, мусорные свалки
Литосфера, океан
Окисление углеводородов в
атмосфере, сжигание биомассы и
ископаемого топлива
0,034%
Метан
СН4
Оксид диазота N2O
Монооксид
углерода
СО
1,6·10–6
Озон О3
30–50·10–9
Высшие
углеводороды СхHy
10–100
0,3·10–6
0,2·10–6
–9
Оксиды азота NOх
0,01–5·10
Диоксид серы SO2
0,1–2·10–12
Автомобили, ископаемое топливо,
промышленность
Леса; автомобили, растворители
Молнии; сжигание биомассы и
ископаемого топлива; азотные
удобрения
Вулканы, сжигание ископаемого
топлива
136
Охлаждающая среда,
Фторхлоруглерод
–12
230–300·10 вспенивающий агент для
CCl2F2
пенопластов, растворители
Поступление вредных веществ
Выделение вредных веществ в воздух.
Выделение монооксида углерода при неполном сгорании.
Влияние вредных веществ на окружающую среду
Предельно допустимые значения вредных веществ, ПДК, мг/м3
Долговременные
Кратковременные
Вредное вещество
значения
значения
Хлор
0,10
0,30
Монооксид углерода
10
30
Диоксид серы
0,14
0,40
Диоксид азота
0,08
0,20
Кислотные дожди
Атмосферные осадки со значениями рН < 5,6; образуются кислотами,
производными диоксида серы и оксидов азота; приводит к
повреждению каменных строений, коррозии металлов, нарушению
экологического равновесия, закислению земель и водных бассейнов, а
также повреждению деревьев.
Смог
Сильное насыщение загрязнениями воздуха в населенных пунктах;
может принять размеры, угрожающие здоровью.
Кислотный
смог Фотосмог (летний смог). Возникает из-за
(зимний
смог). высокой концентрации оксидом азота,
Вызывается
высокими монооксида углерода и углеводородов.
концентрациями
Под
действием
солнечного
света
диоксида
серы
и образуется озон, а из него с помощью
частицами сажи.
углеводородов – альдегиды и карбоновые
кислоты, азотная кислота и другие
фотоокислители.
137
Загрязнение воздуха внутри помещений
Источниками загрязнений воздуха внутри помещений являются
строительные материалы, мебель, средства покраски и чистки, а
также табачный дым; применение признанных вредными веществ
сегодня запрещено.
Вредные вещества во внутренних помещениях
Вредное вещество
Источник
Действие
Древесностружечная
Аллергия, поражения
Формальдегид
плита, табачный дым
кожи, потенциальный
канцероген
Замазка для швов в Ядовитое,
строениях из сборных канцерогенное,
Полихлордифенилы
железобетонных
высокостойкое
элементов
Средства
защиты Ядовиты, относительно
Пентахлорфенол
древесины
летучи, высокостойки
Асбестовое волокно Асбестовый цемент
Асбестоз, канцероген
Предельно допустимые концентрации (ПДК)
Максимальная концентрация вредного вещества на рабочем месте в
воздухе, которая по современному уровню знаний не окажет
вредного воздействия на здоровье работающего (даже при
ежедневном восьмичасовом пребывании там) и его чрезмерно не
утомит.
Вещество
Аммиак
ПДК, мг/м3
Вещество
35
Монооксид углерода
ПДК, мг/м3
33
Бром
0,7
Метанол
260
Хлор
1,5
Озон
0,2
Хлороводород
7
Диоксид серы
5
Уксусная кислота
25
Сероводород
15
1900
Диоксид азота
9
0,6
Трихлорметан
50
Этанол
Формальдегид
Методы очистки воздуха
138
1. Десульфурация дымовых газов. Поглощение диоксида серы
известковой водой (получение сульфата кальция) или щелочным
раствором сульфита натрия (утилизация диоксида серы как ценного
вещества).
2. Удаление азота из дымовых газов. Восстановление оксидов азота
аммиаком в азот на катализаторе:
4NO + 4NH3 + О2 = 4N2 + 6Н2О.
3. Трехступенчатый катализатор. Каталитическое дожигание выхлопных газов четырехтактных бензиновых двигателей; окисление
несгоревших углеводородов и монооксида углерода до углекислого
газа и воды; восстановление оксидов азота при помощи монооксида
углерода:
1 ступень – 2СО + О2 = 2СО2;
2 ступень – С8Н18 + 12,5О2 = 8СО2 + 9Н2О;
3 ступень – 2NO + 2СО = N2 + 2СО2.
Гидросфера как область окружающей среды
Водные ресурсы
Из 1,4 · 10 т воды на земном шаре 1,35 · 1018 т находятся в морях в
виде соленой воды; только 3,5% водных запасов непосредственно
пригодны в качестве пресной воды, из них 3 · 1016 т находятся в виде
льда полярных шапок и ледников, 1 · 1016 т – грунтовые воды и
только 1,25 · 1014 т составляют поверхностную (наземную) воду.
18
Подготовка питьевой воды
Житель развитых стран ежедневно потребляет примерно 145 л
питьевой воды, довольно значительную часть на цели мытья и чистки
и только 3 л на питье и приготовление пищи. Добывается прежде
139
всего из грунтовых вод (просочившаяся поверхностная вода) или из
поверхностной воды (водохранилища).
Очистка питьевой воды
Осуществляется через ступени грубой очистки (отделение
грубодисперсных систем, осаждение катионов тяжелых металлом и
веществ, обусловливающих жесткость воды, газообмен при помощи
кислорода), тонкая очистка (фильтрование взвешенных веществ),
адсорбция (удаление микрозагрязнений, пахучих и вкусовых
веществ) и дезинфекция (окисление микроорганизмов). Химически
чистая вода не пригодна в качестве питьевой воды. Для вредных
примесей установлены предельные нормы.
Вредные примеси питьевой воды
Вредная примесь
Предельное значение, мг/л
В расчете на
Соединение свинца
0,04
Рb
Соединение ртути
0,001
Hg
Нитраты
50
NO3–
Тетрахлорметан
0,003
CCl4
Пестициды
0,0005
Общая масса
Жёсткость воды
Вода содержит соли кальция и магния (хлориды, сульфаты,
гидрокарбонаты); жёсткость выражается в оль/л по количеству
щелочноземельных металлов, ранее выражалась в градусах жёсткости
[°dH,1 °dH = w(CaO) = 10 mг/л-1 или с(Са2+) = 0,178 ммоль/л].
Определение жёсткости производится комплексометрическим
титрованием.
Карбонатная жёсткость: часть жёсткости воды, которая устраняется
мри кипячении в виде карбоната кальция и гидроксокарбоната магния.
Классы жёсткости воды
Диапазон жёсткости Жёсткость, моль/л Градус жёсткости, °dH
1. мягкая
<1,25
<7
2. среднежёсткая
1,25–2,49
7–14
3. жёсткая
2,49–3,74
14–21
4. очень жёсткая
>3,74
>21
140
Классы опасности воды
Классификация веществ по опасным свойствам воды; осуществляется
на основе токсичности по отношению к млекопитающим, рыбам и
бактериям, а также их степени разложения.
Класс
Признак
Вещества
Ацетон, бутан, хлорид кальция,
0
Вода неопасная
этанол, пероксид водорода
Бензин, гидрооксид кальция,
соединения железа, уксусная
1
Слабо опасная вода
кислота, метанол, азотная кислота,
хлороводород, серная кислота.
Аммиак, хлор, соединения меди,
2
Опасная вода
сероводород
Бензол, соединения свинца, кадмия
3
Сильно опасная вода и ртути, тетрахлорметан,
трихлорметан.
Сточные воды
Бытовые сточные воды
После мытья, стирки и сантехнические; в развитых странах- около
150 л в день на человека; содержат органические загрязнители.
Промышленные сточные воды.
Заводы по производству целлюлозны, сахара, мыла, кожи,
сельскохозяйственные предприятия – с преобладанием органических
загрязнителей, горная и калийная промышленность – с
преобладанием неорганических загрязнителей.
Вредные вещества в сточных водах
Пояснение
Суммарный параметр
Указывает
количество
окисляющихся
Химический расход
примесей; определяется при помощи
кислорода
дихромата калия (в мг/л О2)
Биохимический
Мера для органических веществ, может
расход кислорода
быть
использована
при
аэробном
за 5 сут
микробиологическом окислении (в мг/л О2)
Суммарная
массовая
концентрация
Органические
абсорбируемых
на
активном
угле
производные
органических
галогенопроизводных;
141
определяется аргентометрическим методом
(в мг/л X)
Тяжелые металлы
Сумма концентраций Hg, Cd, Ni, Cr, Pb, Cu
Определяется
при
помощи
тех
Токсичность
разбавленных растворов, при которых
для рыбы
сточная вода больше не является ядовитой в
пробе на рыбе (используется золотистая язь)
Поступления сточных вод
Фосфаты. Поступают из домашнего хозяйства (экскременты,
средства чистки и стирки) и сельскохозяйственных предприятий
(фосфорные
удобрения,
содержание
сельскохозяйственных
животных); ведет к скоплению питательных веществ в водах и тем
самым к усиленному росту в них вредных растений.
Нитраты. Создаются, в частности, сельским хозяйством (содержание
скота, навозная жижа, минеральные удобрения), кислотными
дождями и выхлопными газами автомобилей; ведет к накоплению
питательных веществ поверхностных вод; оказывает вредное влияние
на питьевую воду (предельное значение для нитрат-иона 50 мг/л).
Соли. Поступают из соляной промышленности (хлориды, сульфаты).
Поверхностно-активные вещества. Ранее высокое загрязнение вод
поверхностно-активными веществами сегодня значительно снижено
благодаря применению биологически разлагаемых классов ПАВ.
Замена
изоалкилбензолсульфонатов
н-алкилбензолсульфонаты.
Замена алкилфенолэтоксилатов на этоксилаты предельных спиртов.
Очистка сточных вод на очистных станциях
На очистных станциях сточные воды проходят через несколько
стадий очистки:
Механическая
Биологическая
Химическая
очистка
очистка
очистка
Удаление
твердых, Аэробное
Дополнительная
плавающих и (после микробиологическое очистка,
например
возможной
разложение
выделение
и
нейтрализации)
органических веществ осаждение фосфатов
осаждаемых веществ. до диоксида углерода, хлоридом железа (III),
142
нитратов и сульфатов,
затем
содержание
азота понижается при
помощи анаэробной
денитрификации
(восстановление
нитрат-ионов
до
азота).
Суммарный параметр
Химический расходО2
Биохимический расход О2
Органический азот
Аммонийный азот
Нитратный азот
Фосфор
Тяжелые металлы
сульфатом алюминия
или
гидроксидом
кальция; выделение
тяжелых
металлов
путем
осаждения
гидроксидов
или
карбонатов.
Станция очистки сточных вод
Приток (мг/л)
Сток (мг/л)
300–1000
20–80
150–500
5–20
10–20
2–6
20–40
10–20
0,1–2
5–15, с денитрификацией <
10–15
5 при осаждении < 5
1
0,3
Отстойный ил
Первичный ил
Вторичный ил
Третичный ил
Получается благодаря Активный
ил. Получается
при
седиментации
при Получается на стадии коагуляции на стадии
механической очистке. биологической
химической очистки.
очистки.
Гниение отстойного ила. Контролируемое анаэробное разложение в
биогаз (прежде всего в метан) и сапропель. При сохранении
предельных значений по тяжелым металлам можно использовать в
сельском хозяйстве, большая часть отстойного шлама складируется
или сжигается.
Эвтрофикация вод
Накопление питательных веществ в водах; массовое развитие
растительной биомассы. Анаэробное разложение биомассы благодаря
бактериям ведет к повышению недостатка кислорода, по этой
причине в конечном итоге начинают преобладать анаэробные
процессы гниения, при котором образуются метан, сероводород и
аммиак. Эти вещества при почти полном отсутствии кислорода
143
приводят к отмиранию существ, жизнь которых зависит от наличия
кислорода. Контрмеры: уменьшение концентрации фосфорных и
азотных соединений путем очистки сточных вод.
Класс качества
Ι – от отсутствия
до очень малого
загрязнения
ΙΙ – умеренное
загрязнение
Признаки
Число зародышей <102 мл-1, вода представляет
собой здоровое жизненное пространство
Число
зародышей
<104
мл-1,
большое
многообразие видов и высокая плотность, есть
рыба
III – сильное
Число зародышей <105 мл-1, сильное разрастание
загрязнение
водорослей, рыбы почти нет
ІV – чрезмерное Число зародышей >106 мл-1, очень много
загрязнение
бактерий, преобладают процессы гниения, рыбы
нет
Качество водных бассейнов
Оценка производится при помощи организмов-индикаторов
(сапробий - живых или растительных организмов, питающихся
продуктами гниения; например, мошки chironomidae , живущие в
загрязненных органических веществами водах.
Литосфера как область окружающей среды
Загрязнение поверхности
Осуществляется в первую очередь отравленным воздухом,
ядовитыми тяжелыми металлами, стойкими органическими
веществами, избыточным внесением удобрений и отходами
промышленности и устаревшими предметами, брошенными
промышленностью
и
военными
гарнизонами,
а
также
автозаправочными станциями (кислоты, минеральные масла).
Закисление почвы
Кислотный дождь снижает значение рН почвы; ускоряет
выветривание карбонатов и вымывает питательные вещества;
освобождаются токсичные ионы алюминия, а ядовитые тяжелые
металлы вновь активируются; ведет к загрязнению грунтовых вод и
способствует вымиранию лесов.
144
Возможные контрмеры: известкование лесов.
Агрохимикаты. Химикаты, применяемые в сельском хозяйстве и в
садоводстве.
Группа
Действия
Удобрения
Способствуют росту, повышают урожай полезных
растений
Гербициды
Уничтожают сорняки
Фунгициды
Уничтожают грибки
Инсектициды
Уничтожают вредных насекомых
Акарициды
Уничтожают паутинных клещей
Моллюскициды Уничтожают улиток
Нематициды
Уничтожают круглых червей
Удобрения
Удобрение
Составные части
w (Х), %
Азотные удобрения. Содержат азот в виде катионов аммония,
нитрат-ионов, карбамида и цианамида кальция.
Массовая доля указывается в w(N)%
Сульфат аммония
(NH4)2SO4
21
Известково-аммонийная селитра
NH4NO3+CaCO3
27
Карбамид (мочевина)
СО (NH2)2
46
Цианамид кальция
CaCN2
20
Фосфорные удобрения. Содержат, в частности, дигидроортофосфат
кальция. Массовая доля указывается в w(P2O5)%
Суперфосфат
Са(Н2РО4)2 + CaSO4
16–22
Двойной суперфосфат
Са(Н2РО4)2 + CaSO4
35
Тройной суперфосфат
Са(Н2РО4)2 + CaSO4
> 46
Калийные удобрения. Содержат растворимые соли калия ( хлорид,
сульфат). Массовая доля указывается в w(К2О)% (даже если
соединение не содержит кислорода).
Хлорид калия
Сульфат калия
Калимагнезия
KCl
K2SO4
K2SO4 + MgSO4
145
63
50
> 25
Смешанные удобрения. Содержат несколько действующих
компонентов, преимущественно азот, фосфор и калий.
С(N),
в%
10–26
–
5–24
Удобрения
Азотофосфатное
Калифосфатное
Калиазотофосфатное
С(Р2О5),
в%
14–46
9–22
8–15
С(К2О),
в%
–
11–27
8–21
Гербициды
Средства для подавления роста сорняков, которые отнимают у
полезных растений воду, свет, питательные вещества и жизненное
пространство; большинстве случаев – органические вещества.
Фенолы, производные угольной кислоты, гетероциклические
соединения, органические фосфорные соединения.
Фунгициды
Средства, убивающие грибы и их споры; применяются для обработки
листвы, почвы и как протрава для посевов; неорганические и
органические вещества.
Соединение меди (медно-известковый отвар), коллоидная сера,
органические соединения серы, в частности, производные угольной
кислоты.
Инсектициды
Средства для борьбы с насекомыми – вредителями : мухами,
тараканами, долгоносиком амбарным, короедами и др. портящими
запасы сельхозпродуктов, деревья и т. п. Действуют как яд на
дыхание, пищу и при контакте; синтетические инсектициды
воздействуют на насекомых через сок растений.
Циановодород (синильная кислота) NCN, фосфин PH3.
Загрязнение стойкими биоцидами
Вещества, которые лишь медленно разлагаются химическим,
фотохимическим
или
микробиологическим
путем;
могут
накапливаться в почве; к ним относятся, в частности, органические
соединения хлора.
Полихлорированные
дифенилы.
Полихлорированные
дибензодиоксины («диоксины») и дибензофураны.
146
Заражение ядовитыми тяжелыми металлами
Хроническое
Элемент
Источник
отравляющее действие на
человека
Антидетонаторы
Головная боль, анемия,
Свинец
тетраэтилсвинец, краски, расстройство
нервной
аккумуляторы
системы, слабость мышц
Краски, антикоррозионные Анемия,
потеря
средства,
аккумуляторы, обоняния, повреждение
Кадмий
отходные
газы костного
мозга,
цинкоплавильных заводов остеопороз
Промышленные
отходы, Диметилртуть (СH3)2 Hg
катализаторы, пестициды
и катионы метилртути
СH3
Hg+
вызывают
Ртуть
расстройство
центральной
нервной
системы,
ослабление
памяти
Методы санации зараженных почв
По месту санации различают:
Метод без выемки почвы
Метод с выемкой почвы
Промывка почвы в целях
Обработка
в
специальных
биологического разложения
устройствах; например, промывка
(отработанный масел).
соответствующими растворителями,
нагревание без доступа воздуха или
выжигание
(полихлоррированных
органических соединений).
Отходы в окружающей среде
Отходы
Материалы, которые накапливаются в значительных количествах во
время процессов синтеза и производства или из-за потребительских
запросов и используются или почти не используются; твердые
отходы называются Taк же мусором. Различают бытовые,
сельскохозяйственные и промышленные отходы, а также обычные и
специальные отходы.
147
Принципы уменьшения отходов
Должно осуществляться в соответствии с установленным порядком,
при этом действуют следующие приоритеты:
1) лучше всего – избегать их,
2) уменьшать,
3) утилизировать,
4) в крайнем случае – отправлять на свалку.
Виды утилизации отходов
После
сбора,
сортировки
и
предварительной
обработки
(размельчения) отходы могут быть утилизированы по следующим
принципам:
Вторичная бумага, стекло, пластмасса,
Утилизация материалов
металлы.
Биологическая утилизация Компостирование
аэробное разложение
Производство биогаза
анаэробное разложение
Газообразование, пиролиз, сжигание
Термическая утилизация
для получения энергии
Остатки от всех методов утилизации, а также неутилизированные
отходы отправляются на свалку.
Вторичное использование
Утилизация отходов или побочных продуктов для производства
новых продуктов (утилизация материалов); требует значительных
затрат для сбора, размельчения (разрывания на клочки), сортировки,
чистки, складирования и перевозки; экологически выгодно.
Вторичные материалы содержат иные загрязнения, чем первичные,
которые ограничивают применимость и срок службы.
Вторичное использование отходов пластмасс
Пластмассы часто используются для производства одноразовых
товаров и поэтому скапливаются в больших количествах. Вторичное
использование ценных материалов в общем предполагает
тщательную сортировку и точное распознание; при этом происходит
снижение ценности искусственных материалов, что значительно
ограничивает области их применения; научно-исследовательские
работы должны открыть новые области применения.
Применение производственных отходов термопластов: прием
148
упаковочных материалов, бутылок, жестяных и алюминиевых банок
одноразового пользования.
Использование отходов синтетических материалов
Утилизация отсортированных отходов в качестве сырья путем
разложения на низкомолекулярные продукты, которые могут быть
использованы в хозяйстве.
Пиролиз до высокоароматических масел.
Гидрирование в дизельное топливо.
Превращение в синтез-газ (частичное окисление).
Сольволитическое расщепление поликонденсатов и полимерных
аддуктов.
Использование макулатуры
Осуществляется уже в больших количествах. Ввиду уменьшения во
вторичной бумаге длины целлюлозного волокна прежде всего
осуществляется производство изделий с кратким сроком
использования. Доля вторичной целлюлозы в картоне и упаковочной
бумаге составляет до 8%, в газетной бумаге – до 60%.
Компостирование
Биологическое разложение и преобразование органических бытовых
oтходов, растительного материала и очистных шламов бактериями и
грибами; происходит быстрее всего при аэробных условиях, при этом
температура доходит до 70 °С. Компост годится в качестве
удобрения, особенно если при компостировании добавить древесную
кору; необходимо учитывать возможное заражение остатками
стойких биоцидов или тяжелых металлов.
Производство биогаза
Анаэробное бактериальное разложение органических отходов, таких,
как навоз, навозная жижа, трава, солома или отходы при забое скота,
а также отстойный шлам; производится биогаз, который состоит из
метана (50 – 70 %) и диоксида углерода (27-43%); годен для
отопления.
Сжигание отходов
Метод ликвидации отходов, в частности бытового мусора, но
используется также и для специальных отходов и отстойных шламов;
149
главная цель – превратить отходы в полностью неопасные для
окружающей среды вещества; побочная цель – использование
выделяющегося тепла. Тенденция к сжиганию бытовых отходов
повышается, с увеличением числа установок выбросы достигают
предельных значений. Для сжигания специальных отходов
предписываются более высокие температуры и эффективные методы
очистки дымовых
газов (включая установку дожигания с
минимальной температурой 12000С).
Предельные значения выбросов для установок по сжиганию отходов
Предельное значение
Вещество
на 1 м3дымового газа
Диоксид серы SO2
100 мг
Оксиды взота NOx
500 мг
Монооксид углерода CO
50 мг
Хлороводород HCl
50 мг
Полихлорированные дибензодиоксины
0,1 нг
Хранение отходов на свалках
Упорядоченное
длительное
захоронение
на
свалках
неутилизированных отходов или остатков сжигания мусора; не
должно вести к заражению грунтовых вод; при высокой органической
доли образуется «газ свалок» (в основном метан), который может
быть использован.
Удаление промышленных побочных продуктов
Удаление накапливающихся в промышленности в большом
количестве побочных продуктов часто требует специальных
решений. Подземное захоронение побочных продуктов горной
промышленности ( жильные породы). Сжигание лигнина – побочного
продукта в производстве целлюлозы.
Захоронение радиоактивных отходов
Неприменяемые радиоактивные материалы, которые накапливаются
при переработке или после использования, особенно при работе
атомных реакторов; их удаление является главной проблемой
атомной техники. Высокорадиоактивные отходы перерабатываются
химическим путем, средние и слаборадиоактивные отходы
150
концентрируются, закрепляются в матрице подложке для вторичного
использования (битум, цемент) и окончательно захораниваются в
безопасных контейнерах, например в соляных куполах.
Продовольствие и питание
Пищевые продукты (продовольствие) – это растительные или животные продукты, которые требуются для поддержания жизненных
процессов человеческого организма (производство свойственных телу веществ и необходимой энергии); должны содержать: питательные
вещества (углеводы, жиры, протеины), балластные вещества, витамины, минеральные вещества и микроэлементы, а также воду. Сюда
относятся многочисленные пищевые добавки. Часть пищевых
составных частей являются для человека существенными.
Производство и состав пищевых продуктов, а также привычки в
питании подвержены сильным изменениям, особенно в молодом
возрасте.
Углеводы в качестве пищевого продукта
Углеводы служат существенными поставщиками энергии для человеческого организма (17 кДж/г), дневная потребность 300-330 г. Легкоусвояемыми углеводами являются прежде всего полисахарид - крахмал в зерновых продуктах, стручковых (бобовых) плодах и картофеле, дисахарид-сахароза (в сахарном тростнике и сахарной свекле), а
также моносахариды – глюкоза и фруктоза (во фруктах).
Переработка углеводов. Гидролиз сахарозы дает смесь глюкозы и
фруктозы (инвертный сахар в искусственном меде). Гидролиз
крахмала дает декстрины (появляются и в процессе спекания),
крахмальную патоку (50% декстринов и 40% глюкозы, для
мармелада) и виноградный сахар (глюкозу).
Жиры в качестве пищевого продукта
Жиры являются основными поставщиками энергии для человеческого организма (39 кДж/г), дневная потребность 50–80г.
Растительные жиры (масла). Животные жиры. Жировые
Масло из рапса, подсолнечника, ткани свиней, крупного рогатого
мака, соевых бобов и кокосовых скота; рыбий жир; жиры из
орехов, мякоти олив и масличной молока коров, коз и овец.
пальмы.
151
Получение жиров. Растительные жиры получают методом отжима
или экстрагирования при помощи гексана, животные жиры – путем
вытапливания (свиное топленое сало, говяжье сало), молочные жиры
–-путем центрифугирования (сливочное масло).
Состав жиров. Твердые жиры содержат в первую очередь
насыщенные кислоты жирного ряда, растительные масла -большую
долю ненасыщенных кислот жирного ряда.
Существенные
кислоты
жирного
ряда.
Многократно
ненасыщенные кислоты жирного ряда, в частности линолевая,
линоленовая и арахидоновая; незаменимы в образовании жизненно
важных липоидов для человеческого организма.
Гидрогенизация жиров. Растительные масла часто из-за запаха и
цвета не используются непосредственно как продукт питания;
каталитическим гидрированием ненасыщенных жирных кислот
превращаются в твердые жиры (маргарины).
Прогорклые и затхлые жиры. Самоокисление жиров кислородом
воздуха; ведет к образованию альдегидов, свободных карбоновых
кислот и кетонов средней длины цепей, которые вызывают
неприятный вкус и запах.
Протеины как продукт питания
Растительный белок. Зерновые Животный белок. Мясо (и/ =
(массовая доля протеина 10-12%), 19%), рыба (и/ = 18%), яичный
соевые бобы (w = 36%), горох (w белок (w = 12%), молоко (w= 1%).
= 35%), картофель (w = 2%).
Незаменимые аминокислоты. Из 20 аминокислотных составных
частей протеинов 8 (или 10) играют существенную роль для человека;
они не могут быть синтезированы организмом и должны вводиться с
пищей: валин, лейцин, изолейцин, лизин, фенилаланин, триптофан,
метионин, треонин, в фазе роста также аргинин и гистидин.
Биологическая ценность протеинов. В белковом питании должно
сохраняться
уравновешенное
соотношение
существенных
аминокислот; оно определяет биологическую ценность протеинов. В
качестве эталонного протеина служит яичный белок (ценность 100).
Говяжье мясо – 104, рыба – 95, протеин картофеля – 79, протеин
гороха – 55, протеин пшеницы – 40.
Повышение ценности протеинов путем добавки полученных
синтетическим путем существенных аминокислот.
Добавка лизина и метионина в растительные протеины.
152
Текстурирование. Растительным протеинам искусственно придается
структура, которая физиологически воспринимается как структура
животного протеина.
Похожие на мясо продукты из протеинов сои.
Кормовые протеины. Получаемая биотехнологическим путем (с
помощью водорослей, бактерий, дрожжей, грибов) из метанола,
углеводов или н-алканов биомасса; высокая доля протеинов, очень
высокая норма роста. Недостатки: дисбаланс аминокислот, очень
высокая доля нуклеиновых кислот; для пищи человека абсолютно
непригодны.
Производство кормовых дрожжей из метанола или н-алканов.
Балластные вещества
Составные вещества продуктов, неудобоваримые для человека,
прежде всего целлюлоза; возбуждают деятельность кишечника и
связывают вредные вещества в пищеварительном тракте.
Витамины
Органические вещества, необходимые для поддержания здоровья и
работоспособности человеческого организма, которые должны поставляться в основном с пищей.
Дневная
Симптом
Витамин
Нахождение
потребность
дефицита
Печень, молоко,
А: ретинол
0,8-0,9мг
Куриная слепота
рыбий жир
Дрожжи,
В1: тиамин
1,3мг
Бери-бери
ростки зерна
Дрожжи,
В2: рибофлавин
1,8мг
Дерматит
стручковые
бобы
В6 :пиридоксин
2мг
–
Печень, овощи
Злокачественная
Желток,
В12: кобаламин
5мкг
анемия
молоко
С:аскорбиновая
Цитрусовые,
75мг
Цинга
кислота
фрукты, перец
D:Кальциферолы
2,5-10мкг
Рахит
Рыбий жир
Масло
Мышечная
Е:Токоферолы
8-12мг
пшеничных
дистрофия
ростков
153
Медленное
Зеленые
30-140мкг
свертывание
растения
крови
Минеральные вещества
Неорганические вещества, содержащие химические элементы, которые необходимы в большом количестве как строительный материал (
в частности, скелета) для организма; жизненно важные элементы для
человека: кальций, магний, натрий,
калий, фосфор и хлор.
К:филлохинон,
менахинон
Химический
элемент
Кальций
Натрий и калий
Фосфор
Хлор
Функция
Гидроксилапатит в костных тканях
Проведение возбуждений по нервам и
возбуждение мускулов
Гидроксилапатит в костных тканях, эфир
фосфорной кислоты в нуклеиновых кислотах
Хлороводород в желудочной кислоте
Микроэлементы
Химические элементы, находящиеся в организме в незначительных
количествах, но существенные для жизни; 12 микроэлементов являются существенными для жизни человека:
Fe, Cu, Zn, Mn, Co, Mo, Cr, Li, F, I ,Se, Si
Химический
Симптом
Функция
элемент
дефицита
В гемоглобине (транспорт
Железо
Анемия
кислорода)
В
многочисленных
Цинк
Нарушение роста
ферментах
Фтор
В тканях зубов
Кариес
В гормоне щитовидной
Йод
Зоб
железы (тироксин)
Пищевые добавки
Пищевые красители. Придают продуктам товарный, окрашенный и
вызывающий аппетит внешний вид, инсценируют, между прочим,
лучшее качество; в сладостях, мороженном, лимонадах, маргарине,
154
сыре и рыбных изделиях (указаны на изделиях в виде с кода с буквой
Е).
Пищевой
Пищевой
Е
Е
краситель
краситель
Хинолин желтый
Е 104 Бриллиант черный
Е 151
Кошениль (красная)
Е 120 Каротин(желтый)
Е 160 а
Азорубин (красный)
Е 123 Ликопин (оранжевый)
Е 160 d
Индиго (синее)
Е 132 Свекольный красный
Е 162
Хлорофилл (зеленый) Е 140 Карбонат кальция (белый) Е170
Карамель
Соли железа
Е 150
Е 172
(коричневая)
(коричневые)
Консерванты
Повышают сохранность продуктов; замедляют их порчу микробами,
выполняют бактерицидную и фунгицидную функции; применение: в
рыбных продуктах, хлебобулочных изделиях, маргаринах, салатах,
фруктовых напитках, бананах, цитрусовых фруктах.
Консерванты
Е
Бензойная кислота и бензоаты
Е 210 – Е 213
Производные n-гидроксибензойной кислоты
Е 214 – Е 219
Диоксид серы и сульфиты
Е 220 – Е 227
Муравьиная кислота и формиаты
Е 236 – Е 238
Антиокислители
Замедляют химическую порчу продуктов, предотвращая окисление
кислородом воздуха; применяются в маргарине, маслах,
хлебобулочных изделиях, лакомствах, марципане.
L-Аскорбиновая кислота и ее производные
Е 300 – Е 304
Токоферолы
Е 306 – Е 309
Эфиры галловой кислоты
Е 310 – Е 312
Ароматизаторы
Придают пищевым продуктам запах и вкус, подавляют вкусовые
недостатки и всегда приятны на вкус; применяются практически во
всех вырабатываемых пищевых продуктах. Подразделяют на
естественные (выделенные из природных веществ), идентичные с
природными (полученные синтетическим путем, но существующие в
природе) и искусственные (полученные синтетическим путем, но не
существующие в природе) ароматические вещества.
155
Раздел 13. КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ
Поверхностное натяжение – это поверхностная энергия, отнесенная
к единице поверхности
r =E / S
где, r – поверхность натяжения,
Е – поверхностная энергия,
S – площадь поверхности.
Поверхностное натяжение чистых жидкостей зависит от природы
жидкости и температуры;
Поверхностное натяжение растворов зависит от природы
растворителя, природы и концентрации растворенного вещества.
ПАВ
ПИАВ
поверхностно-активные
поверхностно-инактивные вещества
вещества
Вещества,
смещающие Вещества,
повышающие
поверхностное
натяжение поверхностное натяжение данной
данной жидкости.
жидкости.
Вязкость (внутреннее трение) – сопротивление, возникающее при
давлении одних слоев жидкости относительно других при ее
перемещении.
η(эта) – коэффициент вязкости – количественная характеристика
вязкости. Измеряется в пуазах [Пз].
1Пз = H·сек/м2
Адсорбция, ее виды
Сорбция – поглощение каким-либо веществом других веществ.
Адсорбция – процесс сорбции, Абсорбция – процесс сорбции,
идущий на поверхности, который при
котором
поглощаемое
представляет собой увеличение вещество диффундирует в глубь
концентрации на границе раздела поглотителя и распределяется по
фаз.
объему.
А=X/S
где, А – адсорбция,
Х – количество адсорбата,
S – площадь поверхности.
Адсорбент – то вещество, на поверхности которого идет адсорбция.
Адсорбат – то вещество, которое адсорбируется.
156
Десорбция – обратный процесс адсорбции
Адсорбционное равновесие:
Адсорбция ↔ Десорбция
Применение адсорбции:
–очистка,
выделение
и
разделение
различных
веществ;
адсорбционная газовая и жидкостная хроматография;
–гетерогенный катализ и коррозия;
–полупроводниковая
техника,
медицина,
строительство,
строительство, военное дело (противогаз).
Виды адсорбции
Адсорбция
Молекулярная
Ионнообменная
электролитов
Адсорбция молекул Правило
Фаленса- Обмен ионов между
происходит не на Панетта:
На раствором и твердой
всей
поверхности поверхности
фазой – адсорбентом.
адсорбента, а только кристаллического
на определенных ее твердого
тела
из
участках
– раствора
адсорбционных
адсорбируется тот из
центрах.
Каждый ионов
,
который
адсорбционный центр входит
в
состав
может
удержать кристаллической
только одну молекулу решетки или может
адсорбата. В течение образовывать с одним
определенного
из ионов решетки
времени,
затем малорастворимое
адсорбированные
соединение.
молекулы
десорбируются.
Дисперсные системы
Дисперсные
Дисперсная
Дисперсионная
системы
фаза
среда
Системы, состоящие Измельченное
Вещество, в котором
из множества малых вещество.
распределена
частиц,
дисперсная фаза.
распределенных
в
Д=1/a,
жидкой, твердой или
где, Д – степень
157
газообразной среде.
дисперсности,
а – размер частицы
(диаметр или длина
ребра).
Классификация дисперсных систем
по размеру частиц
грубодисперсные
золи
молекулярные растворы
–4
–7
–7
–9
r = 10 – 10 м
r = 10 – 10 м
r < 10–9 м
по агрегатному состоянию фаз
Дисперсионная
среда
Газ
Жидкость
Твердое тело
Дисперсная фаза
Газ
Жидкость
Дисперсная
Аэрозоли (туман,
система
не облака, аэрозоли
существует
жидких лекарств,
духов)
Жидкие пены, Эмульсии
Газовые
(сливочное
эмульсии
масло,
кремы,
мази,
пищеварительные
соки)
Твердые пены Жемчуг,
(хлеб, пемза, капиллярные
селькагель,
системы, гели
пенопласты,
почва,
керамика,
шоколад)
Твердое тело
Аэрозоли
(дым, пыль,
песчаные
бури)
Суспензии и
коллоидные
растворы
(кисели,
студни,
соусы, клеи)
Цветные
стекла,
минералы,
сплавы
по межфазному взаимодействию
Лиофильный
Лиофобный
любящий растворение
боящийся растворения
(мыла, некоторые глины)
(лиозоли, аэрозоли, пены)
158
Коллоидные растворы
Коллоидные растворы (золи) – дисперсные системы занимающее
промежуточное положение между истинными растворами и
грубодисперсными системами.
+
Методы получения
Диспергирование
Конденсация
Дробление крупных частиц до Соединение атомов, ионов или
коллоидной дисперсности.
молекул в более крупные частицы
(агрегаты).
Строение коллоидных частиц
–
–
+
+
–
+
m[AgI]
+
–
+
+
–
+
+
–
–
–
агрегат
ядро
частица
мицелла
Мицелла – это структурная коллоидная единица.
Для золя AgI со стабилизатором AgNO3
формула мицеллы:
{m [AgI] n Ag +(n–x)NO3–} xNO3–
159
ПРИЛОЖЕНИЕ А
Физико-химические постоянные
Постоянная Планка
Скорость света в вакууме
Гравитационная постоянная
Атомная единица массы, а.е.м.
Масса покоя электрона
Масса покоя протона
Масса покоя нейтрона
Элементарный электрический заряд
Масса атома изотопа 1Н
Масса атома изотопа 2Н(D)
Постоянная Авагадро
Постоянная Фарадея
Универсальная газовая постоянная
Постоянная Больцмана
Коэффициент перехода от массы к энергии
h = 6,626176·10–34 Дж·c
с = 2,99792458·10 м·с–1
G = 6,6720·10–11 H·м2·кг–2
mu ≈ 1,6605655·10–27 кг
me = 9,109534·10–31 кг
mp = 1,6726485·10–27 кг
mп = 1,6749543·10–27 кг
е = 1,6021892·10–19 Кл
1
Н = 1,673559·10–27 кг
2
Н(D) = 3,344548·10–27 кг
NA = 6,022045·1023 моль–1
F = 9,648456·104 Кл/моль
R = 8.31441 Дж/(К·моль)
k = 1,380662·10–23 Дж/К
931,5016 МэВ·(а.е.м.)–1
Нормальные физические условия
Р = 1,01325·105 Па =
Нормальное атмосферное давление
= 101,325 кПа = 760 мм
рт. ст.
Нормальная термодинамическая
Т = 273,15 К
температура
t = 0 °C
Молярный объем идеального газа при
Vм = 22,4 л/моль
нормальных физических условиях
160
ПРИЛОЖЕНИЕ Б
Относительные электроотрицательности элементов
Изменение энергии ионизации в зависимости от
порядкового номера элемента
Периоды
Ряды
ПРИЛОЖЕНИЕ В. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева
1
1
2
3
2
3
4
4
5
Г Р У П П Ы
а
I
б
Н
1
Водород
1,008
Li
а
K
19
Калий
39,0983
29
Сu
Медь
63,546
6
5
7
47
Ag
Серебро
107,868
Cs 55
8
6
9
Цезий
132,905
79
Золото
196,967
Fr
7
10
Au
87
Франций
[223]
а
V
б
а
VI
б
а
VII
а
б
VIII
а
U 92
Be
1
2
B
4
Бериллий
9,0122
1
8
8
2
1
18
8
2
Магний
24,305
Ca
20
Кальций
40,078
30
Zn
Цинк
65,39
Sr
Стронций
87,62
1
18
18
8
2
48
1
8
18
18
8
2
1
18
32
18
8
2
1
8
18
32
18
8
2
Cd
Кадмий
112,41
Ba
56
Барий
137,327
80
2
8
8
2
2
18
8
2
38
1
8
18
8
2
Hg
Ртуть
200,59
Ra
88
Радий
[226]
Бор
10,811
Al
2
8
2
Sс
21
Скандий
44,956
Ga
31
Галлий
69,72
2
18
18
8
2
2
8
18
18
8
2
2
18
32
18
8
2
2
8
18
32
18
8
2
Si
2
9
8
2
3
18
8
2
Y
Иттрий
88,906
49
Индий
114,82
3
18
18
8
2
La57-Lu71
*
Tl
81
Таллий
204.37
3
18
32
18
8
2
Ac89-Lr103
**
P
Ti
22
Титан
47,956
Ge
32
Германий
72,59
Sn
4
18
8
2
50
Hf
72
Гафний
178,49
82
Свинец
207,19
Rf
Резерфордий
[261]
4
18
18
8
2
2
10
32
18
8
2
4
18
32
18
8
2
2
10
32
32
18
8
2
V
23
Ванадий
50,941
As
33
Мышьяк
74,922
Sb
51
Сурьма
121,75
Ta
Тантал
180,948
Bi
S
2
11
8
2
5
18
8
2
83
Висмут
208,98
105Db
Дубний
[262]
F
8
Кислород
15,999
Cl
Cr
24
Хром
51,996
Se
34
Селен
78,96
1
13
8
2
6
18
8
2
42
1
12
18
8
2
5
18
18
8
2
Молибден
95,94
52
Теллур
127,6
2
11
32
18
8
2
5
18
32
18
8
2
74
2
11
32
32
18
8
2
106
W
Вольфрам
183,85
Po
84
Полоний
[210]
Sg
Сиборгий
[263]
162
Mn
Марганец
54,938
Br
1
13
18
8
2
6
18
18
8
2
2
12
32
18
8
2
6
18
32
18
8
2
2
12
32
32
18
8
2
35
Бром
79,904
43
Mo
Te
25
б
I
53
Йод
126,905
Re
Рений
186,207
At
85
Астат
[210]
107 Bh
Борий
[262]
2
9
21
32
18
8
2
Атомный номер
Неон
20,179
Fe
Железо
55,845
2
14
8
2
27
Co
Кобальт
58,933
2
15
8
2
28
Ni
Никель
58,6934
Kr 36
Криптон
83,8
44
Ru
Рутений
101,07
45
1
15
18
8
2
Rh
Родий
102,906
46
1
16
18
8
2
0
18
18
8
2
Xe 54
2
13
32
32
18
8
2
Ксенон
131,3
76
Os
Осмий
190,23
2
14
32
18
8
2
77
Ir
Иридий
192,22
2
15
32
18
8
2
78
Pt
Платина
195,08
Радон
[222]
Хаccий
[265]
2
14
32
32
18
8
2
109
Mt
Мейтнерий
[266]
2
15
32
32
18
8
2
110
(Uun)
[271]
8
18
18
8
2
1
17
32
18
8
2
Rn 86
108Hn
8
18
8
2
Pd
Палладий
106,42
7
18
18
8
2
2
13
32
18
8
2
7
18
32
18
8
2
8
8
2
2
16
8
2
7
18
8
2
2
13
18
8
2
8
2
Ar 18
Аргон
39,948
26
2
Ne 10
Распределение
электронов по
уровням
Атомная масса
2
13
8
2
2
Гелий
4,003
7
8
2
Tc
Технеций
[99]
75
238,03
7
2
17
Хлор
35,453
6
8
2
Уран
9
Фтор
18,998
6
2
16
Сера
32,064
5
8
2
Nb
Ниобий
92,906
73
5
2
15
Фосфор
30,974
41
2
10
18
8
2
Олово
118,69
104
2
10
8
2
Zr
Цирконий
91,22
Pb
4
8
2
O
7
Азот
14,007
4
2
14
Кремний
28,086
40
2
9
18
8
2
In
Углерод
12,011
3
8
2
N
6
3
2
13
Алюминий
26,092
39
2
8
18
8
2
C
5
2
2
Mg 12
1
8
2
Rb 37
Рубидий
85,468
а
IV
б
1
Na 11
Натрий
22,99
III
б
Нe
3
Литий
6,941
II
б
Э Л Е М Е Н Т О В
2
16
32
32
18
8
2
8
18
32
18
8
2
La
57
*
Лантан
138, 91
Tb 65
Тербий
158,93
Ac 89
Атиний
227,03
**
Актиноиды
Лантаноиды
Продолжение приложения В
Bk 97
Берклий
247,07
2
8
18
18
8
2
2
8
18
18
8
2
2
8
32
32
18
8
2
2
8
32
32
18
8
2
Ce
58
Церий
140,12
Dy
66
Диспрозий
162,50
Th
90
Торий
232,04
Cf
98
Калифорний
251,08
2
8
18
18
8
2
2
8
18
18
8
2
2
8
32
32
18
8
2
2
8
32
32
18
8
2
Pr
59
Празеодим
140,91
Ho
67
Гольмий
164,93
Pa
91
Протактиний
231,04
Es
99
Эйнштейний
252,08
2
8
18
18
8
2
2
8
18
18
8
2
2
8
32
32
18
8
2
2
8
32
32
18
8
2
Nd
60
Неодим
144,24
Er
68
Эрбий
167,26
U
92
Уран
238,03
Fm 100
Фермий
257,10
2
8
18
18
8
2
Pm
Tm 69
2
8
18
18
8
2
Тулий
168,93
Np 93
2
8
32
32
18
8
2
2
8
32
32
18
8
2
61
Прометий
144,91
Нептуний
237,05
Md
101
Менделевий
258,10
2
8
18
18
8
2
2
8
18
18
8
2
2
8
32
32
18
8
2
2
8
32
32
18
8
2
Sm 62
Самарий
150,36
Yb
70
Иттербий
173,04
Pu
94
Плутоний
244,06
No 102
Нобелий
259,10
2
8
18
18
8
2
2
8
18
18
8
2
2
8
32
32
18
8
2
2
8
32
32
18
8
2
Eu
63
Европий
151,97
Lu
71
Лютеций
174,97
Am
95
Америций
243,06
Lr
103
Лоуренсий
260,11
2
8
18
18
8
2
2
8
32
32
18
8
2
2
8
32
32
18
8
2
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
Ca, Sr, Ba, Ra
Fe, Co, Ni
Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt
F, Cl, Br, I, At
O, S, Se, Te, Po
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
La, Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu
Ac, Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr
163
64
Гадолиний
157,25
2
8
18
18
8
2
2
8
18
18
8
2
Групповые названия химических элементов
Щелочные металлы
Щелочно-земельные металлы
Семейство железа
Семейство платины
Галогены
Халькогены
Благородные газы
Лантаноиды
Актиноиды
Gd
Cm
96
Кюрий
247,07
2
8
32
32
18
8
2
ПРИЛОЖЕНИЕ Г
Растворимость веществ в воде при температуре 25 °С
АНИОНЫ
−
OH
Сl−
Br−
I−
F−
S2−
SO32−
SO42−
PO3−
PO43−
CO32−
SiO32−
NO2−
NO3−
MnO4−
CrO42−
CH3COO−
Р
H
М
−
+
H
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
H
Р
Р
Р
Р
Р
+
Li
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
−
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
+
K
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
+
Na
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
NH4
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
−
Р
Р
Р
Р
Р
+
2+
Ba
Р
Р
Р
М
М
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Р
Р
Р
Н
Р
2+
Ca
М
Р
Р
Н
Н
Р
Н
М
Н
Н
Н
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Mg
Н
Р
Р
Н
Н
Р
Н
Р
Н
Н
Н
Н
Р
Р
Р
Р
Р
2+
3+
Al
Н
Р
Р
М
М
−
−
Р
Н
Н
−
Н
Р
Р
Р
−
М
3+
Cr
Н
Р
Р
Н
Н
−
−
Р
Н
Н
−
−
Р
Р
Р
−
Р
КАТИОНЫ
Fe2+ Fe3+ Ni2+ Co2+ Mn2+ Zn2+ Ag+ Hg+ Hg2+ Pb2+ Sn2+ Cu2+
Н
Н
Н
Н
Н
Н
−
−
−
Н
Н
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
Р
М
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Н
Н
М
М
Р
Р
Н
Н
Р
Р
М
М
Р
−
−
Н
Р
Н
Н
Н
Н
Н
М
М
Р
−
−
Н
Н
Н
Н
−
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
−
Н
Н
Н
Н
Н
−
−
Н
−
−
Р
Р
Р
Р
Р
Р
М
М
Р
Н
Р
Р
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
−
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
Н
−
−
Н
Н
−
−
Н
Н
−
−
−
Н
−
Н
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
−
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
P
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
М
−
Р
Р
Р
Р
−
−
Н
Н
Н
М
Н
М
М
Н
−
М
Р
Р
Р
Р
Р
Р
Р
М
Р
Р
Р
Р
− вещество растворимое (более 1 г на 100 г воды)
− вещество нерастворимое в воде (менее 0,01 г на 100 г воды)
− вещество малорастворимое в воде (менее 0,01 – 1 г на 100 г воды)
− вещество разлагается водой или не существует
164
ПРИЛОЖЕНИЕ Д
Эбуллиоскопические (Кэ) и криоскопические (Ккр) константы
некоторых растворителей
Растворитель
Вода
Бензол
Анилин
Этиловый спирт
Ацетон
Кэ
1,86
5,10
5,87
–
2,40
Ккр
0,52
2,57
3,69
1,16
1,50
ПРИЛОЖЕНИЕ Е
Произведения растворимости некоторых малорастворимых
электролитов при 25 °С
Электролит
AgBr
AgCl
Ag2CrO4
AgI
Ag2S
Ag2SO4
BaCO3
BaCrO4
BaSO4
CaCO3
CaC2O4
CaF2
CaSO4
Ca3(PO4)2
Cd(OH)2
CdS
ПР
6·10–13
1,8·10–10
4·10–12
1,1·10–16
6·10–50
2·10–5
5·10–9
1,6·10–10
1,1·10–10
5·10–9
2·10–9
4·10–11
1,3·10–4
1·10–29
2·10–14
7,9·10–27
Электролит
Cu(OH)2
CuS
Fe(OH)2
Fe(OH)3
FeS
HgS
MnS
PbBr2
PbCl2
PbCrO4
PbI2
PbS
PbSO4
SrSO4
Zn(OH)2
ZnS
ПР
2,2·10–20
6·10–36
1·10–15
3,8·10–38
5·10–18
1,6·10–52
2,5·10–10
9,1·10–6
2·10–5
1,8·10–14
8,0·10–9
1·10–27
1,6·10–8
3,2·10–7
1·10–17
1,6·10–24
ПРИЛОЖЕНИЕ Ж
Возможные степени окисления элементов
Символ
89Ac
47Ag
13Al
95Am
18Ar
33As
35At
79Au
5B
56Ba
1Be
83Bi
97Bk
35Br
6C
20Ca
48Cd
58Ce
98Cf
17Cl
96Cm
27Co
24Cr
55Cs
29Cu
66Dy
68Er
99Es
63Eu
9F
26Fe
100Fm
Атомная
масса
Актиний
[227]
Серебро
107,868
Алюминий
26,9815
Америций
[243]
Аргон
39,948
Мышьяк
74,9216
Астат
210
Золото
196,967
Бор
10,811
Барий
137,34
Бериллий
9,0122
Висмут
208,980
Берклий
[247]
Бром
79,904
Углерод
12,01115
Кальций
40,08
Кадмий
112,40
Церий
140,12
Калифорний [249]
Хлор
35,453
Кюрий
[247]
Кобальт
58,9332
Хром
51,996
Цезий
132,905
Медь
63,546
Диспрозий
162,50
Эрбий
167,26
Эйнштейний [254]
Европий
151,96
Фтор
18,9984
Железо
55,847
Фермий
[253]
Название
166
Степень окисления
0, +3
0, +1
0, +3
0, +2, 3,4
0
–3, 0, +3, 5
–1, 0, +1, 5
0, +1, 3
–3, 0, +3
0, +2
0, +2
0, +2, 5
0, +3, 4
–1, 0, +1, 5, 7
–4, 1, 0, +2, 4
0, +2
0, +2
0, +3, 4
0, +3, 4
–1, 0, +1, 5, 3, 4, 5, 7
0, +3, 4
0, +2, 3
0, +2, 3, 6
0, +1
0, +1, 2
0, +3
0, +3
0, +2, 3
0, +2, 3
–1, 0
0, +2, 3, 6
0, +2, 3
87Fr
31Ga
64Gd
32Ge
1H
2He
72Hf
80Hg
67Ho
53I
49In
77Ir
19K
36Kr
104Ku
57La
3Li
103Lr
71Lu
101Md
12Mg
25Mn
42Mo
7N
11Na
41Nb
60Nd
10Ne
28Ni
102No
93Np
105Ns
8O
76Os
15P
91Pa
82Pb
Франций
Галлий
Гадолиний
Германий
Водород
Гелий
Гафний
Ртуть
Гольмий
Йод
Индий
Иридий
Калий
Криптон
Курчатовий
Лантан
Литий
Лоуренсий
Лютеций
Менделевий
Магний
Марганец
Молибден
Азот
Натрий
Ниобий
Неодим
Неон
Никель
Нобелий
Нептуний
Нильсборий
Кислород
Осмий
Фосфор
Протактиний
Свинец
[223]
69,72
157,25
72,59
1,00797
4,0026
178,49
200,59
164,930
126,9044
114,82
192,2
39,102
83,80
[261]
138,81
6,939
[257]
174,97
[256]
24,312
54,938
95,94
14,0067
22,9898
92,906
144,24
20,183
58,71
[255]
[237]
[262]
15,9994
190,2
30,9738
[231]
207,19
167
0, +1
0, +3
0, +3
0, +2, 4
–1, 0, +1
0
0, +4
0, +1, 2
0, +3
–1, 0, +1, 5, 7
0, +3
0, +3, 4
0, +1
0, +2
0, +4
0, +3
0, +1
0, +3
0, +3
0, +2, 3
0, +2
0, +2, 4, 6, 7
0, +4, 6
–3, 0, +1, 2, 3, 4, 5
0, +1
0, +4, 5
0, +3
0
0, +2, 3
0, +2, 3
0, +3, 4, 6, 7
0, +5
–2, –1, 0, +2
0, +4, 6, 8
–3, 0, +1, 3, 5
0, +4, 5
0, +2, 4
46Pd
61Pm
84Po
59Pr
78Pt
94Pu
88Ra
37Rb
75Re
45Rh
86Rn
44Ru
16S
51Sb
21Sc
34Se
14Si
62Sm
50Sn
38Sr
73Ta
65Tb
43Tc
52Te
90Th
22Ti
81Tl
69Tm
92U
23V
74W
54Xe
39Y
70Yb
30Zn
40Zr
Палладий
Прометий
Полоний
Празеодим
Платина
Плутоний
Радий
Рубидий
Рений
Родий
Радон
Рутений
Сера
Сурьма
Скандий
Селен
Кремний
Самарий
Олово
Стронций
Тантал
Тербий
Технеций
Теллур
Торий
Титан
Таллий
Тулий
Уран
Ванадий
Вольфрам
Ксенон
Иттрий
Иттербий
Цинк
Цирконий
106,4
[145]
[210]
140,907
195,09
[242]
[226]
85,47
186,2
102,905
[222]
101,07
32,064
121,75
44,956
78,96
28,086
150,35
118,69
87,62
180,948
158,924
[99]
127,60
232,038
47,90
204,37
168,934
238,03
50,942
183,82
131,30
88,905
173,04
65,37
91,22
168
0, +2, 4
0, +3
0, +2, 4
0, +3, 4
0, +2, 4
0, +3, 4, 5, 6
0, +2
0, +1
0, +4, 7
0, +3, 4,
0, +2, 4, 6, 8
0, +2, 4, 6, 8
–2, 0, +2, +4, 6
0, +3, 5
0, +3
–2, 0, +4, 6
–4, 0, +2, 4
0, +2, 3
0, +2, 4
0, +2
0, +4, 5
0, +3, 4
0, +4, 7
–2, 0, +4, 6
0, +4
0, +2, 3, 4
0, +1, 3
0, +3
0, +3, 4, 6
0, +2, 3, 4, 5
0, +4, 6
0, +2, 4, 6, 8
0, +3
0, +2, 3
0, +2
0, +4
ПРИЛОЖЕНИЕ И
Электронное строение атомов в основном состоянии
ls
ls2
2He
ls2 2s
3Li
ls2 2s2
4Be
ls2 2s2 2p
5B
ls2 2s2 2p2
6C
ls2 2s2 2p3
7N
ls2 2s2 2p4
8O
ls2 2s2 2p5
9F
ls22s2 2p6
10Ne
ls22s2 2p6 3s
11Na
ls22s2 2p6 3s2
12Mg
ls22s2 2p6 3s2 3p
13Al
ls22s2 2p6 3s2 3p2
14Si
ls22s2 2p6 3s2 3p3
15P
ls22s2 2p6 3s2 3p4
16S
ls22s2 2p6 3s2 3p5
17Cl
ls22s2 2p6 3s2 3p6
18Ar
ls22s2 2p6 3s2 3p6
19K
ls22s2 2p6 3s2 3p6
20Ca
ls22s2 2p6 3s2 3p6 3d
21 Sc
ls22s2 2p6 3s2 3p6 3d2
22Ti
ls22s2 2p6 3s2 3p6 3d3
23V
ls22s2 2p6 3s2 3p6 3d5
24Cr
ls22s2 2p6 3s2 3p6 3d5
25Mn
ls22s2 2p63s2 3p6 3d6
26Fe
ls22s2 2p63s2 3p6 3d7
27Co
ls22s2 2p63s2 3p6 3d8
28Ni
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10
29Cu
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10
30Zn
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10
31Ga
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10
32Ge
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10
33As
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10
34Se
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10
35Bn
1H
4s
4s2
4s2
4s2
4s2
4s
4s2
4s2
4s2
4s
4s2
4s24p
4s24p2
4s24p3
4s24p4
4s24p5
169
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6
37Rb
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6
38Sr
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d
39Y
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d2
40Zr
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d4
41Nb
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d5
42Mo
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d5
43Tc
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d7
44Ru
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d8
45Rh
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d10
46Pd
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d10
47Ag
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d10
48Cd
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d10
49In
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d10
50Sn
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d10
51Sb
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d10
52Te
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d10
53I
ls22s2 2p63s2 3p6 3d10 4s24p6 4d10
54Xe
ls22s2 2p64s2 4p6 4d10 5s25p6
55Cs
ls22s2 2p64s2 4p6 4d10 5s25p6
56Ba
ls22s2 2p64s2 4p6 4d10 5s25p6 5d
57La
ls22s2 2p6 4s2 4p6 4d104f 5s25p6 5d
58Ce
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f3 5s25p6
59Pr
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f4 5s25p6
60Nd
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f5 5s25p6
61Pm
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f6 5s25p6
62Sm
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f7 5s25p6
63Eu
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f7 5s25p6 5d
64Gd
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f9 5s25p6
65Tb
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f10 5s25p6
66Dy
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f11 5s25p6
67Ho
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f12 5s25p6
68Er
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f13 5s25p6
69Tm
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p6
70Yb
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d
71Lu
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d2
72Hf
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d3
73Ta
36Kr
170
5s
5s2
5s2
5s2
5s
5s
5s2
5s
5s
5s
5s2
5s25p
5s25p2
5s25p3
5s25p4
5s25p5
5s25p6
6s
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
6s2
74W
75Re
76Os
77Ir
78Pt
79Au
80Hg
81Ti
82Pb
83Bi
84Po
85At
86Rn
87Fr
88Ra
89Ac
90Th
91Pa
92U
93Np
94Pu
95Am
96Cm
97Bk
98Cf
99Es
100Fm
101Md
102No
103Lr
104Ku
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d4
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d5
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d6
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d7
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d9
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d10
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d10
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d10
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d10
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d10
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d10
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d10
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d10
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d10
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d10
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d10
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d10
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f2
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f3
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f4
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f5
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f7
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f7
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f9
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f10
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f11
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f12
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f13
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f14
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d105f14
ls22s2 2p64s2 4p6 4d104f14 5s25p65d10
171
6s2
6s2
6s2
6s2
6s
6s
6s2
6s26p
6s26p2
6s26p3
6s26p4
6s26p5
6s26p6
6s26p6 7s
6s26p6 7s2
6s26p66d 7s2
6s26p66d2 7s2
6s26p66d 7s2
6s26p66d 7s2
6s26p66d 7s2
6s26p6
7s2
6s26p6
7s2
6s26p66d 7s2
6s26p66d 7s2
6s26p6
7s2
6s26p6
7s2
6s26p6
7s2
6s26p6
7s2
6s26p6
7s2
6s26p66d 7s2
6s26p66d 7s2
ПРИЛОЖЕНИЕ К
Стандартные термодинамические функции образования
Вещество
Ag(тв)
AgCl(тв)
AgNO3(тв)
Ag2O(тв)
Al(тв)
AlCl3(тв)
Al2O3(тв)
Al(OH)3(тв)
Al2(SO4)3(тв)
B(тв)
B2O3(тв)
Ba(тв)
BaO(тв)
BaCO3(тв)
BaSO4(тв)
Be(тв)
BeO(тв)
Bi(тв)
Bi2O3(тв)
Br2(г)
Br2(ж)
C(алмаз)
C(графит)
CH4(г)
C2H2(г)
C2H4(г)
C2H6(г)
C6H6(ж)
C2H5OH(ж)
CO(г)
CO2(г)
ΔfH0298,
кДж/моль
0
– 126,8
– 120,7
– 30,56
0
– 697,4
– 1675,0
–1275,7
–3434,0
0
–1264,0
0
– 556,6
– 1202,0
– 1465,3
0
– 598,7
0
–574,0
30,9
0
1,9
0
– 74,9
226,8
52,3
– 89,7
82,9
– 277,6
– 110,5
– 393,5
S0298,
Дж/(моль∙К)
42,69
96,1
140,9
121,7
28,30
167,0
50,94
71,1
239,2
5,87
53,85
64,9
70,3
112,1
132,2
9,5
14,5
56,9
154,5
245,4
152,3
2,38
5,74
186,2
200,8
219,4
229,5
269,2
160,7
197,5
213,7
172
ΔfG0298,
кДж/моль
0
–109,7
– 32,2
–10,8
0
– 636,8
1576,4
– 1139.7
– 3091,9
0
– 1184,0
0
– 528.4
– 1138,8
– 1353,1
0
– 581,6
0
– 494,0
3,1
0
2,9
0
– 50,8
209,2
68,1
– 32,9
129,7
– 174,8
– 137,1
– 394,4
Вещество
CS2(г)
CS2(ж)
Ca(тв)
CaCl2(тв)
CaC2(тв)
CaF2(тв)
Ca3(PO4)2 (тв)
Ca(OH)2(тв)
CaSO4(тв)
CaSiO3(тв)
CaCO3(тв)
CdO(тв)
CdS(тв)
Cl2(г)
Co(тв)
CoO(тв)
Cr(тв)
Cu(тв)
Cu2O(тв)
CuO(тв)
Cu(OH)2(тв)
Fe(тв)
Fe3C(тв)
FeO(тв)
Fe2O3(тв)
Fe3O4(тв)
Fe(OH)3(тв)
FeCO3(тв)
FeS(тв)
FeS2(тв)
H2(г)
HBr(г)
HCN(г)
HCl(г)
HF(г)
ΔfH0298,
кДж/моль
115,3
87,8
0
– 785,8
– 62,7
–1234,0
– 4121,0
– 986,2
– 1424,2
– 1579,0
– 1206,0
– 256,0
– 149,0
0
0
–238,0
0
0
–167,4
– 165,3
– 443,9
0
+ 24,9
– 263,0
– 821,3
– 1117,1
– 824,3
– 744,7
– 95,1
– 177,9
0
– 36,2
135,0
– 92,3
– 270,7
S0298,
Дж/(моль∙К)
237,8
151,0
41,62
113,8
70,3
69,0
236
83,4
106,7
87,45
92,9
54,9
71,3
223,0
30,1
53,0
32,76
33,3
93,93
42,64
79,50
27,15
101,5
58,79
89,96
146,2
96,23
92,9
67,3
53,2
130,6
198,48
113,1
186,7
178,7
173
ΔfG0298,
кДж/моль
65,1
63,6
0
– 750,2
– 67,8
–1180,0
–3885,0
– 896,8
– 1320,3
– 1495,4
– 1128,8
– 215,0
– 145
0
0
–214,0
0
0
– 146,4
– 127,2
– 356,9
0
+ 19,9
– 244,4
– 741,0
– 1014,2
– 694,5
– 637,9
– 97,6
– 166,7
0
– 53,2
125,5
– 95,27
– 272,8
Вещество
HI(г)
HNO3(ж)
H2O(г)
H2O(ж)
H2O(тв)
H2O2(ж)
H2S(г)
H2SO4(ж)
Hg(ж)
HgCl2(тв)
Hg2Cl2(тв)
K(тв)
KBr(тв)
KCl(тв)
KMnO4(тв)
K2O(тв)
KOH(тв)
K2Cr2O7(тв)
Li(тв)
Li2O(тв)
Li(OH) (тв)
Mg(тв)
MgO(тв)
MgCO3(тв)
MgFe2O4(тв)
Mn(тв)
Mn3O4(тв)
MnCO3(тв)
MnO2(тв)
Mo(тв)
MoO3(тв)
N2(г)
N2O(г)
NO(г)
NO2(г)
ΔfH0298,
кДж/моль
26,6
– 173,0
– 241,8
– 285,8
– 291,8
– 187,4
– 20,2
– 811,3
0
– 230,1
– 264,9
0
–393,8
–436,68
–828,89
– 361,5
– 424,72
–2067,27
0
– 598,0
–487,0
0
– 601,2
– 1096,2
– 1465,0
0
– 1385,0
–881,6
–521,49
0
– 746,0
0
81,6
90,4
33,9
S0298,
Дж/(моль∙К)
206,5
156,16
188,74
69,96
39,4
105,86
205,64
156,9
76,1
144,35
195,81
64,35
95,94
82,55
171,54
87,0
79,28
292,21
28,3
38,0
42,8
32,55
26,94
65,69
118,5
32,1
149,0
109,54
53,14
28,7
78,0
191,5
220,0
210,62
240,45
174
ΔfG0298,
кДж/моль
1,80
– 79,9
– 228,8
– 237,5
– 284,1
– 117,6
– 33,0
– 742,0
0
– 185,8
– 210,7
0
–380,60
–408,93
–729,14
– 193,3
– 379,22
–1887,85
0
– 561,0
–439,0
0
– 569,6
– 1029,3
– 1353,0
0
– 1280,0
–811,4
–466,68
0
– 669,0
0
103,6
86,69
51,8
Вещество
N2O4(г)
N2O3(г)
NH3(г)
NH4Cl(тв)
NH4NO3(тв)
Na(тв)
NaF(тв)
Na2O (тв)
NaOH(тв)
Na2SiO3(тв)
Ni(тв)
NiO(тв)
Re(тв)
ReS2(тв)
Re2O7(тв)
O2(г)
P2O5(ромб)
P2O5(аморф)
Pb(тв)
PbO(тв)
PbO2(тв)
PbSO4(тв)
PbS(тв)
Rb(тв)
Rb2O(тв)
ReS2(тв)
S(ромб)
SO2(г)
SO3(г)
Sb2O3(тв)
Si(тв)
SiO2(тв)
SnO(тв)
SnO2(тв)
SrCO3(тв)
ΔfH0298,
кДж/моль
9,4
83,3
– 46,2
–314,0
–365,43
0
– 574
–416
– 426,6
– 1578,0
0
– 240,0
0
– 179,0
– 1240,0
0
– 1504,8
– 1534,1
0
– 217,9
– 276,6
– 918,1
– 94,3
0
– 330,1
–179,0
0
– 296,9
– 395,2
–700,0
0
– 859,3
– 286,0
– 580,8
– 1175,0
S0298,
Дж/(моль∙К)
304,3
307,0
192,5
95,0
151,04
51,9
51,4
75,5
64,2
113,8
29,7
38,1
37,2
83,9
207,0
205,0
–
–
65,0
67,4
76,44
147,28
91,20
76,2
109,6
83,9
31,88
248,1
256.2
123,0
18,33
42,09
56,74
52,34
98,6
175
ΔfG0298,
кДж/моль
98,3
140,5
– 16,6
–203
–183,93
0
– 544
– 378
– 377,0
–1426,7
0
– 212,0
0
– 174,0
– 1065,0
0
–
–
0
– 188,5
– 219,0
– 811,2
– 92,7
0
– 290,8
–174,0
0
– 300,4
– 370,4
– 629,0
0
– 803,8
– 257,3
– 519,7
– 1140
ΔfH0298,
кДж/моль
0
– 1070,0
– 805,0
0
0
–1550,0
0
0
– 349,0
– 978,2
0
Вещество
Ti(тв)
TiO2(тв)
TiCl4(ж)
U(тв)
V(тв)
V2O5(тв)
W(тв)
Zn(тв)
ZnO(тв)
ZnSO4(тв)
Zr(тв)
S0298,
Дж/(моль∙К)
30,7
50,3
253,0
50,3
28,9
131,0
32,6
41,59
43,5
124,6
39,0
ΔfG0298,
кДж/моль
0
– 890,0
– 738,0
0
0
–1420,0
0
0
– 318,2
– 871,6
0
ПРИЛОЖЕНИЕ Л
Нормальные (стандартные) окислительно-восстановительные
потенциалы Е0 в водных растворах при 25 0С по отношению к
нормальному водородному электроду
Элемент
0
Окисленная
Восстановленная
+nē
E
,B
форма
форма


6ē
+0,275
N 2 + 8H
2 NH 4
N2 + 6H+
6ē
+0,057
2 NH 3


8ē
NO  10H
NO  2H
NO  4H
HNO  H
NO  H O
3

N



2

2
2


NO  2H
Al
[ Al (OH ) ]
Al (OH )  3H
[ AlF ]
3
Al
3

3
3
6

 H 2O
+0,76
 2H 2 O
+0,96
 H 2O
+1,04
NO  2OH
2ē
NO  H O
Al
Al  4OH
Al  3H O
Al  6F
4
2

2
2
0
3ē
3ē
4
+0,87
1ē
3ē
3
 3H 2 O
1ē
1ē
3

NH
NO
NO
NO
0

0
3ē
2
0
3ē
176


–0,46
+0,84
–1,66
–2,35
–1,4
–2,07
Элемент
Ba
B
Окисленная
Восстановленная
+nē
форма
форма

0

3ē
AlO2  4H
Al  2H 2 O
0
Ba2+
2ē
Ba
3

3ē
BO3  6H
B  3H 2 O

3ē
H 3 BO3  3H
B  3H 2 O

[ BF ]
2
Be
Be
[ Be(OH ) ]
Br
NaBiO  6H
Bi
2H
Fe
Fe
Fe(OH )
Bi
H
2
2

3
3

2
Fe
3
3
2
Sn
Sn
[Sn(OH ) ]
SnO  3H O
I
2IO  12H
Cd
K
Ca
O  2H O
O  2H
O  4H
HO
H O  2H
Co
2
4
2
3
I
2
2


3
Cd
K
Ca
2

2
2
2

2
O

2
2
2
2
2

Co
2
B  4F
Be
Be  4OH
0
2ē
2ē
2ē
3ē
2ē
2ē
1ē
1ē
–1,85

2Br–
3

Bi  Na  3H O
Bi
H
Fe
Fe
Fe(OH )  OH
Sn
Sn  4OH
Sn  6OH
2I
I  6H O
Cd
K
Ca
4OH
HO
2H O
2OH
2H O
Co
2
0
2
0
2

2
0
2ē
0
2ē
2ē
2ē
10ē

2


0
2
2
0
2ē
1ē
2ē
4ē
2ē
4ē
2ē
2ē
2ē
0
0

2
2
2

2
0
177
–1,26
–2,91
–0,17
–0,87
–1,04
0
2ē
4
Br

3ē
4
0
E ,B
–2,62
+1,06
+1,84
+0,22
0,00
–0,44
+0,77
–0,56
–0,14
–0,91
–0,82
+0,54
+1,19
–0,40
–2,93
–2,87
+0,41
+0,68
+1,23
+0,88
+1,78
–0,28
Элемент
Li
Mg
0
Окисленная
Восстановленная
+nē
E
,B
форма
форма
3
2
1ē
+1,08
Co
Co

Co(OH )3
1ē
Co(OH )2  OH
+0,17

Li
Mg
Mn
Mn(OH )  2H
MnO
MnO  2H O
2
2ē
2
2ē
2ē
1ē
3ē
5ē
2

4
Mn

2
4
M n O 4 + 8 H +
MnO2 + 4H+
Cu
Na
0
–1,18
–0,73
+0,56
+0,59
+1,51
0
2
2
4

2
2
2
2
Cu0
Cu+1
1ē
Cu0
+0,52
Na
Ni
Ni(OH )
1ē
2ē
1ē
2
2ē
Na
Ni
Ni(OH )  OH
Hg
Pb
Pb  2H O
Pb
Pb  4OH
SO  2OH

Hg
Pb
PbO  4H
Pb
[ Pb(OH ) ]

2
4
2
4
S
–2,36
M n O 4 + 4 H +
Cu2+
2
Pb
0
+1,23
+2,26
+0,34
3
Hg

–3,04
Li
Mg
Mn
Mn  2H O
MnO
MnO  4OH
Mn  4H O
Mn  2H O
MnO  2H O
2ē
3ē
2ē
2
Ni
0
1ē
2
SO  H O
S  2H
SO  8H
S
SO  4H
SO  10H
SO  8H
2
4
0

2

4
0
2

4
2

4
2
4

2
2
2
0
0

2
0
0
2ē
2ē
2ē
2
2
2
0
2ē
2
2ē
2ē
8ē
2ē
2ē
8ē
6ē


3
H2S
S2– + 4H2O
S2–
H2SO3 + H2O
H2S + 4H2O
S0 + 4H2O
178
–2,71
–0,25
–0,12
+0,85
–0,12
+1,45
+1,69
–0,54
+0,93
–0,18
+0,15
–0,48
+0,17
+0,30
+0,36
Элемент
Ag
F
Cl
P
Окисленная
+nē
форма

4ē
H 2 SO3  4H
2
2ē
S 2 O8

4ē
SO2  4H
Ag
F

1ē
2
C l O 3 +
3H2O
Cl2
Cl2 + 2H+
ClO– + H2O
HClO + H+
C l O 4 + 2 H +
2ClO– +
2H2O
2 C l O 3 +
12H+
C l O 3 + 6 H +
H PO  5H
3

4
Cr3+
Cr
Zn
0
Восстановленная
E
,B
форма
S0 + 3H2O
+0,44
+2,01
2 S O 42 
S0 + 2H2O
+0,45
0
+0,78

+2,87
2ē
Ag
2F
6ē
Cl– + 6OH–
+0,63
2ē
2ē
2ē
2ē
2ē
2Cl–
2HCl
Cl– + 2OH–
Cl– + H2O
C l O 3 + H 2 O
+1,36
+0,99
+0,89
+1,49
+1,19
2ē
Cl2 + 4OH–
+0,40
10ē
Cl2 + 6H2O
+1,47
6ē
Cl– + 3H2O
+1,45
5ē
3ē
P0 + 4H2O
Cr0
–0,41
–0,74
2Cr3+ + 4H2O
+1,56
Cr3+ + 4H2O
+1,48
Cr0 + 4OH–
+1,20
C r 2 O 72 
6ē
+
+14H
C r O 42  + 8 H + 3 ē
3ē
[Cr(OH)4]–
C r O 42  +
2H2O
3ē
C r O 2 + 4 O H –
–0,17
Zn2+
2ē
Zn0
–0,76
[Zn(OH)4]2–
2ē
Zn0 + 4OH–
–1,22
179
Учебное издание
Рыбалкин Евгений Михайлович
Ковалик Ольга Юрьевна
ХИМИЯ
Учебное наглядное пособие
Редактор
Подписано в печать 08
Формат бумаги 60 × 84 1/16. Бумага писчая. Печать офсетная.
Усл. печ. л. . Уч.–изд. л. . Тираж экз. Заказ 7393678
Сибирский государственный индустриальный университет
654007, г. Новокузнецк, ул. Кирова, 42
Типография СибГИУ
180