Решение задач по химии

Химия - это наука о свойствах материи и ее превращениях; она включает законы и принципы, описывающие эти превращения, а также идеи и теории, позволяющие их объяснить.

Современная химия представляет собой систему научных дисциплин: общая, неорганическая, аналитическая, органическая физическая, коллоидная химия. 

Основой химической науки является атомно-молекулярное учение, закон сохранения материи, периодический закон, теория химической связи и учение о химическом процессе. Химические процессы можно рассматривать в состоянии равновесия методами термодинамики и в неравновесном состоянии методами кинетики.

Сайт содержит примеры решения расчётных задач и упражнений по всем темам и разделам химии, собраны все темы уроков и лекций и решено более 6895 задач по химии.

Теория и лекции по химии предназначены для школьников и студентов общеобразовательных школ, химических и общетехнических направлений и специальностей университетов. К каждому разделу прикреплена большая теоретическая часть, содержащая основные законы, теоремы и формулы с выводами которые могут быть полезны при решении и выполнении заданий.

Содержание:

1. Предмет и задачи xимии
2. Химия и общественный прогресс
3. Роль xимии в охране окружающей среды
4. Атомно-молекулярное учение
5. Атомы, молекулы
6. Вещество. Свойства веществ. Физические и химические превращения
7. Простые и сложные вещества
8. Относительная атомная и относительная молекулярная масса
9. Валентность
10. Расчеты по химическим формулам
11. Вычисления отношения масс элементов в соединении
12. Количество вещества. Моль. Постоянная Авогадро. Молярная масса
13. Определение химической формулы
14. Закон Авогадро. Молярный объем
15. Относительная плотность газа
16. Химические уравнения
17. Составление химических уравнений
18. Классификация химических реакций
19. Расчеты масс реагентов и продуктов реакции по химическому уравнению
20. Отношение объемов газов протекания химических реакций
21. Строение атома
22. Историческое развитие теории строения атома
23. Строение электронной оболочки атома
24. Квантовые числа
25. Составление электронно-конфигурационных формул и электронно-графические изображения атомов
26. Химическая связь
27. Свойства ковалентной связи
28. Направленность ковалентной связи
29. Теория гибридизации
30. sp-Гибридизация
31. sр2-Гибридизация
32. Типы ковалентных молекул
33. Валентные возможности элементов
34. Ионнаясвязь
35. Водородная связь
36. Металлическаясвязь
37. Межмолекулярное взаимодействие
38. Степень (состояние) окисления элементов
39. Окислительно-восстановительные реакции (теория)
40. Ряд электрохимических потенциалов металлов
41. Электролиз

• Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

1. Периодический закон Д.И. Менделеева на основе теории строения атома
2. Периодичность изменения химических и физических свойств элементов
3. Закономерностей протекания химических реакций
4. Скорость химических реакций
5. Химическое равновесие
6. Теории электролитической диссоциации и растворы
7. Концентрация растворов
8. Растворы электролитов

• Неорганическая химия

1. Основные классы неорганических соединений
2. Оксиды
3. Основания
4. Кислоты
5. Соли
6. Гидролиз солей
7. Солеобразные бинарные соединения. Металлиды(интерметаллиды)
8. Водород
9. Галогены
10. Фтор
11. Хлор
12. Бром
13. Aстат
14. Подгруппа кислорода
15. Кислород и его соединения
16. Озон
17. Сераи ее соединения
18. Сероводород, сульфиды
19. Оксидсеры(IV)
20. Оксидсеры(VI). Серная кислота. Сульфаты
21. Подгруппа азота
22. Азот и его соединения
23. Аммиак
24. Oксиды азота
25. Азотная кислота
26. Фосфор и его соединения
27. Подгруппа углерода
28. Углерод. Aллотропные модификации
29. Кремний
30. Общие свойства металлов
31. Внутреннее строение металлов
32. Классификация металлов
33. Общие физические свойства металлов
34. Химические свойства металлов
35. Добыча металлов из руд
36. Cплавы
37. Металлы главной подгруппы
38. Элементы главной подгруппы I группы (Щелочные металлы)
39. Элементы главной подгруппы II группы (Щелочноземельные металлы)
40. Элементы главной подгруппы III группы
41. Металлы побочной подгруппы. Железо

• Органическая химия

1. Классификация органических соединений
2. Номенклатура органических соединений
3. Классификация органических реакций
4. Типы разрыва химической связи
5. Изомерия органических соединений
6. Строение и валентные состояния атома углерода
7. Природа химических связей
8. Типы химических связей
9. Современные представления о взаимном влиянии атомов в молекуле
10. Индукционный эффект
11. Мезомерный эффект (эффект сопряжения)
12. Углеводороды
13. Кислородсодержащие органическиесоединения
14. Спирты
15. Эфиры
16. Фенолы
17. Альдегиды и кетоны
18. Карбоновые кислоты
19. Сложные эфиры
20. Жиры
21. Углеводы
22. Глюкоза (С6Н12О6)
23. Фруктоза (С6Н12О6)
24. Сахароза (С12Н22О11)
25. Крахмал (С6Н10О5)n
26. Целлюлоза (С6Н10O5)n
27. Азотсодержащие органические соединения
28. Нитросоединения
29. Амины
30. Аминокислоты
31. Белки
32. Нуклеиновые кислоты

• Решение расчетных задач по химии по всем темам с готовыми примерами

1. Вычисления по химической формуле
2. Приготовление растворов
3. Расчеты по закону объемных отношений газов
4. Вычисление по уравнению химической реакции массы, объема и количества вещества
5. Вычисление по уравнению химической реакции избытка одного из реагирующих веществ
6. Вычисление количества вещества, массы или объема продукта реакции по известной количеством вещества, массой или объемом исходного вещества, содержащего примеси
7. Вычисление выхода продукта от теоретически возможного
8. Расчетные задачи по термохимическими уравнениями реакций
9. Вычисление по уравнению химической реакции между раствором соли и металлом
10. Вычисление эквивалента элемента по формуле и эквивалента вещества по уравнению химической реакции
11. Вывод молекулярной формулы вещества
12. Вычисление скорости химической реакции. химическое равновесие
13. Нахождение массы, объема, массовой или объемной доли компонентов смеси
14. Моль. Молярная масса
15. Химические формулы и расчеты по ним
16. Нахождение формулы вещества из результатов анализа
17. Газовые законы. Молярный объем газа
18. Химические уравнения и стехиометрические расчеты по ним
19. Периодический закон Д. И. Менделеева
20. Изотопы. Ядерные реакции
21. Строение электронных оболочек атомов
22. Валентность и степень окисления
23. Кинетика, скорость химических реакций
24. Растворимость вещества в воде
25. Массовая доля растворенного вещества
26. Молярная концентрация
27. Расчеты по уравнениям реакций, протекающих в растворах
28. Реакции обмена в растворах электролитов
29. Водородный показатель
30. Оксиды, кислоты, основания, соли
31. Гидролиз солей
32. Окислительно-восстановительные реакции
33. Электролиз расплавов и растворов
34. Неорганическая химия
35. Металлы и сплавы
36. Ряд стандартных электродных потенциалов
37. Органическая химия
38. Химические формулы и расчеты по ним
39. Расчеты по химическим уравнениям

• Лекции и уроки по химии

Предмет и задачи xимии

Химия - наука о веществах и их преобразовании. Она изучает состав и строение веществ, зависимость их свойств от состава и строения, условия и способы превращения одних веществ в другие.

Согласно философским теориям, мир, который нас окружает, состоит из двух субстанций: материи и поля. Химия - это наука, объектом исследования которой является особая форма движения материи как одного из фрагментов природы и деятельности человека с его влиянием на природу.

Термин «химия» впервые употреблено в трактате египетского грека Зосимуса в 400 годах н. э., в котором тот писал, что «xимии» людей научили демоны, которые сошли на землю с небес.

Слово «химия» происходит от «хеми» («хума»); так древние египтяне называли свою страну, а также нильский чернозем.

Химические превращения веществ обеспечивают жизнь на Земле. Во время фотосинтеза в зеленых листьях растений под действием солнечного света образуются органические вещества, которые сопровождаются выделением кислорода. В процессе дыхания живых организмов кислород поглощается, окисляя органические вещества, в результате чего в атмосферу выделяется оксид углерода (ІV) (углекислый газ).

Однако подавляющее большинство природных веществ прежде чем стать продуктами потребления претерпевает химическую промышленную переработку. Добыча металлов из руд, переработка каменного угля, нефти, природного газа, древесины, горных пород, синтетических материалов - все это сложные химические процессы, которые осуществляются с целью извлечения полезных для общества продуктов. Чтобы понимать эти процессы и научиться управлять ими, необходимо знать свойства веществ, иx способность участвовать в химических реакциях. Для этого прежде всего нужно знать состав и строение веществ. Вот почему предметом изучения xимии являются химические элементы и их соединения, преобразования разнообразных веществ и закономерности течения химических процессов.

Химия и общественный прогресс

В течение всего своего развития с давних времен и по сей день химия всегда служила и продолжает служить человеку в ее практической деятельности.

Еще в Древнем Египте возникли ремесла, в основе которых составляли химические процессы. Египтяне добывали красители и косметические средства из минеральных веществ, умели красить ткани, изготавливать стекло, керамику, фарфор, добывать золото, бронзу, железо, медь и в совершенстве владели техникой обработки металлов.

В средневековье значительное распространение приобрела алхимия. Главная ее задача сводилась к поискам «философского камня» - магического вещества, которое якобы имеет способность превращать неблагородные металлы в золото, возвращать людям молодость и здоровье.

Значение современной xимии для развития и становления современной цивилизации сложно переоценить. Химия занимает главное место среди естественных наук и в общественном производстве. Основой технологических процессов во многих отраслях народного хозяйства (металлургическая, медицинская, пищевая, легкая промышленность, энергетика, строительство, электроника, аграрное производство) являются химические реакции.

Химическая промышленность - одна из важнейших отраслей тяжелой индустрии, которая производит минеральные и органические удобрения, средства защиты растений, волокна, пластмассы, синтетические смолы, лаки, краски, синтетические моющие средства, катализаторы, а также важные химические соединения - серную и азотную кислоты, этанол, этилен и тому подобное.

Для осуществления каждого химико-технологического процесса требуется аппаратура, изготовленная ​​из материалов, устойчивых к агрессивным воздействиям, в том числе химических, механических, термических, электрических, а порой и радиационных и биологических.

Роль xимии в охране окружающей среды

Именно глубокое владение химией должно уберечь общество и природу от опасного применения ее достижений. В живой и неживой природе происходят разные физические, химические и биологические процессы, которые в большей части взаимосвязаны и находятся в состоянии нестойкого равновесия; наблюдается так называемый круговорот химических элементов и веществ, например, кислорода, воды, оксида углерода(IV) и тому подобное. Деятельность человека внесла изменения в естественный круговорот элементов и веществ. В ХХ столетии в связи с научно-техническим прогрессом влияние человека на природу особенно усилилось, что вызвало негативные изменения в окружающей среде: отравление и загрязнение пресной воды, загрязнение Мирового океана, земной атмосферы, истощение недр, уничтожение животных и птиц до исчезновения многих биологических видов и тому подобное. Поэтому особое значение приобретает экология как научная основа рационального природопользования и охраны живых организмов, в том числе и человека.

Среди населения бытует мнение, что главный вред окружающей среде наносит химия, химические производства. Это не совсем так. Главными загрязнителями являются теплоэлектростанции, предприятия цветной металлургии, транспорт. Например, в атмосферу ежегодно происходит выброс 100 млн т. серы (IV) оксида (SО₂). Большинство этого его количества приходится на долю теплоэлектростанций, четвертая часть - на цветную металлургию. То же можно сказать о выбросах оксидов азот и оксида углерода (IV) , твердые пылевые выбросы и канцерогенные вещества.

Выбросами химических и нефтехимической промышленности обусловлено появление в атмосфере аммиака, сероводорода, хлоридов и фторидов, формальдегида, нафталина, стирола, толуола, метанола, азотной, фосфатной, ацетатной, цианидной кислот.

Сейчас в химической промышленности используют фильтры, пылегазоуловители которые значительно уменьшают попадание вредных веществ в атмосферу. Улавливают и серы (IV) оксид, который входит в состав газа, который потом направляют на добычу сульфатной кислоты. К сожалению, сера (IV) оксид на ТЭЦ пока что не улавливается. Рядом с ТЭЦ накапливаются огромное количества пепла и шлаков, которые занимают большие земельные площади. Химики разработали методы иx утилизации. Например, из них изготавливают строительные материалы - цемент, кирпич, плитку.

Шлаки, которые остаются после производства чугуна частично перерабатывают на шлакобетон, шлаковату, которая используются как теплоизоляционный материал вместо асбеста. Молотый шлак применяют для утроения дорожных покрытий, фосфошлак - как фосфорное удобрение. Все это дает значительный экономический эффект, поскольку способствует экономии природного сырья и энергии на ее переработку.

Актуальна также проблема загрязнения окружающей среды синтетическими полимерами. В отличие от природных они не разлагаются ферментами и остаются в природе. Когда же после использования иx сжигают, то тем самым только увеличивают загрязнение воздуха. Перед химией стоит задача разработки способов утилизации синтетических материалов и создание новых полимеров, способных разлагаться под действием ферментов.

Остро стоит вопрос по поводу рационального использования воды и недопустимость загрязнения водоемов, поскольку пресной воды только около 2,5% общего ее количества на Земле. Кардинальное решение проблемы заключается в создании замкнутых технологических систем, в которых использованная вода очищается и снова возвращается в производство.

Атомно-молекулярное учение

1. Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества, которая имеет химические свойства.

2. Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая химически неделимая частица химического элемента, сохраняет все его химические свойства. Различным элементам соответствуют разные атомы.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними действуют силы притяжения и отталкивания.

4. Молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, молекулы сложных веществ - из разных атомов.

Закон постоянства состава впервые сформулировал Ж. Пруст (1808).

Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и количественный состав и определенное химическое строение независимо от способа иx получения.

Из закона постоянства состава соединения следует, что при образовании сложного вещества элементы соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.

Пример: CuS - сульфид меди (II). m (Cu): m (S) = A_r (Cu): A_r (S) = 64: 32 = 2: 1.

Чтобы получить сульфид меди (II) (CuS), нужно смешать порошки меди и серы в массовом отношении 2: 1.

Атомы, молекулы

Как считали древние философы, все вещества состоят из атомов - наименьших, невидимых глазом частиц. Движением атомов, иx действием на органы чувств человека они объясняли запах веществ, взаимным перераспределением этих частиц, проникновением одних частиц в промежутки между другими - процесс растворения. Только начиная с XIX ст. эти и многие другие гипотезы выдающихся мыслителей прошлого о природе веществ получили экспериментальное подтверждение.

В переводе с греческого слово «атом» (atomos) означает «неделимый». Сейчас мы знаем, что и атом можно разделить на еще более мелкие частицы, скажем, изъяв из него электроны. Первые подобные эксперименты с их последующим теоретическим обоснованием были проведены физиками в XX ст. Однако гораздо раньше, в древности, это делали обычные люди. Они сжигали различные вещества, добывали металлы из руд, не зная, что в этих процессах одни атомы теряли электроны, а другие их присоединяли. Кроме электронов (отрицательно заряженных частиц) атомы содержат еще протоны (частицы с положительным зарядом) и нейтроны (частицы без электрического заряда). Протоны и нейтроны, соединенные вместе, образуют ядро ​​атома. Вокруг ядра вращаются электроны.

Электрон имеет очень малый заряд; наименьший существующий в природе. Такой заряд физики выбрали за единицу измерения электрического заряда для мельчайших (элементарных) частиц. Итак, условно заряд электрона равен 1. Тогда заряд протона, который является таким же по величине, как и электрона, но противоположным по знаку - положительным, равен 1. Число протонов в атоме равно числу электронов, поэтому атом электронейтральный, то есть его заряд равен нулю.

Следовательно, атом - это мельчайшая электронейтральная частица вещества, которая состоит из положительно заряженного ядра и электронов - частиц с отрицательным зарядом, вращающихся вокруг него.

Величина положительного заряда ядра атома равна числу протонов, входящих в его состав.

Вид атомов с определенным (одинаковым) зарядом ядра называют химическим элементом.

Молекула - также электронейтральная частица вещества, состоящего из нескольких атомов и способная к самостоятельному существованию. Молекула имеет такие же свойства, прежде всего химические, как и соответствующее вещество (понятно, что молекула в отличие от вещества, то есть совокупности одинаковых молекул, не имеет температуры плавления и кипения, плотности, твердости, других физических свойств). Термин «молекула» латинского происхождения, в переводе означает «малая масса» (одно из значений слова «moles» - масса, «cula» - уменьшительный суффикс). Простейшие молекулы состоят из двух атомов, одинаковых или разных, а в некоторых молекулах число атомов достигает десятков тысяч.

 Химический элемент

Термин «элемент» в смысле «составляющая вещества» употребляли еще философы Древнего Рима (слово «элемент» происходит от латинского «elementum», состоящее из трех букв латинского алфавита - «е» (эль), «m» (эм), « n »(эн) или даже четырех (четвертая -« t »(тэ)). Этим будто подчеркивается сходство слов и веществ: первые состоят из букв, вторые - из элементов.

Древние мудрецы считали, что все вещества «построены» из четырех элементов, взятых в разных пропорциях, или cоотношениях. Этими элементами были земля, воздух, огонь и вода. Позже элементами стали называть вещества, которые нельзя разложить на другие, то есть из одного вещества добыть одновременно два или три новых. Понятие «химический элемент» впервые предложил в начале XIX ст. английский ученый Дж. Дальтон (1766 - 1844).

В настоящее время известно 112 химических элемента (заряды ядер атомов этих элементов имеют значения от +1 до +112). Около 90 из них существовали и сейчас существуют в природе, остальные «родились» в последние несколько десятилетий в лабораториях ученых в результате осуществления очень сложных физических экспериментов. Ученые пытаются открыть и добыть атомы, ядра которых содержат более чем 112 протонов. Однако это очень сложная задача, потому что выяснилось, что ядра атомов с зарядом более +83 нестабильны и способны к самопроизвольному распаду. С дальнейшим увеличением числа протонов в ядре его нестабильность растет.

Каждый химический элемент имеет свое название. Так, разновидность атомов с зарядом ядра 1 назван элементом водородом. Это название происходит от греческих слов «hydor» - вода и «genos» - род, порождать: водород -тот, что порождает воду. Вода - вещество, образованное двумя видами атомов, то есть двумя элементами, одним из которых является водород, а вторым - кислород. Разновидность атомов с зарядом ядра 2 - это элемент Гелий. Его название происходит от латинского названия Солнца (Helios) такие атомы впервые были обнаружены на Солнце с помощью спектральных исследований. Элементы Америций и Рутений назван в честь Америки и России, Менделевий и Эйнштейний - в честь великих ученых - Д.И. Менделеева и А. Эйнштейна. Названия некоторых элементов связаны с их свойствами (цвета, запаха) или названиями образуемых ими веществ. Есть элементы, происхождение названий которых неизвестно или неоднозначно, хотя появились они очень давно.

Вы, наверное, заметили, что названия элементов написаны с большой буквы. Современные украинские названия элементов в отличие от традиционных украинских, российских или английских являются собственными названиями: атом фосфора, элемент Алюминий. В названии же вещества, содержащего определенный элемент, его название пишется со строчной буквы (например, фосфор хлорид, алюминий оксид).

 Современные украинские названия элементов происходят от соответствующих латинских названий. Каждый элемент, кроме названия, имеет еще и химическое обозначение - символ или знак. Произношения символов элементов не подлежат единому алгоритму.
Так, символ элемента водорода - Н - читается, как соответствующая буква французского алфавита, а пять других однобуквенных символов - С, N, О, Р, S - как буквы латинского алфавита. Однобуквенные символы Фтора (F) и Калия (К) произносятся как «фтор» и «калий».

Записанный символ элемента, например СI, может означать не только химический элемент (Хлор), то есть определенный вид атомов, но и один соответствующий атом (атом Хлора). Если нужно обозначить, скажем, три отдельных атома хлора, то используют следующую запись: З СI. Цифру перед символом элемента называют коэффициентом.

Символы и названия химических элементов вместе с другой информацией о них содержатся в периодической системе элементов Д.И. Менделеева. Эта система, имеющая вид таблицы, есть в каждом школьном химическом кабинете. Ею постоянно пользуются те, кто изучает химию, преподаватели, ученые, причем не только химики, но и физики, биологи, другие специалисты. Периодическую систему элементов Д.И. Менделеева мы подробно рассмотрим далее. Названия, символы элементов и их произношения нужно постепенно запоминать и к ним привыкать.

Уже отмечалось, что в природе обнаружено около 90 элементов. Одни из них встречаются довольно часто, другие - крайне редко. Самым распространенным на Земле элементом является кислород. Если все атомы, которые есть на поверхности нашей планеты, тщательно перемешать, то в каждой из них сотни окажется 58 атомов этого элемента. Итак, атомная доля кислорода составляет 58%. Кислород входит в состав воды, кислорода, углекислого газа, большинства минералов, веществ, из которых «состоит» растительный и животный мир. Вторым по распространенности элементом является кремний. Ему принадлежит почти каждый пятый атом на Земли. Кремний содержится в песке, глине, многих минералах. Содержание 10 самых распространенных элементов в земной коре (верхнем твердом слое планеты толщиной до нескольких километров, доступном для исследования) иллюстрирует приведенная ниже диаграмма.

Исследуя образцы лунного грунта, обломки метеоритов, ученые нашли те же элементы, что есть на нашей планете. Универсальность состава Вселенной доказывают и спектральные исследования звезд. Наиболее распространенными в космосе являются простые по составу, мельчайшие атомы: элементы водород (по оценке ученых, около 75% всех атомов в космосе - это атомы Водорода) и Гелий - 24% атомов. На остальные элементы приходится лишь 1%.

Вещество. Свойства веществ.
Физические и химические превращения

 Вещество является формой существования материи, в которой она проявляется в виде частиц, имеющих собственную массу (электроны, протоны, нейтроны и др.) Все тела, которые нас окружают, состоят из веществ. Химия - наука, изучающая вещества и их превращения, сопровождающиеся изменением состава и структуры. В химическом процессе происходит перегруппировка атомов с разрывом химических связей в веществах и образованием новых химических связей в продуктах реакций.

 Материалы - это исходные вещества для получения конечных продуктов с заданными свойствами. Вещества, используемые для изготовления предметов, оборудования, в строительстве, являются материалами.

 Основными задачами химии являются:

 ♦ получение из природных веществ материалов, необходимых для обеспечения жизнедеятельности и производственных потребностей человека - металлов, керамики, стекла, лекарств, красителей, высокомолекулярных веществ и др.;
 ♦ получение новых веществ с заранее заданными свойствами;
 ♦ выявление средств управления свойствами веществ;
 ♦ разработка и создание новых источников энергии;
 ♦ изучение механизмов биотехнологических процессов и их реализация в искусственных условиях;
 ♦ создание новых веществ, повышающих урожайность сельскохозяйственных культур;
 ♦ ресурсосбережение.

Все, что нас окружает и имеет массу - это физические тела, предметы. Они состоят как из одного вещества (например, вода, сахар), так и нескольких, а часто многих веществ (гранит, грунт, воздух и т.д.). Каждое вещество содержит множество мельчайших частиц (атомов, молекул).

Однородное вещество. Однородными называют вещества, состоящие из одного вида молекул. Их также называют чистыми.

Абсолютно чистых веществ в природе не существует.

Смеси - это вещества, которые состоят из нескольких видов молекул.

Механическая смесь. Неоднородная смесь двух или нескольких веществ, составные части которых сохраняют свои индивидуальные свойства, называют механической смесью. Компоненты входят в них в произвольных массовых отношениях. Например, смеси серы с железом, сахара с песком являются механическими.

Вещество имеет определенные физические и химические свойства. Свойство - это характеристика, по которой вещество отличается от другой или подобно ей.

 Важнейшими свойствами веществ являются:
 ♦ цвет, блеск (или их отсутствие)
 ♦ запах (или его отсутствие)
 ♦ растворимость в воде
 ♦ температуры плавления, кипения;
 ♦ плотность;
 ♦ теплопроводность
 ♦ электропроводность.

Некоторые из свойств, например плотность, тепло- и электропроводность, зависят от того, в каком агрегатном состоянии находится вещество. Список свойств твердых веществ можно расширить, добавив к нему твердость, пластичность или хрупкость, а для кристаллических - еще и форму кристаллов. Специфическим свойством жидкостей является вязкость.

Назовем, например, несколько свойств меди, известных каждому. Это вещество при обычных условиях находится в твердом состоянии, имеет красный цвет (отличие от всех других металлов - железа, алюминия, золота и т.д.) и характерный для металлов металлический блеск, является ковким (отличная от чугуна, но подобная золота), не растворяется в воде (как и все известные нам металлы). Про другие свойства меди, например температуры плавления, кипения, плотность и т.д., можно узнать из специальной литературы, прежде всего справочников.

Все вышеперечисленные свойства относятся к физическим. Выявление, измерение таких свойств не требует преобразования вещества в другое. Например, чтобы определить температуру таяния льда, его, то есть твердую воду, нагревают до превращения в жидкую воду (это физическое преобразование, изменение агрегатного состояния). Вещество остается неизменным.

Известно три основных агрегатных состояния вещества: твердое, жидкое, газообразное; как четвертое агрегатное состояние иногда рассматривают плазму. Большинство веществ может находиться в любом из этих трех состояний. Если жидкую воду нагревать при нормальном давлении (101 кПа, или 760 мм рт. ст.), то при достижении температуры 100 ° С она закипит и начнет быстро превращаться в пар. Жидкость и пар - это то же самое вещество вода (Н₂О). И в жидкости, и в паре находятся одинаковые молекулы. В состав этих молекул входят два атома одного вида (Н) и один - другого (О). Водяной пар отличается от жидкой воды гораздо большими расстояниями между молекулами (так и плотность пара значительно меньше, чем жидкости).

Кроме физических преобразований известные физические явления, которые тоже не вызывают метаморфозы веществ. Среди таких можно назвать диффузию - процесс взаимного проникновения частиц одного вещества в другое. Физическим явлением является растворение некоторых веществ (например, сахара) в воде. Смешивание песка и цемента, воды и бензина - физические процессы, при которых ни одно из веществ не изменится на молекулярном уровне.

Физические свойства веществ, физические явления, физические преобразования изучает наука физика. Физическими явлениями, при которых не меняется состав вещества, являются: температуры нагревания и охлаждения, сублимация, изменение агрегатного состояния, процессы замерзания, плавления, испарения, изменение размера кристаллов вещества - растирание. При физических явлениях вещества сохраняют химическую индивидуальность.

 Химические явления - это превращение веществ, при которых изменяются состав и строение молекул.

 Как уже отмечалось, предметом химии являются химические превращения, то есть превращение одних веществ в другие, или химические реакции. Рассмотрим одно из таких преобразований.

 Спирт способен гореть. Сначала кажется, что эта жидкость, сгорая, превращается в газ подобно тому, как жидкая вода при нагревании - в водяной пар. Однако это не так. Охладив добытый газ, мы получим жидкость, но не спирт, а другое вещество - воду. В воду превратится только часть газа. Специальными опытами можно доказать, что остаток газа после конденсации воды - это оксид углерода (IV) . Добавим, что горение спирта сопровождается преобразованием еще одного вещества - кислорода (он, как известно, является компонентом воздуха).

 Итак, в описанной химической реакции одновременно участвуют спирт и кислород, из них образуются две новые вещества - вода и углерод оксид. Вещества, которые претерпевают химические превращения, вступают в химические реакции, «исчезают», называют исходными, или реагентами, а те, что образуются - конечными, или продуктами реакций.

Запишем схему приведенной реакции и отметим «роли» в ней веществ:

Химические превращения могут сопровождаться такими внешними эффектами, как изменение окраски веществ, возникновения пламени, появление, исчезновение или изменение запаха. Нередко в ходе химических реакций выделяется газ, образуется или растворяется осадок. В ходе почти всех химических реакций выделяется или поглощается теплота. Однако большинство этих эффектов можно наблюдать и во время тех или иных физических преобразований.

Так, в случае преобразования жидкости в пар теплота поглощается, а при замерзании (кристаллизации) - выделяется. Если природную воду нагревать, то из нее еще задолго до закипания начнет выделяться газ. Это растворенный воздух; его растворимость в воде с повышением температуры уменьшается. Порошкообразное серебро имеет серый цвет. Переплавив его, получим компактный кусочек белого металла с характерным блеском. Запах в холодильнике исчезнет, ​​если в него поместить специальное вещество - силикагель, что впитывает молекулы различных веществ без их изменения. Аналогично действует активированный уголь в противогазе.

Внешним признаком именно химической реакции может быть появление пламени. Однако реакций, сопровождающихся горением веществ, очень мало.

Как же определить, физическое или химическое превращение произошло с веществом или веществами? Нужно всесторонне исследовать вещества после окончания эксперимента и сравнить выявленные их свойства со свойствами веществ перед экспериментом. Если свойства поменялись, можно сделать вывод, что одни вещества превратились в другие, то есть состоялась химическая реакция.

Кроме физических свойств каждое вещество имеет и химические свойства, которые характеризуют его до превращения в другие. Химические свойства веществ зависят от того, какие именно атомы, молекулы входят в их состав и как они соединены, связаны между собой. В отличие от физических свойств химические свойства можно обнаружить только с помощью химических реакций, то есть тратя вещество, превращая его в другое (другие). Так, одной из химических свойств мела является способность реагировать с кислотой (лимонной, уксусной или другой). В результате реакции из смеси реагентов (реакционной смеси) с шипением выделяется оксид углерода (IV) . Кроме него образуются и другие продукты реакции, а реагенты - мел вместе с кислотой - бесследно «исчезают».

Простые и сложные вещества

Атомы в обычных условиях не могут долго существовать в изолированном состоянии (исключением являются атомы Гелия, неона, аргона). Они сочетаются с такими же или другими атомами; при этом образуются различные вещества.

Если вещество образовано атомами одного вида, то есть одного химического элемента, его называют простым, если атомами различных элементов - сложной веществом, или химическим соединением.

Элемент водород образует одно простое вещество - водород. При обычных условиях это газ, самый легкий из всех известных, горючее вещество. Водород состоит из молекул, каждая из которых содержит два атома гидрогена. Элемент оксиген образует два простых вещества - кислород (газ, компонент воздуха, вещество, необходимое для дыхания, поддерживает горения) и озон (тоже газ, но чрезвычайно ядовитый). Молекула кислорода содержит два атома оксигена, молекула озона - три. Явление существования нескольких простых веществ одного элемента называют аллотропией.

Вода является сложным веществом, потому что образована двумя элементами. Вы уже знаете, что ее молекула состоит из двух атомов Водорода и одного атома Кислорода. То, что вода - соединение двух элементов, можно доказать, пропустив через нее электрический ток или нагрев ее до очень высокой температуры (значительно более высокой по 1000 ° С). В этих условиях вода превращается в два простых вещества - водород и кислород. Если же осуществить реакцию между водородом и кислородом (поджечь водород на воздухе или в атмосфере кислорода), то продуктом реакции будет одно сложное вещество - вода.

Сложными веществами также является поваренная соль (образована двумя элементами - Натрием и Хлором), крахмал (образован тремя элементами - Углеродом, Водородом и Кислорода), гипс (образован четырьмя элементами - Кальцием, Серой, Кислородом и Водородом) и многие другие.

Сложные вещества, или химические соединения, не являются смесями простых веществ соответствующих элементов. Для воды это очевидно, потому что она при обычных условиях представляет собой жидкость, в то время как водород и кислород - газы. Но вот другой пример - сульфид железа (II), соединение двух элементов - серы и железа, которым соответствуют простые вещества - сера и железо.

Все три вещества твердые. Как убедиться в том, что сульфид железа (II) - не смесь простых веществ?

Вот два доказательства.
 ♦ Рассматривая под чувствительным микроскопом черный порошок сульфида железа (II), мы не увидим отдельных желтых кристалликов серы или блестящих частиц железа.
 ♦ С помощью магнита нам не удастся обнаружить в составе или «изъять» из нее железо. Сульфид железа (II) не горит, тогда как сера - горючая.

Сейчас известно 112 химических элементов, простых веществ несколько больше, а химических соединений - около 13,5 миллиона.

Названия простых веществ часто совпадают с названиями соответствующих элементов. Например, слово «цинк» для химика может означать и химический элемент, и простое вещество, образованное этим элементом. Это один из важнейших металлов. В выражениях «Цинк является компонентом микроудобрений», «минерал сфалерит является соединением Цинка» речь идет не о металле цинк, то есть веществе, а об элементе, определенном виде атомов. Когда говорят, что «цинк плавится при 419,5 ° С», имеют в виду преобразование вещества - твердого металла в жидкий.

Вы наверняка заметили, что названия простых веществ в отличие от названий элементов пишут со строчной буквы (так как они не являются собственными названиями).

Иногда названия элемента и образованного им простого вещества разные. В этом случае и название элемента, и названия простых веществ приведены в соответствующих ячейках периодической системы, причем название элемента - на первом месте.

Символом элемента обозначают сам элемент, его атом, а часто и соответствующе простое вещество, если оно содержит отдельные изолированные атомы или такие, что все вместе соединены между собой. Так, запись «АI» может означать:

 ♦ элемент Алюминий (определенный вид атомов);
 ♦ один атом алюминия;
 ♦ простое вещество - металл алюминий.

До XIX ст. ученые считали, что существует только две разновидности частиц - составляющих вещества: атом и молекула. На этих взглядах основывалась атомно-молекулярная теория.

В XIX в. сначала было выдвинута гипотеза, впоследствии экспериментально доказано, о существовании частиц (составляющих вещества) третьего вида - ионов.

Ион - это заряженный атом или заряженная группа атомов. В переводе с греческого слово «ион» (ion) означает «идущий» (в электрическом поле заряженные частицы в отличие от электронейтральных способны двигаться, передвигаться).

В заряженном атоме электронов больше или меньше, чем протонов в его ядре. Частицу такого типа называют простым, или одноатомным, ионом, а заряженную группу атомов - сложным или многоатомным, ионом.

Веществ, состоящих из нейтральных атомов (очень редко - изолированных, чаще всего - соединенных вместе), сравнительно немного, а большинство - это молекулярные и ионные вещества.

Когда речь идет о составе вещества, химики различают ее качественный и количественный состав. Под качественным составом понимают то, какими элементами образовано вещество, количественное - как соотносятся числа атомов элементов в веществе или ионах, из которых оно состоит; сколько атомов каждого элемента содержит молекула.

Метан - главная составляющая природного газа и ацетилен - газ, который используют для сварки металлов, имеют одинаковый качественный состав, поскольку каждое из этих химических соединений образовано атомами двух элементов - Углерода и водорода. Однако количественный их состав разный. Эти вещества являются молекулярными. Молекула метана состоит из одного атома Углерода и четырех атомов Водорода, а молекула ацетилена содержит по два атома Углерода и водорода.

Качественный и количественный состав веществ отражают химические формулы.

Химическая формула - это условное обозначение или запись химического вещества с помощью символов элементов.

Приведем формулы нескольких веществ и дадим необходимые пояснения.

Простое вещество железо состоит из атомов элемента Железа, соединенных вместе. Формулу железа записывают как символ соответствующего элемента - Fe. Другое простое вещество - водород состоит, как вам уже известно, из молекул, к каждой из них входит по два атома Водорода. Формулу водорода записывают так: Н₂ (читается: аш-два). Цифру, которая стоит после символа элемента и размещена ниже уровня строки, называют индексом. С помощью индекса указывают число атомов элемента в частице (молекуле, ионе), ее химической формуле.

Запишем формулы метана и ацетилена (или формулы их молекул): метан - СН₄ (читается: це-аш-четыре), ацетилен - С₂Н₂ (читается: це-два-аш-два). Заметим, что индекс «₁» (например, в формуле СН₄ после символа атома Углерода) не пишется, он опускается.

Сложное вещество - углекислый газ (химическое название - оксид Углерода (ІV)) тоже состоит из молекул; его формула - СО₂ (читается: це-о-два). Эта формула показывает, что оксид Углерода (ІV) является соединением двух элементов: Углерода и Кислорода (качественный состав), а молекула вещества содержит один атом первого элемента и два атома второго (количественный состав).

Итак, для водорода, метана и других молекулярных веществ химическая формула передает качественный и количественный состав как вещества целом, так и каждой его молекулы в частности.

Индексами в химической формуле иногда могут быть не цифры, а буквы (например, N_хO_y). Так изображают формулу вещества, количественный состав которой неизвестен. Аналогично обозначают группу веществ, сходных по качественному составу. В литературе часто случается общая формула соединений элементов с Кислородом - оксидов - Е_nО_m (символом Е обозначают любой химический элемент).

Рассмотрим формулы ионных веществ. Поваренная соль (химическое название - хлорид натрия) состоит не из молекул и не из атомов (электронейтральных), а из ионов. Формулы этих частиц: Na ⁺ (ион натрия); СI^- (Ион хлора). Обратите внимание: заряды ионов записывают после их формул с помощью «верхних» индексов (число атомов элемента в молекуле обозначают «нижними» индексами). В натрий хлориде содержится поровну таких ионов, то есть на один ион Na ⁺ приходится один ион СI^-. Формулу вещества записывают так: NaCl (читается: хлорид натрия). Заряды ионов в формуле ионного вещества не указывают.

Мел (химическое название - углеродат кальция) тоже содержит ионы, но двух типов: простые (одноатомные) - Са ²⁺ и сложные (четырёхатомные) - . Обратите внимание на «верхние» индексы: сначала указывают числовое значение заряда иона, а затем - его знак. На один простой ион в соединении приходится один сложный. Формула соединения - СаСО₃ (читается: кальций це о три).

Вместе с формулами мы приводим и названия веществ. Названия веществ бывают двух типов: традиционные, или тривиальные (имеют практическое, бытовое, историческое происхождение), и систематические, или химические (соответствуют составу и химической природе вещества). Примеры названий веществ (первыми приведены традиционные названия):

NaCl - поваренная соль, хлорид натрия; СаО - негашеная известь, оксид кальция ; NaHCО₃ - питьевая сода, гидроуглеродат натрия.

Немало веществ, в основном искусственных, добытых человеком, имеют только систематическое (химическое) название.

Итак, формула ионного вещества дает нам следующую информацию:

♦ какими элементами образовано вещество;
♦ каково соотношение в ней различных атомов (здесь различаем заряженные и незаряженные атомы)
♦ каково соотношение ионов.

Так, формула углеродата кальция СаСо₃ означает, что это соединение трех элементов: Кальция, Углерода и Кислорода. Отношение в ней числа атомов Кальция, Углерода и Кислорода - nСа : nС : nO = 1 : 1 : 3, а ионов - n (Са²⁺): n () = 1: 1. Гашеная известь (химическое название - гидроксид кальция) имеет формулу Са(ОН)₂ (читается: кальций о аш-дважды, а не кальций о аш-два, потому что индекс «2» стоит за скобками и касается атомов как водорода , так и кислорода). Это тоже ионное вещество, образованное Кальцием, Кислородом и Водородом. Оно состоит из простых ионов Са²⁺ и сложных ионов ОН^-. Отношение числа атомов элементов в гидроксиде кальция, согласно формуле вещества - nСа : nО : nН = 1 : 1 : 2 а ионов - n (Са²⁺): n (ОН^-) = 1: 2. 

Порядок записи элементов в формулах не является произвольным. Его определяют свойства элементов (например, сначала записывают элементы-металлы, а затем - неметаллы), а также традиции, сложившиеся в химии.

Перед химической формулой может указываться коэффициент, например 2Н₂О (читается: два-аш-два-о). Такой записью обозначают две молекулы воды. Коэффициент «1», как и такой же индекс, не пишут.

Если совокупность символов элементов своеобразная химическая азбука, то формулы веществ, состоящих из этих символов - химические слова.

Частичку или совокупность частиц, изображенных химической формулой, называют формульной единицей. Для металла железа формульной единицей является атом железа (Fe), для воды - ее молекула (Н₂О), для углеродата кальция (СаСО₃) - совокупность двух ионов: Са ²⁺ и .

 Относительная атомная и относительная молекулярная масса

Атомы являются чрезвычайно мелкими частицами. Их нельзя увидеть даже в электронный микроскоп, который дает увеличение в десятки тысяч раз. Понятно, что и массы атомов очень малы. Отметим, что масса атома является постоянной величиной независимо от того, изолирован он или входит в состав вещества. Масса атома урана - самого всех стабильных атомов, происходящих на Земле - около 4 • 10^-22 г, то есть 0,000 000 000 000 000 000 000 4 г. Масса мелкого среди атомов - атома Водорода равна 1,67 • 10^-24 г .   

Конечно, оперировать такими числами неудобно, поэтому ученые-химики договорились применять так называемые относительные атомные массы. Относительная атомная масса показывает, во сколько раз масса данного атома больше некоторой малой массы, взятую за эталон, и является безразмерной величиной. Таким эталоном сначала был легкий атом - атом Водорода, то есть масса этого атома. Сейчас за эталон избран атом Углерода. Для того чтобы с изменением стандарта существенно не изменились значения относительных атомных масс элементов, было решено сравнивать массы атомов с 1/12 массы атома Углерода (атом Углерода в 12 раз тяжелее первого эталона - атома Водорода).

Значения относительных атомных масс элементов, которыми пользуются сейчас, приведены в периодической системе элементов Д.И. Менделеева.

Для определения относительных атомных масс ученые, разумеется, не могли исходить из масс атомов, потому что эти частицы слишком малы для взвешивания. Дж. Дальтон впервые обнаружил, что вещества имеют строго определенный состав, и атомы, которые их образуют, сочетаются друг с другом в определенных соотношениях. Молекула воды образована атомами двух элементов - Водорода и кислорода. На каждый атом Кислорода в воде приходится два атома Водорода. Экспериментально давно было установлено, что массы веществ - водорода (состоит только из атомов Водорода) и кислорода (состоит только из атомов Кислорода), которые реагируют с образованием воды, относятся как 1: 8. Поскольку атомов Водорода должно быть вдвое больше, чем атомов Кислорода, то отношение масс одинаковых количеств атомов этих элементов составляет (1/2) : 8, или 1 : 16. Следовательно, атом Кислорода в 16 раз тяжелее атома Водорода, и относительная атомная масса Кислорода (при условии, что эталоном является масса атома Водорода, взятая за единицу) равна 16.

 По такому «сценарию» ученые около 200 лет назад начали определять относительные атомные массы элементов.

Относительную атомную массу сокращенно обозначают так: А_r (индекс «_r» - первая буква английского слова «relative» - относительный).

Относительные атомные массы элементов определены достаточно точно. Приведем их значение для двух элементов - Кислорода и Магния:
 А_r(O) = 15,999; A_r (Mg) = 24,305.

Для выполнения большинства расчетов в химии значение Аr принято округлять до целых чисел (для Хлора сделано исключение - его атомную массу округленно до десятых долей: А_r (СI) = 35,5). Округленные значения относительных атомных масс Кислорода и Ммагния следующие:
 А_r (O) = 16; Ar (Mg) = 24.

 Несложно понять, что относительные атомные массы пропорциональны абсолютным массам атомов, а отношение масс атомов равно отношению их относительных атомных масс.

Молекулы, как и атомы, являются очень мелкими частицами. Поэтому и для них обычно используют не абсолютные, а относительные массы. Относительную массу молекулы называют относительной молекулярной массой и обозначают М_r. Она (подобно относительной атомной массы) равна отношению массы молекулы к 1/12 массы атома Углерода (некоторое уточнение будет сделано позже).

Масса молекулы равна сумме масс атомов, входящих в ее состав. Поэтому очевидно, что относительная молекулярная масса равна сумме относительных масс атомов, которые образуют эту молекулу.

Найдем относительную молекулярную массу кислорода (относительную массу молекулы кислорода). Известно, что кислород состоит из молекул О₂, каждая из которых содержит два атома кислорода. Отсюда 

М_r (О₂) = 2А_r (О) = 2-16 = 32.

Относительную молекулярную массу сложного вещества - например воды, молекула которого состоит из двух атомов Водорода и одного атома кислорода, вычисляют так:

 М_r (Н₂О) = 2А_r (Н) + А_r (О) = 2 * 1 + 16 = 18.

 Валентность

Валентность - это способность атомов элементов образовывать химические связи.

Одиночные, отдельные атомы способны к длительному самостоятельному существованию. Они сочетаются с такими же или другими атомами. Так возникает важнейшее свойство элементов, которую называют валентностью (от лат. Valentia - сила).

Количественно валентность элемента характеризуется числом атомов, которые соединены с одним атомом элемента в веществе, молекуле или ионе.

Если атом элемента всегда сочетается не больше, чем с одним таким же или другим атомом, то он одновалентен (значение его валентности равно единице). Одновалентными являются элементы Водород, Натрий, Калий, Фтор и некоторые другие.

Если атом элемента сочетается с двумя атомами одновалентного элемента (например, Водорода), то он двухвалентный, если с тремя - трёхвалентный и т. д. Двухвалентными элементами являются, например, Кислород, Кальций, Магний, трехвалентными - Бор, Алюминий.

Для большинства элементов характерно не одно, а несколько значений валентности (их валентность является переменной) в зависимости от того, с какими элементами они сочетаются и при каких условиях. Так, элемент Железо в различных химических соединениях может быть двух-, трех-, шести- и даже восьмивалентним (это максимальное значение валентности для химических элементов).

Значение валентности элемента записывают римской цифрой в скобках после названия элемента, записанной словами или обозначения его символом (в химической формуле), над символом элемента - без скобок. Например: соединение Железа (III) (Fe (III)), то есть соединение, в которой Железо является трёхвалентным элементом: Fe₂О₃. Для элементов с постоянной валентностью ее значение, как правило, не указывают: соединение лития LiH.

Приведем значение валентности для важнейших элементов (см. табл.).

* В скобках указано валентности элементов, которые проявляются реже.

 ** Утверждение о пятивалентном Азоте основывается на упрощенных представлениях.

Исходя из значений валентностей элементов, можно составлять формулы двухэлементных соединений, то есть соединений, образованных двумя элементами. Такие соединения называют бинарными (от лат. Binarius - двойной). Рассмотрим эту процедуру. Напомним, что традиционный порядок записи элементов в формулах таков: сначала записывают символы элементов - металлов, а потом - неметаллов. Если в составе есть несколько элементов - неметаллов и среди них - кислород, то его символ записывают последним.

Запишем формулу соединения, состоит из двух элементов: Кальция и Водорода (ее называют гидридом кальция). Кальций всегда двухвалентный, а Водород - одновалентен. Согласно количественной характеристики валентности, с каждым атомом двухвалентного элемента (Кальция) имеет сочетаться два атома одновалентного элемента (Водорода). Валентность каждого элемента в веществе (способность его атомов соединяться с определенным числом других атомов) должен быть полностью реализована. Итак, формула соединения - СаН₂.

Требованию полной реализации валентности каждого элемента соответствуют также формулы Са₂Н₄, Са_зН₆ и другие, еще более сложные. Однако в подавляющем большинстве случаев атомы соединяются друг с другом в самых простых количественных
отношениях. Таким отношением соответствуют формулы веществ, которые называют простейшими. Для кальций гидрида такова СаН₂.

Выполним еще одно упражнение. Составим формулу соединения бора с кислородом - оксида бора. Согласно таблице значений валентностей, Бор является трёхвалентным элементом, а Кислород - двухвалентным. Валентности обоих элементов в соединении будут использованы, если на каждые два атома Бора (суммарное значение их валентности 2 * 3 = 6) приходится три атома Кислорода (суммарное значение валентности 3 * 2 = 6). Простейшая формула соединения - В₂О₃.

Отметим, что число 6 является наименьшим общим кратным чисел 3 (значение валентности Бора) и 2 (значение валентности кислорода).

Итак, чтобы составить формулу соединения, образованной двумя элементами, нужно найти наименьшее общее кратное значений валентностей этих элементов. Разделив это число на значение валентности каждого элемента, получим число его атомов, то есть соответствующие индексы в формуле соединения.

Составим формулу оксида алюминия, помня, что Алюминий трехвалентный. Запишем химические символы алюминия и кислорода и отметим валентность этих элементов римской цифрой: . Наименьшее общее кратное чисел, отражающие валентность (3 и 2), равно 6. Чтобы найти числа атомов алюминия и атомов Кислорода в молекуле оксида алюминия, поделим это наименьшее общее кратное (6) на валентность алюминия (3) и получим 6: 2 = 2 (2 атома алюминия) поделим это самое наименьшее общее кратное на валентность Кислорода (2) и получим 6: 2 = С (3 атома Кислорода). Приписав найдены числа атомов Алюминия и Кислорода к их химических символов как индексы, получим формулу оксида алюминия АI₂О_з.

Проверим, равна ли сумма единиц валентности атомов Алюминия сумме единиц валентности атомов Кислорода. Для этого умножим валентность каждого элемента на число его атомов: 3 * 2 = 2-3. Произведения одинаковые, и следовательно, формула составлена правильно.

Таким образом, чтобы составить химическую формулу вещества по валентности элементов, которые входят в ее состав, нужно:

 ♦ записать химические символы элементов и обозначить валентность каждого из них римской цифрой;
 ♦ найти наименьшее общее кратное чисел, отражающие валентность;
 ♦ разделить наименьшее общее кратное на валентность каждого элемента и полученное число как индекс приписать к символу элемента.

Известны вещества, формулы которых не соответствуют значениям валентностей элементов. Одно из них является водород пероксид (традиционное название - пероксид водорода) Н₂О₂. Покажите, в чем проявляется это несоответствие.

Валентность - это свойство элементов, которой порой сложно дать однозначную количественную оценку. Вместе с тем, исходя из значений валентностей элементов, мы научились составлять химические формулы двухэлементных соединений.
Понятие «валентность элемента» используем и в следующем разделе пособия для объяснения содержания фундаментального закона химии - периодического закона.

Расчеты по химическим формулам

Химическая формула любого соединения (молекулярного, ионного) указывает на соотношение в ней атомов различных элементов. Так, в оксида бора В₂О₃ на каждые 2 атома Бора приходится 3 атома Кислорода. Учтя это и воспользовавшись значениями относительных атомных масс, рассчитаем отношение масс элементов в этом соединении:

Итак, на каждые 11 г элемента (атомов) Бора в оксида бора приходится 24 г элемента (атомов) Кислорода. Зная формулу химического соединения, можно рассчитать массовые доли элементов в ней. Массовая доля элемента в соединении - это отношение массы элемента к массе соединения. Массовую долю принято обозначать буквой W ( «дубль-ве»).

Вычислим массовые доли элементов в оксиде бора. Относительная молекулярная масса этого соединения равна

Очевидно, что каждые 70 г оксида бора содержат 2•11 = 22 г Бора и 3 * 16 = 48 г Кислорода. Отсюда

Выполним проверку для оксида бора:

Приведем алгоритм для расчета массовой доли элемента X в химическом соединении, формула которой X_aY_b:

Иногда массовую долю элемента выражают в процентах и ​​называют соответствующую величину содержанием элемента (по массе). Чтобы вычислить эту величину, массовую долю нужно умножить на 100%. Так, содержание элемента Бора (по массе) в его оксиде равно 0,31•100% = 31%.

Массовую долю элемента в веществе, которую используют на практике, иногда указывают на упаковке или этикетке. Так, для азотных удобрений - селитры, мочевины и др. приводится массовая доля азота . На ювелирных изделиях из сплава золота с медью ставят так называемую пробу. Скажем, проба 583 соответствует содержанию золота (простого вещества) в сплаве (это то же, что и элемента Золота в веществе) 58,3% по массе, или массовой доле драгоценного металла 0,583.

Решая задачи, вы выполнять определенные требования по математических расчетов. Любой расчет и его конечный результат характеризуются определенной точностью. В точных науках, к которым относится и химия, существует правило: точность результата должна соответствовать точности исходных данных. Иначе говоря, число значащих цифр в ответе к задаче должно быть равно числу значащих цифр в данных условия задачи (содержание можно определять и по объему, например газа - в смеси газов, жидкости - в смеси жидкостей, кроме массовой доли существуют также объемные доли, атомные доли и т.д.).

Для решения задач вы будете пользоваться, как уже отмечалось, округленными до целых чисел значениями относительных атомных, молекулярных, формульных масс (напомним, что относительная атомная масса элемента Хлора берется с точностью до десятых - 35,5). Они будут насчитывать две или три значащие цифры (за исключением значений относительных атомных масс первых четырех элементов, относительных молекулярных, формульных масс веществ Н₂, LiH, ионов Н ⁺ Н ^-, Li ⁺, которые состоят из одной цифры). Итак, ответ к задаче тоже должен состоять из двух или трех значащих цифр. Корректными будут ответы вроде 1,4; 108000; 0,0562, а некорректными - 1,4356; 108280; 0,05621352 (предпоследнее число содержит пять значащих цифр, а последнее - семь). Вы должны хорошо понять правила округления чисел и не давать ответ к задаче максимально возможным для вашего калькулятора количеством цифр.

Решим некоторые типовые задачи. Заметим, что большинство задач по химии можно решать несколькими способами, поэтому способ, приведенный в справочнике, не является единственным.

Удобен такой способ оформления задачи с ее решением. Лист тетради делят вертикальной чертой на две части. В левой, узкой части записывают сокращенно данные условия задачи, затем проводят горизонтальную черту и под ней записывают, что нужно найти или рассчитать (собственно вопрос). В правой части записывают математические формулы, уравнения реакций, объяснения, расчеты, а в конце - ответ.

 Вычисления отношения масс элементов в соединении

Задача 1. Какая масса Водорода содержится в воде массой 4,5 г?

Дано:
m (Н₂О) = 4,5 г
 m (Н) - ?

Решение. Рассчитаем относительную молекулярную массу воды:

Рассуждаем так (делаем подготовительную запись): в 18 г воды содержится 2 г Водорода в 4,5 г воды - х г Водорода.
 Составим пропорцию:

 Из курса математики вы знаете свойство пропорции - произведение «крайних» ее членов равна произведению «средних»:

 Отсюда

 Ответ: в воде массой 4,5 г содержится 0,5 г Водорода.

Заметим, что подготовительная запись должна характеризоваться четкой логикой. Вернемся к решенной задаче. В левой «колонке» цифр подготовительной записи приведены массы вещества - 18 г и 4,5 г, в правой - соответствующие массы одного элемента - 2 г и х г. Верхняя строка записи содержит массы вещества и элемента, которые соответствуют ее формуле, в нижней - массы вещества и этого же элемента, которые касаются условия задачи.

Задача 2. Рассчитать массовую долю Фосфора и содержание этого элемента (по массе) в дифосфорной кислоты Н₄Р₂О₇.
Дано:
вещество - Н₄Р₂О₇
 W (Р) -?

 Решение.

 
Содержание Фосфора (по массе) - 0,348 * 100% = 34,8%.

Ответ: массовая доля Фосфора в дифосфорной кислоте составляет 0,348, а содержание этого элемента (по массе) - 34,8%.

 Количество вещества. Моль. Постоянная Авогадро. Молярная масса

По химическому уравнению, как вы знаете, можно рассчитать массы веществ, вступающих в реакцию. Из уравнения

 С + О₂ = СО₂,

зная, что А_r (С) = 12, а М_r (O₂) = 2*16 = 32, видим, что каждые 12 г углерода реагируют с 32 г кислорода. Уравнение указывает и на то, что с одним атомом Углерода реагирует одна молекула кислорода. Если есть тысяча атомов Углерода, то с ними прореагирует тысяча молекул кислорода. Итак, реагирующие порции этих веществ, например 12 г Углерода и 32 г кислорода, должны содержать одинаковое число частиц - атомов в первом веществе и молекул - во втором.

Одним из важнейших физических параметров в химии является количество вещества. Если в повседневной жизни под количеством вещества понимают ее массу или объем, то в химии количество вещества связывают с числом частиц в ней. Химик скажет, что 12 г Углерода и 32 г кислорода - одинаковые количества веществ, поскольку в них, как вы только что поняли, содержится одинаковое число соответствующих частиц.

Единицей измерения количества вещества в химии является моль (слово происходит от латинского moles; варианты перевода: масса, множество).

1 моль - это такая порция вещества, масса которой в граммах численно равна ее относительной атомной, молекулярной или формульной массе.

Итак, 1 моль - это 12 г Углерода С, 32 г кислорода О₂,98 г серной кислоты H₂SО₄, 58,5 г хлорида натрия NaCl и др. А какое же число частиц содержится в веществе, взятой в количестве 1 моль? Очень велико. Экспериментально установлено, что оно равно 6,02•10²³. Другая, «неудобная» запись этого числа - 602 000 000 000 000 000 000 000.

Итак, в 12 г Углерода содержится 6,02 • 10²³ атомов Углерода, в 32 г кислорода - столько же молекул О₂, в 58,5 г натрия хлорида - 6,02•10²³ пар ионов Na⁺ и СI^-, или по 6,02 •10²³ каждого из этих ионов. Число 6,02 • 10²³ называют числом (или постоянной) Авогадро - в честь итальянского ученого XIX в. А. Авогадро (1776 - 1856) и обозначают N_A.

Насколько велико это число, можно представить из таких известных сравнений. Число Авогадро в миллиарды раз больше числа волос на голове, в усах, бороде всех людей, живущих на Земле. Если покрыть земную поверхность таким числом (6,02 • 10²³) теннисных мячиков, то толщина этого «покрытия» будет около 100 км. Если разместить столько атомов Водорода - наименьшего из всех атомов - вплотную друг к другу в линию, то длина ее составит около 6 • 10¹⁰ км. Нитью такой длины можно было бы обмотать земной шар по экватору более 1500000 раз. Существует и другое определение моля, которое использует понятие «формульная единица».

Моль - это порция вещества, которое содержит столько формульных единиц (то есть атомов, молекул или комбинаций ионов, записанных в химической формуле), сколько атомов содержится в 12 г нуклида ¹²С.

Количество вещества обозначают греческой буквой v ( «ню»).

Решим несколько задач на расчет или с использованием величины «количество вещества».

Задача 1. Рассчитать количество вещества борной кислоты Н₃ВО₃, содержащейся в 18,6 г кислоты.
 Дано:
 m (Н₃ВО_з) = 18,6 г
 v (H₃B0₃) -?
 Решение. Сначала вычислим относительную молекулярную массу соединения:
 М_r (Н₃ВO₃) = 3 • 1 + 11 + 3•16 = 62.
 Далее рассуждаем так: 62 г борной кислоты соответствует количеству вещества 1 моль, 18,6 г - х.
 Пропорция будет выглядеть:
 62: 18,6 = 1: х.
 Отсюда х = 18,6: 62 = 0,3.

Ответ: количество вещества борной кислоты массой 18,6 г составляет 0,30 моль.

Заметим, что слово «моль», если перед ним есть число, не склоняется (в последнем предложении записано: «количество вещества ... составляет 0,3 моль», а не 0,3 молей). Если же числа нет, то слово «моль» склоняется (например, «определение моля»).

Словосочетание «0,3 моль», употребленное по отношению к молекулярному веществу (например, борной кислоты), можно понимать и как «0,3 моль молекул» (то есть 0,3•6,02•10²³ = 1,8•10²³ молекул ). Вы будете сталкиваться также с выражениями «моль атомов», «моль ионов». Так, в порции борной кислоты Н₃ВО₃ количеством вещества 1 моль содержится 3 моль атомов Водорода, 1 моль атомов Бора и 3 моль атомов Кислорода. Если же взять 0,2 моль магний хлорида MgCl₂ - ионного вещества, то в таком его количестве содержится 0,2 моль ионов Mg^{2 +} и 0,4 моль ионов Сl^-.

Важной величиной, связанной с количеством вещества, является молярная масса.

Молярная масса численно равна массе 1 моль вещества (в граммах) или относительной атомной, молекулярной или формульной массе.

Единицей ее измерения является грамм на моль (г/моль). Молярную массу обозначают латинской буквой М.

Запишем значение молярных масс некоторых веществ:

Поскольку понятие «моль» употребляется по отношению не только к веществу, но и к различным частицам - атомам, молекулам, ионам (и даже электронам), то существуют и соответствующие молярные массы. Так, молярная масса атомов Водорода (Н) составляет 1 г/моль, а ионов SO₄^2-- 96 г/моль (записывают: M (SО₄^2-) = 96 г/моль). Последняя запись понимают так: 1 моль, или  6,02 • 10²³ ионов SO₄^2-, имеют массу 96 г.

Из единицы измерения молярной массы (г/моль) легко сделать вывод, что молярную массу можно рассчитать делением массы вещества (или совокупности определенных частиц), выраженной в граммах, на соответствующее количество вещества (частиц):
 М = т: v.

Запишем две другие формулы, происходящих от нее:
 v = т: М; т = Mv.
Одной из приведенных формул можно воспользоваться для решения предыдущей задачи:

Решим еще несколько задач.

Задача 2. Какая масса железа соответствует количеству вещества 5,0 моль?
Дано:

 v (Fe) = 5,0 моль
 m (Fe) -?
 Решение. Железо - простое вещество, состоящее из атомов.
 Ar (Fe) = 56; М (Fe) = 56 г/моль.
Воспользуемся одним из алгоритмов, приведенных выше:
m (Fe) = Af (Fe) v (Fe) = 56 г/моль • 5,0 моль = 280 г.
Ответ: количества вещества железа 5,0 моль соответствует масса 280 г.

Задача 3. Рассчитать массу 10²⁴ атомов Водорода.

Дано: 
N(H) = 10²⁴

m(H)-? 

 Решение. Поскольку А_r (Н) = 1, то М (Н) = 1 г/моль, т.е. 1 моль атомов Водорода имеет массу 1 г. Учтя, что 1 моль элемента - это 6,02 • 10²³ его атомов, составим пропорцию:
 6,02 • 10²³ атомов Водорода имеют массу 1 г, 10²⁴ атомов -

Ответ: масса 10²⁴ атомов Водорода равна 1,66 г.

Количества веществ, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, указывают на коэффициенты у соответствующих формул в химическом уравнении. Например, фосфор взаимодействует с хлором по уравнению

Из него видно, что каждые два атома Фосфора реагируют с пятью молекулами хлора с образованием двух молекул фосфор (V) хлорида. Поскольку в одинаковых количествах веществ содержится одинаковое число частиц, очевидным является вывод: каждые 2 моль фосфора (Р) реагируют с 5 моль хлора  с образованием 2 моль фосфор (V) хлорида .

Определение химической формулы

Ученые ежедневно добывают сотни новых веществ. Для каждой из них химик обязательно определяет формулу. Сначала он обнаруживает, какие элементы входят в ее состав (осуществляет качественный химический анализ), а затем находит массовые доли элементов в соединении (по результатам количественного анализа).

Выведем алгоритм расчета формулы соединения, образованная двумя элементами (обозначим их буквами А и В) и содержит такие их массовые доли:
W (A) = в%; W (B) = Ь%. Воспользуемся параметром «количество вещества».

Напомним, что достаточно знать массовую долю только одного из двух элементов в веществе, поскольку массовую долю второго можно рассчитать, потому что
а + Ь = 100%.

Запишем неизвестную формулу вещества так: A_хB_y. Если взять 100 г вещества, то масса элемента А в этой ее порции составит а граммов, а элемента В - b граммов. Число атомов каждого элемента пропорционально количеству вещества в нем. Найдем v (A) и v (B), привлекая к расчетам относительные атомные массы элементов - А_r (А) и А_r (В):

Результат должны получить в виде отношения наименьших целых чисел (то есть тех, которые не имеют общего делителя). Эти числа - х и у - будут индексами в формуле вещества, которая является простейшей.

Для большинства веществ (всех ионных, многих молекулярных) простейшая химическая формула вещества - это истинная формула. Для других же последняя является кратной простейшей формуле:     тому подобное. Чтобы найти истинную формулу, нужно кроме количественного состава вещества знать еще и относительную молекулярную (формульную) массу или иметь данные, по которым ее можно вычислить.

 Решим несколько задач.

Задача 1. Найти формулу оксида железа, в котором массовая доля кислорода равна 30%.
 Дано: Fе_xO_у.
 W(О) = ЗО%

х-? у-?
Решение.

Чтобы получить целые и наименьшие значения х и у разделим оба числа на меньшее из них:

добытые числа умножим на 2:

Ответ: формула оксида железа - Fe₂О₃.

Задача 2. Отношение масс Фосфора, Кислорода и Хлора в некотором соединении этих трех элементов равна 1,94: 1: 6,66. Найти простейшую формулу соединения.
 Дано: Р_xО_уСI_z   

x-? y-? z- ?

Решение. В определенной порции соединения массы элементов составят:

 тогда

Ответ: простейшая формула соединения -  РОСI_3.
 

Задача 3. Вследствие сгорания некоторой массы соединения Углерода с Водородом образовалось 2,2 г углекислого газа и 0,45 г воды. Относительная молекулярная масса соединения равна 78. Найти истинную формулу соединения.
Дано: C_хH_у
т (СО₂) = 2,2 г
т (Н₂О) = 0,45 г
М_r ((C_хH_у) = 78
 х-? у-?
Решение. Запишем схему реакции:

Атомы Углерода исходного соединения «переходят» в оксид углерода (ІV), а Водорода - в воду. Найдем количества веществ элементов в продуктах, которые одновременно являются количествами веществ элементов в исходной составе:

Простейшая формула соединения - CH. Она не будет истинной, потому что М_r (СН) = 12 + 1 = 13 не равна 78 по условию задачи. Истинная формула должна быть кратной простейшему веществу - (СН)₂. Относительная молекулярная масса соединения (СН)₂ составит (12 + 1) z = 13z  и по условию задачи должно быть равно 78.
Найдем z: 13z = 78; z = 6.
Ответ: истинная формула соединения Углерода с Водородом - С₆Н₆.

Закон Авогадро. Молярный объем

Вы уже ознакомились с единицей измерения количества вещества - молем, умеете вычислять массу 1 моль вещества. Теперь выполним расчеты объемов 1 моль различных веществ. Будем исходить из массы 1 моль каждого вещества и воспользуемся известной из физики формуле, связывающей объем с массой и плотностью:
 V = m/p.

Значение плотности веществ приведены в справочниках. Отметим, что для твердых и жидких веществ плотность практически не зависит от условий, а для газов - меняется. Поэтому для газов выберем определенные, одинаковые условия, а именно: 0 ° С и 760 мм рт. ст. (1 атм или 101 325 Па). Это так называемые нормальные условия (сокращенно обозначают «н. у.»). Результаты расчетов вместе с исходными данными размещены в таблице.

Из приведенных в таблице данных видно, что для твердых веществ и жидкостей объемы 1 моль разные, а для газов - практически одинаковыми (при одинаковых условиях). Среднее значение объема 1 моль газа 0 ° С и 760 мм рт. ст., то есть при нормальных условиях, принято считать равным 22,4 л.

Все газы состоят из молекул. 1 моль молекулярного вещества, как вы знаете, содержит одно и то же число молекул (6,02*10²³). В то же время объем 1 моль любого газа одинаков (при одинаковых условиях).Итак,

В одинаковых объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержится одинаковое (точнее, примерно одинаковое) число молекул.

Гипотезу такого содержания, которая основывалась на результатах исследований реакций между газами, выразил в начале XIX в. А. Авогадро. Получив дальнейшее экспериментальное подтверждение и теоретическое обоснование, эта гипотеза стала законом (закон Авогадро).

Подобно параметру «молярная масса» существует параметр «молярный объем».
Он численно равен объему 1 моль вещества и обозначается Vm. Рассчитать молярный объем можно делением объема вещества на количество вещества в ней:
 V_m - V/v.

Единицей измерения молярного объема является кубический сантиметр в моль (см³/моль) для твердых и жидких веществ и кубический дециметр на моль (дм³/моль) - для газов.

Молярный объем газов, приведенных в таблице, при нормальных условиях составляет: водорода - 22,5 л/моль, углерод  оксида - 22,2 л/моль, метана - 22.3 л/моль. В дальнейшем при решении задач считать, что молярный объем любого газа при нормальных условиях равен 22,4 л/моль.

По формуле V_m = V/v можно доказать важное следствие из закона Авогадро:

В одинаковых объемах различных газов при одинаковых температуре и давлении содержатся одинаковые количества вещества.

Это следствие очевидно и из самой формулировки закона.

 Относительная плотность газа

Вы получили задание определить, какой из двух газов тяжелее. Понятно, что для его выполнения вам предстоит взвесить газы, причем не произвольные их порции, а одинаковые объемы, скажем, по 1 л или по 100 мл и при одинаковых условиях. Газ, масса которого окажется больше, и будет тяжелее. А во сколько раз? Поделим массу тяжелого газа на массу легкого. Полученную величину используют в химии и физике; она имеет названием (сокращенное) «относительная плотность газа» (полное название - относительная плотность одного газа по другому газу). Если формулу «первого» газа (в нашем случае - тяжелее) условно обозначить буквой Д а «второго» (легкого) - буквой А, то относительную плотность газа В по газу А следует записать так: D_A (B). Эта величина, как и другие относительные величины (например, относительная атомная масса), не имеет размерности.

Приведем пример расчета относительной плотности газа. Согласно данным, приведенным в таблице, масса 1 л водорода по н. у. составляет 0,0899 г. Масса 1 л кислорода в этих же условиях -1,43 г. Очевидно, что кислород тяжелее водорода в 1,43: 0,0899 = 16,0 раз. Итак, 

Отметим, что числа, взятые для расчета, равны значениям плотностей соответствующих газов. Поэтому вычислять относительную плотность газа можно и так:

Если бы мы взяли (тоже по н. В.) Другие одинаковые объемы водорода и кислорода - по 22.4 л, то массы соответствующих порций газов (в граммах) численно равны молярным массам или относительным молекулярным массам. Отсюда - другие методы для расчета относительной плотности газа:

Часто за газ сравнения (то есть газ А) берут водород, самый легкий из всех газов. Тогда вышеприведенные формулы конкретизируются. Например:

Самым доступным газообразным веществом является воздух. Хотя воздух, как известно, представляет собой смесь газов, однако в «физическом» смысле ведет себя как некий газ с относительной молекулярной массой, равной 29. Это число называют средней относительной молекулярной массой воздуха. Оно является промежуточным между числами 32 и 28 - относительными молекулярными массами кислорода О₂ и азота N₂ - главных компонентов воздуха, которые в сумме составляют почти 99% его объема. Итак, если за «газ сравнения» взято воздух, то последняя формула приобретает следующий вид:

Если мы имеем неизвестный газ В и экспериментально определили его относительную плотность по другому, известному газу А, то можно рассчитать его молярную или относительную молекулярную массы по формулам, производными от приведенных выше:

Предлагаем примеры решения задач с использованием понятия «относительная плотность газа». 

Задача 1. Рассчитать плотность (по н.у.) и относительную плотность по водороду и воздуху угарного газа CO.
Дано: газ СО


 Решение, М (СО) = 12 + 16 = 28 г/моль.
 Угарный газ массой 28 г при н. у. занимает объем 22,4 л.
Отсюда

 
Ответ: Плотность угарного газа (за н. у.) составляет 1,25 г/л, относительная плотность его по водороду - 14, по воздуху - 0,97.

Проанализируем последнее число. Угарный газ оказывается легче воздуха (D <1), значит воздух тяжелее угарного газа. Во сколько раз? Определим теперь уже плотность воздуха по угарному газу:

Воздух тяжелее угарный газ в 1,04 раза (а угарный газ легче воздуха в 1,04 раза).

Задача 2. Относительная плотность газа фосфина по водороду равна 17. Рассчитать относительную молекулярную массу фосфина.
Дано:
М_r (фосфин) -?
Решение. Применим одну из приведенных выше формул:
М_r (фосфин) =  H₂ (фосфин) М_r (Н₂) = 17•2 = 34.
Ответ: относительная молекулярная масса фосфина равна 34.

 Химические уравнения

Закон сохранения массы:
Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их перегруппировка (т.е. химическое преобразование - это процесс разрыва одних связей между атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ образуются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции остается неизменным, то их общая масса также не должна меняться. Под массой понимают величину, характеризующую количество материи.

В начале XX в. формулировка закона сохранения массы была пересмотрена в связи с появлением теории относительности (А. Эйнштейн, 1905), согласно которой масса тела зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но и ее движение. Полученная телом энергия Е связана с увеличением его массы т соотношением Е = mс², где с - скорость света. Это соотношение не используют в химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~ 10^-11 г и  практически невозможно измерить. В ядерных реакциях  в ~ 10⁶ раз больше, чем в химических реакциях.  

Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.

 Составление химических уравнений

Если сначала записать формулы реагентов, затем, если их несколько, соединить эти формулы знаками «плюс», поставить стрелку, направленную вправо, записать после нее формулы продуктов реакции и соединить (если их несколько) знаками «плюс», то мы будем иметь схему химической реакции. 

Составим схемы двух реакций.

Первая реакция - горение угля. Это простое вещество элемента Углерода (оно содержит примеси некоторых веществ); формула угля - С. Вторым реагентом является кислород (О₂). Как известно, уголь сгорает с образованием углекислого газа. Формула этого газа - СО₂. Схема реакции будет иметь вид

Буква "t" над стрелкой означает, что химическая реакция происходит при повышенной температуре.
Вторая реакция:
Оксид углерода (IV) + Известь -> Вода + углеродат кальция.
Известь (гашеная) имеет формулу Са(ОН)₂, а углеродат кальция- СаСО₃.
Составим «химический» вариант схемы реакции:

После формулы углеродата кальция в схеме поставлена ​​стрелка, направленная вниз. Это означает, что вещество оседает в жидкости или растворе (часто говорят - «выпадает в осадок»). углеродат кальция не растворяется в воде.

Теперь «прочитаем» две «готовые» схемы реакций.

Соединение элементов Ртути и Кислорода (ее химическое название - оксид ртути) превращается при нагревании в простые вещества - металлическую ртуть и газ кислород. Выделение газа обозначено стрелкой после формулы газообразного соединения, направленной вверх. Стрелками, направленными вверх и вниз, обозначают только продукты реакций.

Схема отвечает взаимодействию металла натрия с водой с образованием соединения трех элементов - Натрия, Кислорода и Водорода (это - гидроксид натрия) и газа водорода.

Еще раз обратим внимание на четыре рассмотреных схемы химических реакций.

Согласно им, в первой реакции происходит соединение атомов, принадлежащих различным веществам, в третьей - их разъединение, во второй - перераспределение атомов между веществами, в четвертой - «вытеснение» атомами одного элемента, которыми образовано простое вещество, атомов другого элемента со сложного вещества.

«Действующими лицами» всех химических превращений является составляющие веществ - атомы, молекулы, ионы, причем все элементы (определенные разновидности атомов) при реакций сохраняются (не исчезают и не появляются). Если масса веществ при их химическом преобразовании не меняется (вспомните - это закон Ломоносова) и каждый элемент сохраняется, то неизменным остается и число атомов каждого химического элемента. Это важное следствие закона сохранения массы. Ему соответствует другая запись химической реакции, который называют химическим уравнением. Химическое уравнение вроде схемы реакции, но отличается тем, что число атомов каждого элемента в левой и правой его частях одинаковые, и между этими частями вместо стрелки поставлен знак «равно» ( «=»). Чтобы сравнить числа атомов каждого элемента и превратить схему реакции на химическое уравнение, перед формулами веществ ставят коэффициенты.

Составим химические уравнения, соответствующие приведенным выше четырем схемам реакций.

Левая и правая части как первой, так и второй схем реакций содержат одинаковые числа атомов каждого элемента (например, во второй схеме слева и справа - по одному атому Кальция и Углерода, по два атома Водорода и по четыре атома Кислорода). Чтобы превратить эти схемы на химические уравнения, достаточно лишь заменить стрелку между левой и правой частями в знак «равно»:

В третьей схеме

в левой и правой частях содержится по одному атому Ртути, но атомов Кислорода слева - один, а справа - два. Поставим перед формулой выходного вещества коэффициент 2 и получим слева также два атома Кислорода:

Теперь в левой части схемы реакции число атомов Ртути увеличилось до двух (коэффициент касается всей формулы HgO, оба записанных в ней атомов), а справа есть только один атом Hg. Поставим коэффициент 2 перед формулой простого вещества - ртути справа, получим запись, будет химическим уравнением:

Наконец, превратим в химическое уравнение схему реакции

В левой и правой частях схемы атомов Натрия и атомов Кислорода содержится одинаковое число, а число атомов Водорода - разное, причем слева - четное (2 атома), а справа - нечетное (1 + 2 = 3 атома). Сначала поставим коэффициент 2 перед формулой гидроксида натрия, чтобы число этих атомов и справа стало парным:

Поскольку теперь атомов Водорода справа в сумме 4, то поставим перед формулой воды коэффициент 2, чтобы и в левой части схемы иметь в целом 4 атома Водорода:

Числа атомов Кислорода в левой и правой частях схемы стали одинаковыми (по 2). Наконец, сравним числа атомов Натрия и получим химическое уравнение:

Не все схемы реакций так легко превратить в химические уравнения. Рассмотрим пример, иллюстрирующий один из приемов подбора коэффициентов, предполагает нахождение наименьшего общего кратного.

Простое вещество фосфор (одна из нескольких простых веществ элемента Фосфора - красный фосфор является компонентом покрытие «зажигательной» поверхности спичечной коробки) хорошо горит. Горение фосфора - это взаимодействие вещества с кислородом. Ее продуктом является соединение элементов Фосфора и Кислорода - оксид фосфора Р₂О₅. Схема реакции такова:

В левой и правой частях схемы - разные числа атомов каждого элемента. Процедуру подбора коэффициентов начнем с Кислорода. В левой части схемы - 2 атома этого элемента, а в правой - 5. Сначала найдем наименьшее общее кратное чисел 2 и 5, то есть наименьшее из чисел, делится безостатка на 2 и на 5. Оно равно 10. Добьемся, чтобы в левой и правой частях будущего уравнения было по 10 атомов Кислорода. Для этого разделим 10 на 2 и получим 5 - коэффициент перед формулой О₂ затем поделим 10 на 5 и получим 2 - коэффициент перед формулой Р₂О₅:

 

Теперь сравним числа атомов Фосфора. В правой части: 2 * 2 = 4 атома этого элемента, в левой - 1. Поставим перед формулой Фосфора коэффициент 4 и получим химическое уравнение:

Коэффициенты в химическом уравнении показывают соотношение между числом частиц реагентов и продуктов. Так, в рассматриваемом уравнении с четырьмя атомами Фосфора реагируют пять молекул кислорода и образуются две молекулы фосфор оксида.

Правильно найденные коэффициенты должны быть наименьшими из всех возможных чисел. Такие коэффициенты нельзя без остатка разделить на одно одинаковое целое число (кроме единицы). Это требование относительно коэффициентов 4, 5 и 2 в последнем уравнении выполняется. (Проверьте другие приведенные в параграфе уравнения.) Возможно, кто-то из вас получит такое уравнение:

В нем в левой и правой частях одинаковые числа атомов каждого элемента, но все коэффициенты можно разделить ( «сократить») на 2. Поэтому такое уравнение считают некорректным. Составляя химические уравнения, воспользуйтесь таким советом: подбор коэффициентов целесообразно начинать с уравнивания числа атомов того элемента, входящего в состав только одного из реагентов и одного из продуктов реакции.

Как итог, приведем различные способы записи еще одного химического преобразования:

Классификация химических реакций

По изменению исходных веществ и конечных продуктов реакции разделяют на следующие типы: соединения, разложения, замещения и обмена.

Реакция соединения- такая реакция, в результате протекания которой из двух веществ образуется одно новое, например

Реакция разложения - такая реакция, в результате протекания которой из одного вещества образуется два или несколько, например:

Реакцией замещения называют взаимодействие простого и сложного веществ, при которой атомы простого вещества вытесняют атомы одного из элементов в сложном веществе, например

Реакция обмена - это взаимодействие между двумя сложными веществами, при котором они обмениваются своими составными частями, например:

Расчеты масс реагентов и продуктов реакции по химическому уравнению

Алхимики не знали, как можно предвидеть или рассчитывать массы веществ, вступающих в реакции и образующихся в результате реакций. Для своих экспериментов они брали произвольные порции веществ и опытным путем, по остаткам веществ после реакции выясняли, какие массы одних веществ реагируют и какие массы других образуются в результате химических превращений.

Сейчас по химическим уравнениям и значениями относительных атомных, молекулярных, формульных масс можно вычислять массы реагентов и продуктов реакций. Химик или инженер-технолог имеет возможность целенаправленно провести каждое химическое превращение с целью извлечения определенной массы продукта реакции или полного участия в реакции исходных веществ и избежать ненужного их избытка, а значит и потерь.

Решим несколько задач, которые предусматривают проведение таких расчетов.

Задача 1. Вычислить массу алюминия, который прореагирует с серой массой 8,0 г. Сколько граммов продукта реакции - сульфида алюминия AI₂S₃ образуется?
Дано:
m(S) = 8,0 г
m (АI) -?
m (АI₂S_з)
Решение. Составим схему реакции

и превратим ее в химическое уравнение, подобрав коефициенты:

Из периодической системы элементов Д.И. Менделеева узнаем значения относительных атомных масс элементов, соответствующие реагирующим простым веществам:

 Согласно уравнению реакции

  поэтому 

 Ответ: из серой массой 8,0 г прореагирует алюминий массой 4,5 г и образуется сульфида алюминия массой 12,5 г.

Задача решена. Отметим, что массу сульфида алюминия можно найти другим способом - добавив массы реагентов (используем закон сохранения массы):

Задача 2. Какие массы водорода и кислорода должны прореагировать, чтобы образовалась вода массой 9,0 кг?
Дано:
m (Н₂О) ~ 9,0 кг
m (Н₂ ) -?
m (О₂) -?
 Решение .

Ответ: вода массой 9,0 кг образуется из водорода массой 1,0 кг и кислорода массой 8,0 кг.

Задача 3. Для осуществления реакции взяли 9,2 г натрия Na и 16,5 г хлора Сl₂. Сколько граммов хлорида натрия NaCl образуется? Полностью ли прореагируют оба исходных вещества? Если нет, то какое из них останется и какая масса остатка?
Дано:
m (Na) = 9,2 г
m (Сl₂) = 16,5 г
m (NaCl) -?
Остаток  -  ?
m (остатка) -?
Решение.

Найдем количество вещества натрия и хлора

Из отношений количеств реагирующих веществ видим, что для того, чтобы прореагировало 0,4 моль Na, надо 0,2 моль Сl₂; с другой стороны, чтобы прореагировало 0,232 моль Сl₂, надо 0,232 * 2 = 0,464 моль Na. Отсюда сделаем вывод, что хлора взято с избытком, поэтому расчет вести по натрию:
(прореагирует хлора).
Избыток хлора

Ответ: образуется хлорид натрия массой 23,4г, хлор взят в избытке, поэтому останется 2,3 г СI₂.

 Отношение объемов газов протекания химических реакций

Согласно закону Авогадро, одинаковые объемы газов содержат одинаковое число молекул (при одинаковых условиях). Если в реакции с участием газов каждая молекула одного газа реагирует с одной молекулой другого, например

то должны реагировать одинаковые объемы газов, например 1 л Н₂ и 1 л СI₂, 10 мл СО и 10 мл Сl₂. В реакции

на один объем кислорода должно приходиться два объема водорода, который взаимодействует с ним, потому что только при этом условии число молекул водорода будет вдвое больше числа молекул кислорода, как того «требует» химическое уравнение.

Обобщением этих выводов является закон объемных отношений газов, который был открыт французским ученым Ж. Гей-Люссаком (1778 - 1850) в 1808г.:

Объемы газов, вступающих в реакцию и образующихся в результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа.

Позже выяснилось, что эти числа соответствуют коэффициентам в химических уравнениях. Итак, для газов участников реакции

а реакции  в результате которой образуется водяной пар, или вода в газообразном состоянии, 

Химик, работающий с газами, предпочитает измерению именно их объемов, потому что эта процедура проще и удобнее, чем взвешивание таких веществ. Рассчитав объемы газов по закону Гей-Люссака, можно спланировать проведение реакции между газами с полным их расходованием, а также вычислить объемы газов, которые должны образоваться.

Решим задачу с использованием закона объемных отношений газов.

Задача. Какой объем азота прореагирует с водородом объемом 1 л и какой объем газа аммиака NH₃ образуется в результате реакции?
 Дано:
 V (Н₂) = 1л

Решение. Составим уравнение реакции:
 N₂ + ЗН₂ = 2NH₃.
Согласно химическому уравнению, каждый объем азота реагирует с в три раза большим объемом водорода, при этом образуется объем аммиака, вдвое больше объема азота. Рассчитаем объем азота, который вступит в реакцию. Рассуждаем так: 1 л азота реагирует с 3 л водорода, х л азота - с 1 л водорода. Составим пропорцию:
 1 : х = 3 : 1.

Отсюда х = 1/3 (л). Это объем азота, который вступит в реакцию. Объем аммиака должно быть вдвое больше за объем азота, то есть 2/3 л.

Ответ: с 1л водорода прореагирует 1/3 л азота и образуется 2/3 л аммиака.

Строение атома

Знания строения атома позволяют предсказывать свойства элементов и простых и сложных веществ, объяснять механизм образования химической связи и его свойства, механизмы химических реакций. Четкое представление о строении атома необходимо для успешного усвоения всех последующих разделов общей и неорганической химии.

 Историческое развитие теории строения атома

Созданию современного учения о строении атома предшествовал ряд физических открытий. Так, в 1879 английский химик и физик В. Крукс (1832 - 1919) открыл катодные лучи, которые излучались с катода и позже были идентифицированы как поток электронов. В 1886 г. немецкий физик Э. Гольдштейн (1850 - 1930) открыл канальные лучи, которые оказались частицами с положительным зарядом, кратным заряду электрона. В 1895 г. немецкий физик В. К. Рентген открыл Х-лучи (впоследствии они были названы рентгеновскими), которые были электромагнитным излучением с очень короткой длиной волны (10^-10- 10^-11 а м). В 1896 французский физик А.А. Беккерель открыл явление естественного радиоактивного распада и разделил излучение, которое сопровождало этот процесс на три составляющие: , и лучи, свойства которых приведены в таблице.

Установление характера естественного радиоактивного распада подтверждало сложность внутреннего строения атома.

В 1903 p. Э. Резерфорд и Ф. Содди предложили теорию радиоактивного распада, согласно которой радиоактивные элементы самовольно распадаются с испусканием  либо частиц и образованием атомов новых элементов, химически отличных от исходных. Такие преобразования называют ядерными реакциями, поскольку из ядер атомов одного элемента образуются ядра атомов других элементов.

Основными видами радиоактивного распада являются-распад, распад,  распад, электронный захват и спонтанное деление ядер.

-излучения - поток ядер атомов Гелия, движущихся с большой скоростью.

-излучения - поток электронов, движущихся со скоростью света.

-излучения - поток позитронов - частиц, аналогичных электронам, но с положительным зарядом.

-излучения - электромагнитные волны с большой проникающей способностью и высокой энергией. -лучи часто выделяются при ядерных реакций  и распада, в процессе электронного захвата вследствие перехода ядер атомов из возбужденного в основное состояние. При преобразовании ядер атомов часть энергии выделяется в виде нейтрино v и антинейтрино . Это элементарные частицы, не имеющие заряда и массы покоя. Они различаются между собой направлением спина.

Итак, в результате радиоактивного распада выделяются ядро ​​атома Гелия, электроны или позитроны. Электроны и позитроны не входят в состав ядра, но образуются на границе ядра в результате перестройки основных частиц - протонов и нейтронов:

В основе ядерных реакций, как и в основе химических процессов, лежат законы сохранения массы и энергии. Поэтому в уравнениях ядерных реакций суммарные массовые числа и суммарные атомные номера исходных реагентов и продуктов реакции должны быть одинаковыми.

Для написания уравнений ядерных реакций используют следующие обозначения элементарных частиц:

Первая теория строения атома - статическая (1903 p., Английский физик Дж. Томсон). По этой теории положительный заряд атома равномерно распределен в его объеме и компенсирован электронами, вкрапленными в положительную сферу на одинаковом расстоянии друг от друга. Предложенная теория строения атома не объясняла опыты английского физика Э. Резерфорда по проникновению -частиц через тонкие металлические пластинки. В 1911 p. Э. Резерфорд предложил ядерную (планетарную) модель строения атома: атом состоит из положительно заряженного ядра, очень малого по размеру, в котором сосредоточена почти вся его масса. Диаметр ядра, исчисленный Э. Резерфордом за рассеянием а-частиц - около 10^-14 м (10^-6 нм), тогда как диаметры атомов колеблются в пределах (1 ... 4) • 10^-10м. Это означает, что плотность ядерного вещества огромная -порядку 10¹⁴ г/см₃.

В 1930-х годах украинские ученые Д.Д. Иваненко и Е.М. Гапон и независимо от них немецкий ученый В. Гейзенберг предложили протонно-нейтронную строение атома. Согласно этой теории, атомное ядро состоит из положительно заряженных протонов и электронейтральных нейтронов. Эти частицы рассматривали как два разных состояния элементарной ядерной частицы, которая была названа нуклоном. Основные характеристики элементарных частиц, входящих в состав атома, приведены в таблице.

Строение электронной оболочки атома

Сейчас считается, что фундаментальными частицами являются кварки и лептоны.
Электрон относятся к лептонам, а протон и нейтрон состоят из трех кварков каждый, которые связаны глюонами. Протоны и нейтроны (нуклоны) удерживаются в ядре очень прочными ядерными силами, действующими только на очень малых расстояниях - порядка 10^-15 м.

Вокруг ядра вращаются электроны, как планеты вокруг Солнца. Вследствие вращения электрона вокруг ядра возникает центробежная сила, которую уравновешивает сила электростатического притяжения отрицательно заряженного электрона к положительно заряженному ядра. Предложенная модель строения атома стала решающим шагом в познании строения атома. Ее главные признаки - наличие в атоме положительно заряженного тяжелого ядра и электронных оболочек - выдержали испытание временем и были подтверждены многими экспериментами.

Любой источник электромагнитного излучения, например Солнце, посылает в пространство множество волн различной длины, которые называют спектром. М. Планк обнаружил существование наименьшей порции энергии, которую можно выделить в одном акте излучения, и назвал ее квантом энергии, или фотоном. Энергия кванта пропорциональна частоте связанного с ней излучения:
 Е = h•v,
 где h - постоянная Планка, равная 6,63 • 10^-34 Дж•с.
 В 1913 г. Датский физик Н. Бор объяснил происхождение линейчатых спектров излучения атомов. Он применил к планетарной теории строения атома положения квантовой механики о дискретности электромагнитного излучения. Интересное объяснение строения атома Водорода Н. Бора основывается на двух постулатах.

Первый постулат Бора электрон в атоме может вращаться только по тем орбитам, на которых круговой момент движения является целым числом, кратным постоянной Планка, деленной на

где n = 1,2,3, ... 
Такие орбиты были названы стационарными.

Каждому стационарному состоянию электрона в атоме водорода соответствует определенная энергия . Целое число n было названо квантовым.
Условия перемещения электрона с одной квантового уровня на другой определяет второй постулат Бора:

Во время скачкообразного перехода электрона с более удаленного квантового уровня на более близкую к ядру орбиту атом излучает квант энергии с определенной частотой колебаний: Е = Е₂-Е₁ = hv, где  Е - энергия кванта; Е_1, Е₂ - энергии электрона соответственно на ближайшем к ядру и более отдаленном от него уровнях.

 Квантовые числа

Дальнейшее развитие теория строения атома приобрела после того, как в ее основу были положены принципы волновой механики, в которой микрочастицы (электроны, атомы, молекулы) рассматривают как реальные структурные образования, имеющих двойственную корпускулярно-волновую природу. Как микрочастица, электрон по законам квантовой механики имеет корпускулярно-волновую естественную двойственность, и его волновые свойства описываются волновой функцией. Электрон в атоме можно представить как облако с определенной плотностью отрицательного электрического заряда в определенном объеме пространства вокруг ядра. Математическую волновую функцию (произносится - «фи»), квадрат которой ² характеризует вероятность нахождения электрона в определенной области пространства на определенном расстоянии от ядра, называют атомной орбиталью. Итак, атомная орбиталь - это участок объема атома, в которой вероятность нахождения электрона максимальна. Квантово-механические расчеты подтвердили, что максимальная электронная плотность сосредоточена на таком расстоянии от ядра атома Водорода, которая соответствует радиусу орбиты электрона, согласно теории Бора.

Стационарному состоянию электрона соответствует только одна разрешенная комбинация трех квантовых чисел n, l, m. Следовательно, орбиталь вполне определена, если для нее известны значения этих квантовых чисел; их набор является «адресом» электрона в атоме.

Главное квантовое число n. Основной характеристикой электрона, движущегося в пространстве вокруг ядра атома, является энергия. Энергетический уровень и общий запас энергии электрона в атоме определяет главное квантовое число n. Оно приобретает целочисленных значений натурального ряда и может варьироваться от 1 до . Иногда его обозначают также большими буквами латинского алфавита.

Согласно квантово-механической модели, электрон в атоме может находиться только в определенных квантовых состояниях, то есть может иметь только определенные значения энергии. Состояние атома с наименьшей энергией называют нормальным,
или основным (атом в таком состоянии существует бесконечное время). Состояние с выше основной уровнем энергии - возбужденным (атом может существовать только 10^-8 - 10^-10 с). Итак, главное квантовое число определяет энергию электрона в атоме, энергию связи электрона с ядром и, как следствие, энергию атома и размеры электронного облака. Совокупность электронов атома, состояние которых характеризуется одинаковым значением главного квантового числа, образует электронный слой, или энергетический уровень.

Энергетический уровень - это совокупность орбиталей, которые характеризуются одинаковым значением главного квантового числа п. Чем дальше от ядра находится орбиталь, тем большую энергию она: Е_n> Е_n-1

Орбитальное квантовое число l. орбитальное (азимутальное, побочное) квантовое число l определяет форму электронной орбитали, в многоэлектронных атомах оно определяет также энергию электрона на энергетическом подуровне. Значение побочного квантового числа l ограниченное значением главного квантового числа n. Оно принимает значения от 0 до n - 1 (l = 0, 1, 2, ..., n - 1). Каждому значению орбитального квантового числа соответствует орбиталь определенной формы. Если орбитальное квантовое число l = 0, то орбиталь называют s-орбиталью, она имеет сферическую симметрию:

Для l = 1 характерные р-орбитали, которые имеют форму гантели, d- и f- орбитали имеют более сложную форму:

В s-состоянии электрон вращается вокруг ядра наиболее «прямолинейно», больше времени «проводит» вблизи ядра и крепкое с ним связан, р-электрон имеет более «искаженную» траекторию сравнению с s-электроном, поэтому он несколько слабее связан с ядром. То же можно сказать, сравнив d- и р-электроны и т. Д., Поэтому разным значением l в рамках энергетического уровня соответствует разная энергетическая способность электронов связываться с ядром. В связи с этим, кроме понятия «энергетический уровень», существует понятие «энергетический подуровень» как совокупность орбиталей с определенными значениями главного и побочного квантовых чисел. Энергия подуровней на уровне постепенно увеличивается:  а прочность связи электронов с ядром - уменьшается. Каждому энергетическому уровню с определенным значением п соответствует набор энергетических подуровней со значением побочного квантового числа от 0 до n - 1. Итак, первый энергетический уровень (n = 1) состоит из одного подуровня 1s; это означает, что n = 1, l = 0; второй (n = 2) - из двух: 2s (n = 2, l = 0) и 2р (n = 2, l = 1) третий (n = 3) - из трех: 3s (n = 3, l = 0 ), Зр (n = 3, l = 1), 3d (n = 3, l = 2) и т. д.

Магнитное квантовое число т. Это число связано с пространственной ориентацией электронных орбиталей атома. Оно может принимать все целочисленные положительные и отрицательные значения от -l  до +l , в том числе и 0. Всего на подуровне магнитное квантовое число m приобретает 2l + 1 значений, соответствует числу возможных размещений электронного облака определенной формы в пространстве относительно системы координат. Число значений магнитного квантового числа равно числу атомных орбиталей на энергетическом подуровне. Так, s-состояню соответствует одна атомная орбиталь (l = 0, m = 0); р-состоянию - три атомные орбитали, для которых l = 0, m = -1, 0, +1. Три значения магнитного квантового числа соответствуют рх, ру, pz, то есть гантелеобразные р-атомные орбитали расположены в пространстве вдоль осей х, у и z. d-cостоянию соответствуют пять атомных орбиталей, для которых l = 2, m = 2, -1, 0, +1, +2. Каждому значению магнитного квантового числа m отвечает одно энергетическое состояние или одна электронная орбиталь с определенной пространственной ориентацией. Все орбитали одного подуровня в изолированном атоме имеют одинаковую энергию. Схематически одну орбиталь обозначают ячейкой. Поскольку на любом уровне n общее число орбиталей равен n², то первый уровень содержит только одну орбиталь, второй (n = 2) - четыре орбитали: одну 2s и три 2р; третий (n = 3) -девять орбиталей: одну 3s, три Зр и пять 3d. Квантовые числа n, и, m не полностью характеризуют движение электронов в атомах.

Изучение тонкой структуры излучения атомов показало, что электрон в атоме имеет собственную фундаментальное свойство, которое было названо спином. Спин проявляется в существовании у электрона собственного момента импульса и родственного с ним магнитного момента. Именно поэтому в теорию строения атома введено еще спиновое квантовое число m_s  Оно может принимать только два значения:  и  Cхематично электрон с положительным значением спина обозначают стрелкой, направленной вверх, а с отрицательным значением - стрелкой, направленной вниз. По электронной конфигурации атома можно определить:

 1) число электронов, которые содержатся в электронной оболочке (по сумме верхних индексов)
 2) заряд ядра атома - порядковый номер;
 3) номер периода периодической системы элементов Д.И. Менделеева, в котором находится элемент (по числу энергетических уровней в электронной оболочке);
 4) в какой группе и подгруппе периодической системы находится этот элемент (по строению последнего и предпоследнего энергетических уровней);
 5) возможные степени окисления элемента.

Электронная конфигурация конкретного атома должна соответствовать настоящему строению его электронной оболочки. Строение электронных оболочек атомов можно представить с помощью электронных формул, или электронных конфигураций. Электронные конфигурации атомов - это условное изображение распределения электронов по орбиталям на энергетических уровнях и подуровнях. так, 1s²2s²2р³ - электронная конфигурация атома азота, 1s²2s²2p⁶3s²3p¹ - атома алюминия. Цифра перед буквой - главное квантовое число - указывает номер энергетического уровня. Буквы s, р - орбитальное квантовое число - соответствуют энергетическому подуровню и указывают форму орбитали, числовой индекс над буквой справа соответствует числу электронов на этом подуровне.

Конфигурация 1s²2s²2p⁶3s²3p¹ показывает, что электронная оболочка атома Алюминия  содержит два электрона на s-подуровне первого энергетического уровня, два электрона на s-подуровне и шесть электронов на р-подуровне второго энергетического уровня, то есть на втором уровне восемь электронов, два электрона на s- подуровне и один электрон на р-подуровне последнего , третьего энергетического уровня.

Последовательность заполнения электронами атомных орбиталей в многоэлектронных атомах определяется следующими принципами и правилами: принципом наименьшей энергии, принципу Паули, правилом Хунда, правилами Клечковского.

Основным условием стабильности электронной конфигурации атома является принцип наименьшей энергии, согласно которому заполнения электронами атомных орбиталей происходит в порядке увеличения их энергии, то есть каждый следующий
электрон занимает свободную атомную орбиталь с наименьшей энергией. Это соответствует его более крепкой связи с ядром и обеспечивает устойчивое состояние атома.

Принцип наименьшей энергии уточняется двумя правилами Клечковского, согласно которым происходит заполнение энергетических подуровней электронами.
По мере увеличения заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей начинается от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + 1) до орбиталей с большим значением этой суммы - первое правило Клечковского.

Эта сумма квантовых чисел определяет энергию электрона в многоэлектронных атоме.

В случае одинаковых значений суммы (п + 1) заполнение орбиталей происходит последовательно по мере увеличения значения главного квантового числа n - второе правило Клечковского.

Пример последовательности заполнения энергетических подуровней по мере увеличения энергии приведены в таблице.
Многоэлектронные атомы можно представить как системы, в которых в пространстве вокруг положительно заряженного ядра слоями размещаются электроны, создавая сложные энергетические уровни, построенные из подуровней. Состояние электронов в многоэлектронных атомах соответствует очень важному квантово-механическому закону, сформулированному в 1924 немецким физиком В. Паули и названному принципом запрета Паули:

В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми.

Физический смысл этого принципа заключается в том, что в одном и том же месте пространства два электрона одновременно находиться не могут. Именно поэтому два электрона могут занимать одну орбиталь только при условии, что они имеют противоположно направленные спины. Каждая орбиталь независимо от того, где она размещена - в атоме или молекуле может иметь максимум два электрона с противоположно направленными спинами. Их называют электронной парой. Атомную орбиталь обозначают ячейкой, электроны - стрелками. Суммарный спин двух электронов, находящихся на одной атомной орбитали, равен нулю. Если в атоме есть еще электроны, то они должны заполнять другие орбитали. Два электрона, находящиеся на одной орбитали, называют спаренными.

Последовательность заполнения энергетических подуровней во многоэлектронных атомах

По принципу Паули можно определить предельное число электронов на подуровнях и уровнях. Так, на s-подуровне (одна орбиталь) максимально может быть 2 электрона, на р-подуровня (три орбитали) 6, нa d -10, на f -14 электронов. Поскольку на уровне максимальное число орбиталей равно n², то предельное число электронов на нем может быть 2n². Итак, на первом энергетическом уровне максимально может находиться 2 электрона, на втором - 8, на третьем - 18, на четвертом - 32 электрона.

Часто строение электронных слоев атома изображают с помощью квантовых ячеек - это так называемая электронно-графическая формула элемента. Каждую ячейку изображают клеточкой, которая символизирует атомную орбиталь. В клетках стрелками обозначают электроны, причем направление стрелки указывает направление спина. Свободная ячейка означает свободную атомную орбиталь, которая может быть занята электронами при возбуждения атома.

Составление электронно-конфигурационных формул и электронно-графические изображения атомов

Распределение электронов на подуровнях в многоэлектронных атомах используют при составлении электронно-конфигурационных формул.

При этом надо учитывать: общее число электронов в атоме, которое равно порядковому номеру элемента в периодической системе элементов Д.И. Менделеева, энергетическую последовательность заполнения подуровней электронами; предельную электронную емкость подуровней; подуровни одного уровня формируют совместно, но учитывают энергетическую последовательность их застройки. Например, подуровень 4s (n + 1 = 4 + 0 = 4) заполняется электронами перед подуровнем 3d (n + l = 3 + 2 = б), а в электронно-конфигурационной формуле его записывают после него.

В качестве примера приведем электронно-конфигурационные формулы элементов № 9 (Фтор), № 20 (Кальций), № 21 (Скандий):

Остановимся на примере электронной конфигурации атома Кальция. Заметим, что после заполнения электронами Зр-подуровня атома Кальция дальше застраивается 4s-, а не 3 (и подуровень, поскольку сумма n + l для 4s подуровня равен 4, а для З-d подуровня - 5 (первое правило Клечковского).

Итак, энергия 4s-подуровня меньше, чем 3d- подуровня, поэтому 4s-подуровень должен заполняться раньше. Последовательность заполнения электронами энергетических подуровней атома Скандия определяется вторым правилом Клечковского.
Вот почему сначала должен заполняться электронами 3-d подуровень (n = 3, l = 2, n + l = 5), а затем 4-s-подуровень (n = 4, l = 1, n + l = 5). Это объясняют тем, что энергию электрона в большей степени определяет не побочное, а главное квантовое число.

В случае, когда на подуровни число электронов меньше предельного и их можно разместить по-разному, прибегают к правилу Хунда:
 
На подуровнях электроны размещаются так, чтобы сумма их спиновых квантовых чисел была максимальной.

Это связано с взаимным отталкиванием электронов, размещенных на подуровне. Максимальное значение суммарного спина атома соответствует устойчивому невозбужденному состоянию, в котором атом имеет наименьшую возможную энергию. Образование электронных пар энергетически невыгодно и требует затраты энергии, поэтому в схеме во всех ячейках заполняемого подуровня сначала размещается по одному электрону, причем спины электронов должны быть параллельными, а уже дальше они начинают спариваться.

В качестве примера приведем полное электронно-графическое изображение атома

Химическая связь

Атомы соединяются в сложные системы - молекулы, ионы, кристаллы и этот процесс сопровождается уменьшением полной энергии системы (суммы кинетической и потенциальной).

Химическая связь - это взаимодействие между атомами, в результате которой образуется устойчивая система (например, молекула или кристалл).

Итак, основой образования кристаллов или молекул являются химические связи.

Теория химической связи основывается на представлениях об электронном строении атома, в частности об участии валентных электронов в образовании химических связей, а именно: в семьи s- и р-элементов - это электроны последнего энергетического уровня, у d-элементов - электроны s-орбиталей последнего и электроны d-орбиталей предпоследнего энергетического уровня. Взаимодействие валентных электронов сопровождается изменением электронной конфигурации атомов, участвующих в образовании химической связи. Известны следующие типы химической связи: ковалентная, ионная, водородная, металлическая.

Ковалентной называют химическую связь, осуществляемую в результате обобщения валентных электронов с образованием общей электронной пары. Электроны, участвующие в образовании химической связи, называют валентными электронами.

В качестве примера рассмотрим образования молекулы водорода, состоящий из двух атомов. Вокруг ядра каждого из них вращается по одному неспаренных электронов. Общая электронная пара возникает вследствие перекрытия облаков электронов с разнонаправленными спинами. Этот процесс можно представить такой валентной схемой:

Общая электронная пара в одинаковой степени принадлежит обоим атомам водорода, находится на одинаковом расстоянии относительно ядер обоих атомов. Каждый атом получает устойчивый завершенный энергетический уровень (как атом Гелия).
Между ядрами проявляется наибольшая электронная плотность, которая, в свою очередь, притягивает к себе ядра и уравновешивает их взаимное отталкивание. В зависимости от числа валентных электронов, участвующих в образовании совместной электронной пары, химическая связь может быть одинарной (одна общая электронная пара - молекула водорода) двойной (две общие пары электронов - молекула кислорода О::O→O₂) тройной (три совместных пары электронов - молекула азота N ::: N -> N₂).

Общая электронная пара может формироваться двумя путями.
 1. Атомы, участвующих в образовании молекулы, предоставляют по одному неспаренному электрону; примером являются молекулы водорода, кислорода, азота.
 2. Общая электронная пара образуется донорно-акцепторным механизмом; атом, имеющий свободную атомную орбиталь получил название акцептора, другой атом, участвующий в образовании химической связи и имеет неразделенную электронную пару - донора; примером может служить катион аммония NH⁺₄:

Свойства ковалентной связи

Основными свойствами ковалентной связи является насыщенность, полярность и поляризуемость, направленность.

 Насыщенность - это способность атомов образовывать четко определенное число ковалентных связей, соответствующих числу одноэлектронных орбиталей в нормальном или возбужденном состоянии.

Если, например, атом Фосфора в нормальном состоянии имеет три одноэлектронные орбитали, то он образует три связи, в возбужденном состоянии этот атом может иметь пять одноэлектронных орбиталей и образовывать пять химических связей, например в молекулах РСl₅, Н₃РО₄ .

Полярность и поляризуемость связи. При образовании молекул двухэлектронная пара, которая осуществляет связь, по-разному размещается в поле ядер атомов. В двухатомных молекулах простых соединений общие электронные пары химической связи размещаются относительно ядер атомов симметрично. Такую связь называют ковалентной неполярной. Неполярная связь образуется в результате перекрывания одинаковых по форме s-s- и р-р-атомных орбиталей. Чаще общая электронная пара связи в молекуле смещена к атому с большей электроотрицательностью, что вызывает асимметрию в распределении зарядов. Подобное наблюдается тогда, когда электрон атомов, которые образуют молекулу, разная. Например, в молекуле НСI она смещена к Хлору, в молекуле LiH - к Водороду. Вследствие смещения электронного облака заряд ядра атома Водорода в молекуле НСI не компенсируется отрицательным зарядом, а у атома Хлора электронная плотность становится избыточной. Такое смещение электронной плотности в молекуле называют поляризацией, а химическая связь - ковалентной полярной. В молекуле НСI  атом Водорода поляризован положительно, атом Хлора - отрицательно; на атоме Водорода возникает частичный положительный заряд, на атоме Хлора частичный отрицательный. Этот заряд называют эффективным зарядом и обозначают буквой . Наличие эффективного заряда устанавливают экспериментально. Так, в молекуле НСI на атоме водорода _Н равен +0,18, на атоме хлора = -0,18 абсолютного заряда электрона. На основании эффективных зарядов можно утверждать, что связь в молекуле НСI на 18% имеет ионный характер, то есть она полярная ковалентная.

Следует отметить, что под действием внешнего электромагнитного поля общая электронная пара смещается в сторону одного из атомов, в результате чего полярность связи возрастает. Это изменение полярности называют поляризуемость, она зависит от напряженности электрического поля и от способности атомов к поляризации, то есть деформации их электронных оболочек.

По степени смещения общей электронной пары связь бывает неполярной, полярной и ионной. Неполярные и ионные связи - крайние случаи полярного. Полярность связи можно установить по значению относительной электроотрицательности взаимодействующих атомов. Если разница электроотрицательности  = 0 ... 0,4, то такая ковалентная связь неполярная; если  = 0,5 ... 1,9 - связь ковалентная полярная, если > 1,9 -связь ионная.

Вследствие поляризации связь может разрываться с переходом совместной электронной пары к одному из атомов и образованием положительно и отрицательно заряженных ионов. Такой разрыв связи называют гетеролитическим.

Связь может разрушаться в случае распада молекул с образованием атомов и радикалов. При этом разрушается общая электронная пара. Такой разрыв связи называют гомолитическим. Соответственно различают процесс диссоциации и процесс ионизации. Первый происходит от термического распада молекулы на атомы, второй - в растворах, при распаде на ионы под действием полярных молекул воды.

Направленность ковалентной связи

Направленность связи определяет геометрию молекулы. Поскольку электронные облака имеют различные формы (s-, р-, d- и f- орбитали) и определенным образом ориентированные в пространстве, то в зависимости от характера перекрытия валентных орбиталей атомов и симметрии образующегося электронного облака, различают  и  связи.

-связи образуются при перекрывания атомных орбиталей вдоль линии, соединяющей центры ядер атомов. Вследствие перекрывания s-орбиталей двух атомов образуется  -ковалентная связь, при взаимодействии s- и р-электронных облаков - ковалентная связь, взаимодействие р-орбиталей дает -ковалентная связь, перекрытие d -электронных облаков -  -ковалентний связь,  связи не имеют напрямленности.

-связи возникают в случае перекрывания электронных облаков, ориентированных перпендикулярно ocи связи, при этом появляются два участка перекрытия, размещенных с обеих сторон от линии, соединяющей центры атомов.

Такая связь образуется при взаимодействии р- и d- электронных облаков, ориентированных перпендикулярно ocи связи.

Теория гибридизации

Разнообразие форм молекул связано с тем, что атомы, которые соединяются между собой, образуют различные геометрические структуры. Общая формула молекулы определяется ее валентными углами. Понять причину возникновения таких углов, основываясь на неизменности атомных орбиталей при образовании связей, невозможно. Этот факт объяснила разработанная Дж. Слэтер и Л. Полингом (1934) модель особым способом возбужденного центрального атома в молекуле. Согласно ей, электронные орбитали такого атома, которые имели неодинаковое пространственное распределение и различные энергии, меняются и образуют орбитали одинаковых формы и энергии, которые получили название гибридных, а сам эффект - гибридизацией орбиталей. Итак, гибридизация заключается в формировании энергетически равноценных орбиталей в случае образования химической связи из исходно неэквивалентных атомных орбиталей.

Гибридные электронные орбитали несимметричные и очень вытянутые по одну сторону от ядра:

Это и обеспечивает большее перекрывание гибридных орбиталей с орбиталями атомов при образовании связи, вследствие чего связь между атомами становится крепче.

Согласно теории гибридизации, число гибридных орбиталей равно числу исходных атомных орбиталей.

Характер гибридизации атомных орбиталей и их пространственное размещение обусловливают пространственную конфигурацию молекул и комплексных ионов.

В зависимости от того, какие атомные орбитали участвуют в гибридизации, различают sp-, sp²- и sp³-гибридизацию.

 sp-Гибридизация

Во время образования молекулы HCN гибридизуются одна s- и одна р-орбиталь атома Углерода и появляются две sp-гибридные орбитали, расположенные симметрично под углом 180 ° друг к другу. После гибридизации атом Углерода имеет две орбитали, энергия и пространственное размещение которых не изменяются. Они направлены под углом к оси sp-гибридных орбиталей и друг к другу: 

В молекуле HCN атом Углерода образует -связи с атомами Водорода и азота, используя sp-гибридные орбитали, и еще две -связи с атомом Азота, используя р-орбитали.

Атом, который в молекуле образует две - и две -связи и не имеет неразделенных пар электронов, использует для образования двух -связей sp-гибридные орбитали. Для таких молекул характерно линейная строение и в молекуле HCN все три атома размещаются вдоль одной линии, соединяющей центры ядер атомов.

sp-гибридизация валентных орбиталей происходит в случае образования галогенидов бериллия, цинка, кадмия и ртути.

 sр²-Гибридизация

Гибридизация одной s- и двух р-орбиталей сопровождается образованием трех гибридных орбиталей, расположенных в плоскости под углом 120 ° друг к другу:

р-Орбиталь атома остается негибридизованной и размещена перпендикулярно плоскости, в которой находятся sр²-гибридные орбитали. Три электронные пары центрального атома в таких молекулах размещаются на трех sр²-гибридизованих орбиталях, что и определяет структуру плоского равностороннего треугольника. sр²-гибридизация валентных орбиталей центрального атома характерна для SО₂, О₃ .

 sp³-Гибридизация

Во время образования связей, например в молекуле NH₃, гибридизации испытывают одна s- и три р-орбитали атома азота и формируются четыре гибридные орбитали. В этом случае на одной из четырех гибридных орбиталей находится неразделенная электронная пара, а три другие участвуют в образовании связей с атомами Водорода; углы между связями одинаковы и составляют 107°5'. Молекула аммиака имеет форму тригональной пирамиды с атомом Азота при вершине и тремя атомами Водорода в основании. Считают, что атомы, которые образуют связи под углом, близким к 109 ° 28 ', находятся в sр^3-гибридизованом состоянии. Тетраэдрическое строение имеет много молекул и молекулярных ионов (NH₄, NH₃, Н₂О и т.д.).

Во время гибридизации атомных орбиталей происходит большее их перекрытия, в результате чего формируется прочная связь, а образованные молекулы имеют меньшую энергию.

Типы ковалентных молекул

В зависимости от характера распределения электронной плотности молекулы могут быть полярными и неполярными. В полярных молекулах центры тяжести положительных и отрицательных зарядов не совпадают. При образовании химической связи между атомами с разной электроотрицательностью электронные облака смещаются в сторону атомов с большей электроотрицательностью, и молекулы приобретают характер электрических диполей.

Диполь - это система, состоящая из двух одинаковых по величине и противоположных по знаку зарядов.

Молекулы такого типа называют полярными. Полярность связи, как и полярность молекул, количественно оценивают по величине электрического момента диполя , который является произведением абсолютного значения заряда электрона q на расстояние между центрами положительного и отрицательного зарядов в молекуле l:

Длина диполя l принимает значения, близких к диаметру атома ~10^-10 м, а заряд q принимают равным заряду электрона - 1,6•10^-19 Кл. Поэтому единицей измерения электрического момента диполя является кулон-метр (Кл•м). Иногда его выражают в дебаях и обозначают буквой Д. 1Д = З.ЗЗ•10^-30 км. Электрические моменты диполей некоторых молекул приведены в таблице.

Валентные возможности элементов

Природа химической связи связана с валентностью, поскольку в их образовании задействованы электроны валентных подуровней атомов. Атомы пытаются приобрести электронную конфигурацию благородных газов, во внешнем слое которых, за исключением Гелия, содержится 8 электронов - электронный октет. Это происходит вследствие переходов электронов или перераспределения электронной плотности.

Например, атом Водорода имеет один неспаренный электрон, который может участвовать в образовании химической связи. Валентность Водорода равна единице.

У атома Гелия в нормальном состоянии нет неспаренных электронов, его электронная конфигурация - 1s². Энергия возбуждения электрона атома Гелия большая, его переход из 1s- на 2s- подуровень невозможен, так валентность Гелия равна нулю (Гелий не образует химических связей).

Число двухэлектронных связей, которые может образовать атом элемента с другими атомами, определяется числом неспаренных электронов в его нормальном или возбужденном состоянии. Например, на валентных подуровнях атома серы [Ne] 3s²3p⁴ y нормальном состоянии содержится по одной неразделенной электронной паре на 3s- и Зр-подуровнях и два неспаренных электрона на Зр-подуровня:

Можно ожидать, что, привлекая два неспаренных Зр-электроны, атом серы образует две двухэлектронные связи с другими атомами и сформирует соединения типа H₂S, Na₂S и др. Однако на третьем энергетическом уровне атом Серы имеет незавершенный Зd подуровень. Вследствие поглощения энергии атом серы возбуждается, один р-электрон неразделенной электронной пары, размещенной на Зр-подуровни, перемешивается на свободный 3d подуровень, возникают четыре двухэлектронные связи:

которым соответствует вещество SO₂.

Переход электрона с Зs-подуровня на 3d подуровень обуславливает образование шести двухэлектронных связей:

которым соответствует вещество SF₆.

Итак, в нормальном состоянии атом серы двухвалентный, в возбужденном - шестивалентный.

Переход электронов с одного энергетического подуровня на другой возможен только в пределах одного и того же валентного энергетического уровня.

Ионная связь

Химическая связь, возникающая при электростатическом взаимодействия противоположно заряженных ионов, получила название ионная.

Способность атомов образовывать простые ионы определяется величинами их энергии ионизации и сродства к электрону. Ионная связь возникает в случае переноса одного или нескольких электронов от одного атома к другому, в результате чего атомы превращаются в ионы. Такой процесс является энергетически выгодным при условии, что ионы с положительным зарядом (катионы) легче образуют атомы элементов с низкими значениями потенциала ионизации. К таким элементам относятся s-элементы I и II групп периодической системы (щелочные и щелочноземельные металлы). Образование отрицательно заряженных ионов (анионов) характерно для атомов элементов, которые имеют высокое сродство к электрону, такие как p-элементы VII группы (галогены). Поэтому к типично ионным соединениям принадлежат галогениды щелочных и щелочно-земельных металлов.

Итак, соединения с ионным типом связи образуются в результате взаимодействия элементов, атомы которых значительно различаются по электроотрицательности (как уже отмечалось, разница между значениями электроотрицательности элементов превышает 1,9).

Рассмотрим механизм образования ионной связи на примере образования молекулы натрия хлорида. Атомы Натрия и Хлора с электронными конфигурациями соответственно 1s²2s²2p⁶3s¹ и 1s²2s²2p⁶3s¹3p⁵ имеют незавершенные последние энергетические уровни. При взаимодействии атом Натрия отдает электрон и превращается в положительно заряженный ион - катион, атом Хлора присоединяет электрон и превращается в отрицательно заряженный ион - анион:

Вследствие такого перехода электронная оболочка атома Натрия приобретает конфигурации устойчивой оболочки благородного газа Неона, а оболочка атома Хлора - оболочки Аргона. Ионы Na⁺ и Сl^-, которые имеют заряды противоположные по знаку, притягиваются друг к другу с образованием молекулы NaCl, которая является устойчивым соединением с ионной связью.

Ионная связь образуется в результате смещения общей электронной пары к более электроотрицательному элементу и является предельным случаем ковалентной полярной связи.

В основе механизма ионной связи положено электростатическое взаимодействие, поэтому в отличие от ковалентной межионное взаимодействие не является направленным.

Ионы можно представить как заряженные шары, силовые линии электрического поля которых сферически симметричные, поэтому каждый ион может притягивать к себе ионы противоположного знака в любом направлении.

Система двух зарядов одинаковых по величине, но противоположных по знаку, создает в окружающем пространстве электрическое поле, то есть взаимодействие двух ионов не приводит к полной взаимной компенсации их силовых полей. Каждый из ионов сохраняет способность притягивать ионы противоположного знака, следовательно, ионная связь характеризуется ненасыщаемостью.

Соединения с ионным типом связи в виде молекул не существует ни в твердом состоянии, ни в растворе.

Отсутствие в ионной связи направленности и насыщаемости приводит способность ионных молекул к ассоциации. Например, в газообразном состоянии у хлорида натрия кроме молекул NaCl также есть ассоциаты (NaCl)₂, (NaCl)₃. При переходе в жидкое, а особенно в твердое состояние, ассоциация ионных соединений увеличивается. Поэтому для соединений с ионной типом связи характерны высокие температуры плавления и кипения, поскольку для того чтобы вещество закипело, нужно разорвать все ионные связи и перевести ее в молекулярный состояние. Все ионные соединения в твердом состоянии имеют ионную кристаллическую решетку, в которой каждый ион окружен определенным числом ионов противоположного знака

Водородная связь

Водородная связь подобно другим химическим связям образуется только при непосредственном контакте между молекулами. Для нее характерны направленность в пространстве и насыщенность. По прочности водородная связь превышает вандерваальсовы  силы, но он обычно на порядок слабее ковалентной связи. Ее энергия составляет 8 - 40 кДж/моль.

Водородная связь возникает как особый тип взаимодействия между молекулами или функциональными группами в сложных молекулах, в состав которых входят атомы Водорода, ковалентно соединены с наиболее электроотрицательным атомам, чаще всего Кислорода, Азота, Фтора, Серы.

Механизм образования водородной связи в значительной мере сводится к донорно-акцепторному взаимодействию, где донором электронной пары является атом электроотрицательного элемента, а ее акцептором - атом Водорода (протон) 

Водородная связь устанавливается вследствие малого размера атома Водорода и его способности глубоко проникать в электронную оболочку других атомов.

Она характерна для воды и обуславливает многие ее свойства. В молекуле воды с электроотрицательным атомом Кислорода соединены два атома Водорода. На других двух sp³-гибридизованых орбиталях атома Кислорода размещены пространственно активные неподеленные электронные пары. В результате каждая молекула воды может образовать две водородные связи с соседними молекулами. Это определяет тетраэдрическое размещения в пространстве двух ковалентных и двух водородных связей относительно атома Кислорода, который находится в центре такого тетраэдра:

В результате вода имеет особое каркасное пространственное строение как в твердом, так и жидком состоянии:

Различают прочные и слабые водородные связи. Энергия образования прочных водородных связей - 15 - 40 кДж/моль. К ним относятся связи  в воде, спиртах, карбоновых кислотах, связи  и  в молекулах белков и тому подобное. Слабые водородные связи имеют энергию меньше 15 кДж/моль. Например, связи (4 кДж/моль),в углеводородах и между углеводородными радикалами органических соединений (5-8 кДж/моль),  в кетонах , эфирах и т.д. (6 кДж/моль).

Водородная связь тем прочнее, чем больше электроотрицательность атома-партнера, с которым взаимодействует атом Водорода, и чем меньше этот атом по размеру.

Несмотря на незначительную прочность водородной связи (ее энергия на порядок меньше энергии ковалентной связи, равной 150 - 450 кДж/моль), с ней связано строение вещества, она существенно влияет на его физические и химические свойства. С участием водородной связи молекулы объединяются в димеры и сложные ассоциаты. Важную роль он играет в структуре льда и воды. При таянии льда водородные связи частично разрушаются, молекулы воды сближаются, поэтому плотность воды больше плотности льда. Нагрев воды приводит к ее расширению (увеличение объема) и дальнейшему разрушению водородных связей, что приводит к уменьшению объема. В результате наибольшую плотность вода имеет при температуре 4 °С.

Водородная связь может быть межмолекулярной и внутримолекулярной. В первом случае водород связывает два атома, принадлежащих различным молекулам, например молекулам воды, кислот (в частности серной). Во втором случае оба атома, которые образуют связь с водородом, принадлежат одной и той же молекуле. Эта связь возникает между двумя функциональными группами. Такие связи имеют место в молекулах белков, нуклеиновых кислот.

Водородная связь играет важную роль в процессах растворения, кристаллизации, гидролиза, образования кристаллогидратов. Вещества, способные образовывать водородные связи с молекулами растворителя, хорошо в них растворяются. Это является причиной высокой растворимости НСl и NH₃ в воде. Возникновение водородных связей влияет на скорость химической реакции. Чем больше этих связей в исходных веществах и чем они крепче, тем труднее происходит химическая реакция.

 Металлическая связь

Металлы в виде простых веществ характеризуются рядом свойств, которые отличаются от свойств ковалентных и ионных соединений. Все металлы (кроме ртути) являются кристаллическими веществами. Они имеют высокую электро- и теплопроводность, сравнительно низкие энергии ионизации, способны деформироваться без разрушения.

Характерные свойства металлов связаны с их внутренним строением. В кристаллах типичных металлов связь между частицами определяется наличием в атомах металлов электронов, слабо связанных с ядром, а также их незначительным количеством по сравнению с общим числом валентных орбиталей.

Электропроводность металлов свидетельствует о наличии в их структуре электронов, которые могут свободно перемещаться по всему объему металла.

Наличие свободных электронов в структуре металлов подтверждает, что связь между атомами нелокализованная. Это объясняется тем, что число валентных электронов атома недостаточно для образое связи в кристалле лития, который имеет объемоцентрированную кубическую структуру (координационное число - 8). На последнем энергетическом уровне атома лития находится одноэлектронная 2s-орбиталь, которую каждый атом Лития предоставляет для образования связи с такими же орбиталями восьми ближайших атомов. Далее происходит перекрывание орбиталей с участием более отдаленных атомов до образования пространственной энергетической зоны, особенности которой заключаются в том, что:

 ♦ она включает в пространстве все атомы и делокализованна по всему кристаллу;
 ♦ в энергетической зоне металла нет промежутка между заполненными и незаполненными орбиталями, поэтому перемещение электронов приводит к возникновению электрического тока.

Совокупность «свободных» электронов в металле называют электронным газом. Упрощенно металлы принято рассматривать как плотноупакованная структуру из катионов, которые связаны друг с другом электронным газом. Металлическая связь характерна для металлов и их сплавов.

Металлические кристаллы образуют элементы, в которых число валентных электронов очень мало по сравнению с числом валентных орбиталей.

Межмолекулярное взаимодействие

Молекулы, как и атомы, являются сложными электрическими системами. По суммарной электронейтральности - это совокупность положительных и отрицательных зарядов. В случае сближения молекул между ними начинают действовать силы притяжения и отталкивания, которые называют силами Ван-дер-Ваальса по имени голландского физикохимика Ван-дер-Ваальса. Природа этих сил определяется электрическим взаимодействием диполей, механизм возникновения которых для различных веществ индивидуален. Конечный результат межмолекулярного взаимодействия состоит только в привлечении молекул.

Межмолекулярные силы характеризуются универсальностью, ненасыщенностью, меньшей величиной энергии, определяются на больших расстояниях.

Силы межмолекулярного взаимодействия делятся на ориентационные, индукционные и дисперсионные.

Ориентационное (диполь-дипольное) взаимодействие оказывается между полярными молекулами, которые при сближении ориентируются друг относительно друга противоположно заряженными полюсами диполей. Одновременно с ориентацией происходит деформация молекул, вследствие чего диполи молекул, взаимодействующих увеличиваются. Сила притяжения между двумя полярными молекулами зависит от размеров и максимальная тогда, когда их дипольные моменты направлены вдоль одной линии:

Эта сила возникает потому, что расстояние между противоположными зарядами немного меньше, чем между одинаковыми. Взаимодействие полярных молекул зависит от их взаимной ориентации, поэтому силы диполь-дипольного взаимодействия называют ориентационными.

Хаотичное тепловое движение непрерывно меняет ориентацию молекул, поэтому с повышением температуры ориентационный эффект ослабевает.

Индукционное (поляризационное) взаимодействие возникает между полярной и неполярной молекулами. Под действием полярной молекулы происходит деформация неполярной, в ней индуцируется диполь и в результате обе молекулы взаимодействуют как диполи. Индуцированный диполь притягивается к постоянному диполю полярной молекулы. Индукционное взаимодействие тем значительнее, чем больше диполь и поляризуемость взаимодействующих молекул. Энергия индукционного взаимодействия усиливается с повышением способности молекул к поляризации, ослабляется с увеличением расстояния между молекулами и не зависит от температуры.

Дисперсионное взаимодействие - это взаимодействие между неполярными молекулами. Причина его возникновения заключается во взаимном притяжении мгновенных диполей, которые формируются в нейтральных молекулах вследствие смещения электронных оболочек, находящихся в постоянном движении относительно ядер. Образованный диполь, в свою очередь, поляризует соседние молекулы. В результате возникает взаимное притяжение молекул.

Дисперсионное взаимодействие является универсальным. Оно возможно между любыми молекулами независимо от их строения. Переход веществ из газового в жидкое и твердое состояния происходит под действием сил дисперсионного взаимодействия. Например, при низких температурах кислород и азот в результате дисперсионного взаимодействия сжижаются.

Энергия дисперсионного взаимодействия зависит от расстояния между молекулами. Чем больше способность молекулы к поляризации, тем более значительным является дисперсионный эффект.

Степень (состояние) окисления элементов

По значениям относительных электроотрицательности элементов можно количественно оценить состояние атома в соединении так называемой степенью окисления.

Под степенью окисления понимают условный заряд атома в соединении, который вычисляют по предположению, что соединение состоит из ионов. Иначе говоря, степень окисления - это условный заряд, который должен атом в случае полного перехода электронных пар, образующих связь, к более электроотрицательному атома.

Степень окисления может быть отрицательной, положительной или нулевой. Для большинства элементов степень окисления в их соединениях переменная. Значение положительной степени окисления соответствует числу отданных атомом электронов, значение отрицательной - числу присоединенных электронов. Например, в молекуле ZnCl₂ степень окисления цинка положительная (+2), а Хлора - отрицательная (-1), так как общие электронные пары в молекуле смещены в сторону атома Хлора как более электроотрицательного.

Степень окисления обозначают арабской цифрой со знаком «+» или «-». Знак заряда записывают перед цифрой.

Для вычисления степени окисления элементов применяют следующие положения:
 ♦ степень окисления элемента в его простом веществе равна нулю: Zn °, Са °, Н°₂, Сl°₂ и тому подобное;
 ♦ устойчивое степень окисления в соединениях имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), Фтор (-1), Бор и Алюминий (+3)
♦ для водорода в большинстве соединений характерна степень окисления +1, но в гидридах металлов, например NaH, СаН₂, он равен -1;

♦ степень окисления кислорода в большинстве соединений равна -2, но в пероксидах Н₂O₂, Na₂O₂ и т.д. он равен -1, в фториде кислорода OF₂ составляет +2;
 ♦ максимальная положительная степень окисления элемента, как правило, равна номеру группы периодической системы, в которой находится этот элемент;
 ♦ низшая отрицательная степень окисления элемента равна разности между положительной степенью окисления и цифрой 8, например, Сера находится в VIA, хлор - в VII группе периодической системы, следовательно, их максимальные положительные степени окисления в соединениях равны соответственно +6 и +7, а отрицательные - разницы 6 - 8 = -2 для Серы и 7 - 8 = - 1 для Хлора;
 ♦ для элементов с переменной степенью окисления его значение вычисляют по формуле соединения с учетом, что сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, а в ионе - заряду иона.

Степень окисления и валентность элемента в основном не совпадают. Так, в неполярных молекулах Н₂ и N₂ степени окисления Водорода и Азота равны нулю, а их валентности соответствуют 1 и 3:

Несоответствие между степенью окисления и валентносттю наблюдается также в полимерных молекулах.

В основном степень окисления не отражает степени поляризации атомов в молекулах. Так, в молекулах НСl и NaCl степень окисления Хлора берут за 1, тогда как его эффективный заряд в НСl равен -0,18, а в NaCl - близок к 1.

 Окислительно-восстановительные реакции (теория)

Окислительно-восстановительными называют реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Элемент, атомы которого отдают электроны, называют восстановителем. Во время реакции он окисляется. Элемент, атомы которого принимают электроны, называют окислителем. Во время реакции он восстанавливается.

Окислительно-восстановительные реакции разделяют на три типа:

 1) межмолекулярные - происходят с изменением степени окисления атомов в различных молекулах, то есть окислитель и восстановитель входят в состав различных веществ:

 
 2) внутримолекулярные - происходят с изменением степени окисления различных атомов в одной и той же молекуле:

 3) диспропорционирование (самоокисления - самовосстановления) - сопровождаются одновременным увеличением и уменьшением степени окисления одного и того же элемента:

При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций надо четко знать, какие вещества могут быть окислителями, а какие - восстановителями, как будут меняться степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Рассмотрим важнейшие окислители и восстановители. Окислителями могут быть:
1) простые вещества, атомы которых легко присоединяют электроны, то есть типичные неметаллы - Р₂, Сl₂, Вг₂, I₂, O₂, O₃;
2) положительно заряженные ионы металлов с высокими степенями окисления - Sn⁴⁺, Fe³⁺, Се^{4 +}, Cu²⁺, Hg²⁺- т.п., а также ионы Водорода Н⁺; в зависимости от условий протекания реакции они могут восстанавливаться как до ионов с более низкими степенями окисления, так и до свободного состояния;
3) кислородсодержащие соединения, в состав которых входят атомы металлов или неметаллов с высокими степенями окисления: HNO₃, H₂SO₄, H₂SeO^₄, KMnO₄, К₂Сr₂O₇, КСlO₃, НСlO₄, HBrO₄ тому подобное.

Восстановителями могут быть:
1) простые вещества, атомы которых способны легко отдавать электроны: Me, Н₂, С и др .;
2) отрицательно заряженные ионы неметаллов  и их соли, а также AsH₃, РН₃, NH₃, NaH, СаН₂ и др .;
3) некоторые ионы металлов с низкими степенями окисления:  и др.

Когда элемент, входящий в состав химического соединения или простого вещества, имеет промежуточную степень окисления, он может и присоединять, и отдавать электроны. В первом случае вещество является окислителем, во втором - восстановителем, например I₂, S, Н₂О₂, HNО₂, H₂SО₃ и соли этих кислот; H₂S₂, дисульфиды металлов, МnO₂ и др.

В основном составление уравнений окислительно-восстановительных реакций - процесс довольно сложный, особенно расстановка коэффициентов, поэтому рекомендуется соблюдать определенную последовательность:
 1) составить схему реакции, определить элементы, которые изменяют степени окисления;
 2) написать уравнение электронного баланса;
 3) расставить в схеме реакции коэффициенты, найденные по уравнению электронного баланса;
 4) окончательно уравнять коэффициенты в уравнении реакции.

Пример. Составить уравнение реакции оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой.

Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:

Укажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:

Эта реакция окислительно-восстановительная, поскольку меняются степени окисления атомов Хора и Марганца. НСl - восстановитель, МnO₂ - окислитель. Составим электронные уравнения:

и найдем коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответственно равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставят потому, что два атома Хлора со степенью окисления -1 отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:

Найдем коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электронных уравнений видно, что на 2 молекулы НСl приходится 1 молекула МnO₂. Однако, учитывая, что для связывания двухзарядного иона Марганца нужно еще 2 молекулы кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Образуется 2 молекулы воды. окончательное уравнение будет иметь вид

Окислительно-восстановительные реакции могут происходить в разных средах: кислой (избыток ионов Водорода), нейтральной и щелочной (избыток гидроксид-ионов). В зависимости от среды меняется характер течения реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степени окисления атомов, например

Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Нитратную и хлорную кислоты применяют редко, так как азотная является окислителем, а соляная способна окисляться. Для создания щелочной среды пригодны растворы калий и натрий гидроксидов.

Ряд электрохимических потенциалов металлов

По энергии отрыва валентных электронов от отдельных изолированных атомов металла можно разместить в определенном порядке. Такое размещение металлов, предложенное в 1865 p. Н.Н. Бекетовым, согласуется с их местом в периодической системе, хотя тогда не были известны ни периодический закон, ни строение атомов. Например, среди щелочных металлов наибольшую энергию ионизации имеют атомы Лития (т.е. Литий должен быть менее активным), а наименьшую - атомы Франция.

Если же учесть не только энергию ионизации, то есть энергию отрыва электронов от отдельных изолированных атомов, но и энергию, которая расходуется на разрушение кристаллической решетки, а также то, что выделяется при гидратации ионов, то металлы по способности образовывать гидратированные ионы следует разместить в такой ряд:

Положение того или иного металла в этом ряду характеризует его восстановительную способность как простого вещества и окислительную способность его ионов в водных растворах при стандартных условиях.

По ряду электрохимических потенциалов можно сделать важные выводы.

Чем ближе металл размещен к началу ряда, тем сильнее восстановителем он является и тем слабее окислителями являются его ионы. По мере удаления от начала ряда восстановительная способность металлов уменьшается, а окислительные свойства их ионов возрастают. Металлы, которые расположены ближе к началу ряда, способны вытеснять все последующие металлы из растворов их солей. Например, в случае погружения металлического железа в раствор соли меди (II) на его поверхности быстро появляется красный осадок меди:

Реакции вытеснения металлов из водных растворов их солей другими металлами происходят, когда металлы-восстановители размещены в ряду электрохимических потенциалов после магния, поскольку предыдущие металлы очень активны и реагируют также с водой с вытеснением водорода.

Металлы, которые в ряду электрохимических потенциалов размещены до водорода, способны вытеснять водород из растворов кислот, которые окисляют металлы катионами Водорода (например, растворы соляной, серной кислот).

Металлы, размещенные в ряду электрохимических потенциалов после водорода, не реагируют с растворами кислот-неокислителей. Например, металлическая медь при отсутствии других окислителей термодинамически устойчива в разбавленных растворах кислот, поскольку ее ионы Сu²⁺ являются более сильными окислителями, чем ионы Н ⁺.

Из воды быстро вытесняют водород только активные металлы, размещенные в начале ряда электрохимических потенциалов. Их потенциалы значительно ниже потенциала водородного электрода в нейтральной среде.

Магний вытесняет водород только из горячей воды, поскольку его поверхность покрывается защитной оксидной пленкой. Еще в большей степени это проявляется у металлов, расположенных между магнием и кадмием. На их поверхностях образуются плотные защитные оксидные пленки, которые препятствуют дальнейшему окислению металлов водой.

Размещение металлов в ряду электрохимических потенциалов не всегда согласуется с их положением в периодической системе. Так, литий в этом ряду является активным металлом, а калий занимает место между литием и натрием. В то же время, учитывая размещение лития в периодической системе, его химическая активность должна быть меньше, чем натрия.

Эту несогласованность объясняют тем, что при электродном равновесии металл - ионы металла важную роль играет экзотермический процесс гидратации образованных ионов. Ионы щелочных металлов Ме⁺ имеют одинаковые заряды, но разные радиусы, которые резко возрастают в направлении  Маленькие по размеру ионы Li ⁺ создают вокруг себя сильнее по напряженности электрическое поле, поэтому они оказывают более сильное поляризационный влияние на молекулы воды и гидратируются с выделением большего количества энергии, чем ионы натрия и калия. По этой причине состояние равновесия для малого по размеру иона лития смещается вправо, что вызывает соответствующее уменьшение электродного потенциала.

 Электролиз

При пропускании постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита на электродах происходят окислительно-восстановительные процессы преобразования составляющих электрохимической системы в продукты их окисления и восстановления. Поэтому

Электролизом называют совокупность процессов, которые происходят на электродах во время прохождения постоянного электрического тока через проводники II рода - растворы или расплавы электролитов.

Электролиз состоит из катодного и анодного процессов.

Катодный процесс идет на катоде - отрицательно заряженном электроде, где сосредоточены электроны, которые он легко отдает для восстановления частиц (катионов, молекул) раствора или расплава электролита.

Анодный процесс на аноде - положительно заряженном электроде, где окисляются анионы или молекулы раствора или расплава электролита, отдавая ему свои электроны.

Оба процесса связаны между собой: сколько электронов принимают частицы на катоде при восстановлении, столько же электронов отдают другие частицы во время окисления на аноде.

Катионы металлов с низкими электродными потенциалами электродных потенциалов (от Li ⁺ до Аl³⁺) во время электролиза водных растворов на катоде не восстанавливаются. В этом случае восстанавливается Водород воды:

При электролизае водных растворов, содержащих катионы металлов, расположенных в ряду электрохимических потенциалов между алюминием и водородом, происходит одновременное восстановление катионов металлов и Водорода воды, а при электролизе водных растворов, содержащих катионы металлов с положительными стандартными электродными потенциалами, они выделяются на катоде .

Характер реакций, происходящих на аноде, также зависит от природы растворенных солей. Если в растворе содержатся анионы Хлора, Брома и Йода, то на аноде выделяются галогены (соответственно молекулярные хлор, бром или йод). Во время электролиза водных растворов, содержащих анионы кислородсодержащих кислот окисляется вода:

Массы веществ, которые выделяются на электродах, можно определить по закону Фарадея:

Масса веществ, которые выделяются на электродах, прямо пропорциональна количеству электричества, прошедшего через раствор или расплав электролита, и химическим эквивалентам веществ:

 
где I - сила тока, А; Е - эквивалентная масса вещества, г t - продолжительность электролиза, с; F- число Фарадея (96 500 Кл).

Периодический закон и периодическая система
Химических элементов Д.И. Менделеева

 История открытия периодического закона:

Периодический закон, открытый Д.И. Менделеевым в 1869 p., является одним из фундаментальных законов природы. Он отражает материальное единство мира, в нем сконцентрирована сущность химии как науки о качественных изменениях веществ, связанных с изменением количественного состава, он отражает единство количественных (заряд ядра, число электронов, атомная масса) и качественных (распределение электронов, совокупность свойств) характеристик элементов.

К концу 1860-х годов было сделано более 50 попыток классификации химических элементов. Ближайшее к открытию периодического закона подошел немецкий ученый Л.Ю. Мейер. В 1864 он опубликовал таблицу, в которой разместил 44 из 64 известных в то время элементов в шести группах в соответствии с ростом атомных масс и их высшей валентности по Водороду, но, к сожалению, не выяснил причину периодического изменения свойств элементов и их соединений.

Д.И. Менделеев как общий критерий, который определял бы положение элемента в таблице, выбрал химические свойства элементов, которые он считал фундаментальнешей характеристикой, чем значение атомных масс, хотя значение их в дальнейшем было положено в основу классификации элементов.

В развитии периодического закона выделяют три этапа. На первом в качестве аргумента, что определяет свойства элемента был использован атомную массу и Д.И. Менделеев сформулировал закон так: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов». На втором этапе развития было установлено значение атомного номера (порядковый номер элемента), численно равное заряду ядра его атома.

Итак, элементу соответствует атомный номер, равный числу электронов в атоме и заряду его ядра. Атомный номер элемента обозначают буквой Z.

В 1913 г. Английский физик Генри Дж. Мозли установил, что атомный номер любого элемента можно определить по результатам изучения его рентгеновского спектра.

Открытие изотопов и изобар показало, что не атомная масса, а заряд ядра атома определяет природу элемента. Действительно, атомы с одинаковым атомной массой - изобары (например, ) принадлежат разным элементам, в то время как атомы с одинаковым зарядом ядра - одному элементу, хотя они могут иметь различные атомные массы (например, нуклиды ).

На этом этапе развития оставался непонятным физический смысл периодичности: почему при монотонном роста атомного номера свойства элементов меняются периодически?

Развитие квантово-механической теории электронного строения атома (третий этап развития периодического закона) позволил понять его физический смысл, заключающийся в существовании предельной емкости электронных уровней, и периодическая смена свойств элементов соответствует периодичности изменения электронных структур, что, в свою очередь, влияет на физические и химические свойства веществ, образованных этими элементами.

В 1920 г. Английский физик Д. Чедвик определил заряды ядер некоторых химических элементов. Во всех случаях найденные им значения зарядов ядер совпадали с величиной Z в формуле закона Мозли (где Z - протонное число элемента).

На основе трудов Г. Мозли установлено, что настоящей причиной периодического изменения свойств элементов является не атомные массы, а протонное число (заряд ядра атома). Поэтому современная формулировка периодического закона следующее:

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Это определение не противоречит данному Д.И. Менделеевым в 1869 p., но оно основывается на новых данных, которые предоставляют закону и системе научной обоснованности и подтверждают их правильность.

С развитием электронной теории строения атомов стало понятно, что химические свойства элементов - это функция электронной конфигурации атомов, которая и является тем объективным критерием, определяющим положение элемента в периодической системе.

Периодическое повторение свойств элементов и их соединений становится наглядным, если разместить элементы в виде таблицы - периодической системы, которая является графическим отображением периодического закона.

При размещении всех элементов в ряд по возрастанию заряда ядер атомов этот ряд можно разделить на периоды, в пределах которых свойства простых веществ постепенно меняются от выраженных металлических к типичным неметаллическим и заканчивается такой период благородным газом. С переходом к следующему периоду происходит скачкообразное изменение свойств элементов и их соединений.

Период - это ряд химических элементов, размещенных по возрастанию протонных чисел их атомов, который начинается щелочным металлом (первый период - Водородом) и заканчивается благородным газом. В свете учения о строении атома становится понятным распределение всех элементов на семь периодов - три коротких и четыре длинных, которые нумеруют арабскими цифрами. 1-й период содержит всего два элемента - Водород и Гелий. Следующие два периода (2-, 3-й) - содержат по восемь элементов. Элементы этих периодов называют типовыми, их свойства закономерно изменяются от типичного металла к благородному газу. 4 и 5-й периоды состоят из 18 элементов каждый, 6-й - содержит 32 элемента. По 6-му периодом идет незавершенный 7-й.

В 6-м периоде находятся 14 элементов, которые называют лантаноидами, то есть подобными лантану. Эти элементы размещены за лантаном и подобные ему по химическим свойствам. Аналогично 7-й период также содержит 14 элементов, которые называют актиноидами, они размещены за актинием. По химическим свойствам актиноиды подобные лантаноидам, но горизонтальное сходство свойств элементов в них менее выражена.

Вертикальные столбики периодической системы, содержащие элементы, сходные по химическим свойствам, называют группами. Каждая группа состоит из двух подгрупп. Разделение групп на подгруппы основывается на различном заполнении электронами энергетических уровней: у элементов главных подгрупп заполняются s-подуровня (s-элементы) или р-подуровни (p-элементы) последних уровней. Подгруппы, которые состоят из типичных s- и p-элементов больших периодов, называют главными подгруппами, d- и f-элементы больших периодов образуют побочные подгруппы. Главные подгруппы содержат элементы, в атомах которых на последних энергетических уровнях число электронов равно номеру группы. В атомах элементов побочных подгрупп заполняются d- и f -подуровни.
Побочные подгруппы содержат элементы, на последнем энергетическом уровне атомов которых по одному или по два электрона. Именно различие в строении атомов элементов и приводит различные свойства элементов, находящихся в разных подгруппах одной группы. Главные подгруппы обозначают буквой А, побочные - буквой В.

 Периодический закон Д.И. Менделеева на основе теории строения атома

После открытия периодического закона и создание периодической системы элементов много вопросов оставалось невыясненным. Так, не было установлено, существуют ли элементы между Водородом и Гелием, где в периодической системе должны размещаться благородные газы и редкоземельные элементы, в какую группу периодической системы следует поместить Водород. Также не поддавались объяснению наличие в одной группе периодической системы элементов, которые резко отличались по химическим свойствам, причины изменения свойств элементов и их соединений.

Все эти вопросы были решены после установления строения атома и открытия закона Мозли.

Поскольку положение элемента в периодической системе определяется зарядом ядра его атома, численно равно порядковому номеру элемента, у атома Водорода заряд ядра равен единице, то есть Z- 1, соответственно в атома Гелия Z = 2. Очевидно, что между Водородом и Гелием не могут находиться другие элементы. После определения порядкового номера Урана было установлено число элементов, расположенных между Водородом и Ураном, и порядковые номера еще не открытых элементов.

Поскольку благородные газы имеют завершенную конфигурацию внешнего электронного слоя - два электрона в Гелии и по восемь электронов в других элементах, их разместили в конце каждого периода.

Существование в одной группе элементов главной и побочной подгрупп, отличающихся по химическим свойствам, обусловлено наличием у атомов этих элементов одинакового числа валентных электронов. В этом заключается физический смысл номера группы. Элементы одной группы в соединениях имеют одинаковые высшие степени окисления, равные номеру группы. В высшей степени окисления элементы главной и побочной подгрупп образуют сходные по химическим свойствам оксиды и гидроксиды. Например, элементы VI группы - халькогены - на последнем энергетическом уровне имеют по шесть валентных электронов и являются неметаллами. Элементы подгруппы Хрома - металлы, они также имеют шесть валентных электронов, расположенных на последнем и предпоследнем энергетических уровнях. Наличие двух электронов на внешнем энергетическом уровне предопределяет их металлические свойства. Однако в высшей степени окисления элементы обоих подгрупп образуют кислотные оксиды SO₃ и СrO₃, а их гидроксиды являются минеральными кислотами. Это серная кислота H₂SO₄ и хромовые кислоты Н₂CrO₄, Н₂Cr₂О₇.

В период объединены элементы с одинаковым числом заполненных энергетических уровней. Номер периода, в котором находится элемент, равен значению главного квантового числа последнего энергетического уровня его атома.

В атомах элементов малых периодов электронами заполняется только последний энергетический уровень, в атомах элементов больших периодов - подуровни последнего, предпоследнего и третьего извне энергетических уровней. Число элементов в периоде определяется числом электронов, которые заполняют эти подуровни. Например, у элементов 3-го периода электронами заполняются 3s- и Зр-энергетические подуровни, которые содержат восемь электронов. В свою очередь, 3-й период имеет восемь элементов. В атомах элементов 4-го периода заполняются электронами 4s- и 4р-орбитали, а также атомные орбитали Зd-энергетического подуровня. Всего девять атомных орбиталей, на которых размещаются 18 электронов, поэтому 4-й период включает 18 элементов. Каждый период начинается щелочным металлом, атом которого на последнем энергетическом уровне один электрон, и заканчивается благородным газом с полностью заполненным электронами последним энергетическим уровнем.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, все элементы делятся на четыре семьи.

Семья s-элементов содержит элементы, в атомах которых заполняется электронами s-подуровень последнего энергетического уровня. К ней относятся первые два элемента каждого периода.

В семье p-элементов электронами заполняются атомные орбитали р-подуровня последнего энергетического уровня. Это последние шесть элементов каждого периода, кроме 1- и 7-го.

В семье d-элементов заполняется электронами d-подуровень предпоследнего энергетического уровня, а на s-подуровне последнего энергетического уровня остается один или два электрона, кроме Палладия, у которого на последнем энергетическом уровне электронов нет. Десять d-элементов размещены в 4 и 5-м периодах между s- и p-элементами, а в 6-м периоде - между f - и р-элементами. Это элементы побочных подгрупп, их иногда называют переходными. Поскольку в d-элементов электронами заполняется d-подуровень предпоследнего энергетического уровня, их свойства с увеличением заряда ядра атома изменяются незначительно.

В семье f-элементов электронами заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня, а на последнем энергетическом уровне атомов этих элементов содержатся два s-электроны. По 14 f- элементов, расположенных между s- и d-элементами, находится в 6- и 7-м периодах. Это лантаноиды и актиноиды.

Теория строения атома объясняет также периодичность изменения химических и физических свойств элементов и их соединений.

Поскольку химические свойства элементов и их соединений зависят от электронной конфигурации валентных электронов, то они также меняются периодически. В этом заключается физический смысл периодического закона. Например, галогены проявляют подобные химические свойства, так как имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего электронного слоя ns² np⁵:

Наличие семи валентных электронов обуславливает их выраженные неметаллические свойства, высокую окислительную активность, а также кислотные свойства оксидов и гидроксидов.

Щелочноземельные металлы, атомы которых на последнем энергетическом уровне имеют по два электрона и завершен предпоследний энергетический уровень:

сходные по химическим свойствам. Наличие двух валентных электронов на последнем уровне обуславливает их металлические свойства, восстановительную активность, основные свойства оксидов и гидроксидов.

Итак, электронные аналоги являются аналогами химическими.

 Периодичность изменения химических и физических свойств элементов

На основе теории строения атома объясняют причину изменения химических свойств элементов и их соединений в периодах и группах периодической системы. Увеличение числа валентных электронов в периоде стабилизирует энергетический уровень, в результате чего уменьшается способность атомов отдавать электроны и возрастает способность к их присоединения, так как при этом образуются энергетически устойчивые завершенные электронные уровни (симметричная электронная конфигурация). Так, атом Лития ₃Li (электронная формула ), отдавая электрон, образует катион Лития с устойчивым электронным слоем 1s², а атом фтора ₉F (электронная формула [He] 2s²2p⁵), присоединяя один электрон, образует фторид-ион F^- ( электронная формула [He] 2s²2p⁶). Поэтому в пределах периода с ростом атомного номера элемента ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства элементов.

Наоборот, в каждой главной подгруппе с увеличением протонного числа металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические - ослабляются. Так, элементы главной подгруппы IV группы в связи с одинаковой электронной конфигурацией последнего энергетического уровня ns²np² имеют подобные химические свойства. Однако у атома Углерода ₆С (электронная формула [He] 2s²2p⁴) внешние электроны расположены ближе к ядру, чем у атома Свинца (₈₂Pb [Xe] 4f¹⁴5d¹⁰6s²6p²), и содержатся ядром сильнее. Поэтому атомы Свинца легче отдают электроны, проявляя при этом металлические свойства, а атомы неметалла Углерода легче их присоединяют и проявляют при этом неметаллические свойства.

Следовательно, изменение электронной конфигурации атомов элементов в периоде приводит к ослаблению металлических и усиление неметаллических свойств, а увеличение числа энергетических уровней в группе - усиление металлических свойств элементов. Поэтому элементы, размещенные в периодической системе по диагонали, наиболее сходные по химическим свойствам. Например, диагональная сходство четко проявляется в сходстве свойств Бериллия и Алюминия - двух легких металлов, имеющих амфотерные свойства.

Большинство физических свойств элементов обусловлено ​​электронной конфигурацией последнего энергетического уровня их атомов и меняется периодически.

В периоде с увеличением атомного номера элемента при переходе от щелочного металла к благородному газу атомные радиусы элементов вследствие усиления взаимодействия валентных электронов с ядром уменьшаются. При переходе к следующему периоду вследствие увеличения числа энергетических уровней атомные радиусы элементов возрастают.

Больше всего уменьшаются атомные радиусы у элементов малых периодов, так как в них заполняется электронами последний энергетический уровень. В больших периодах в семье d- и f-элементов с увеличением атомного номера элемента наблюдается плавное уменьшение атомных радиусов. Поскольку в d-элементов заполняется электронами предпоследний, а в f-элементов - третий извне электронный слой, атомные радиусы при переходе к следующему элементу меняются незначительно. Так, атомные радиусы элементов VIIB подгруппы Марганца, Технеция и Рения соответственно равны 130, 136 и 137 пм.

Закономерностей протекания химических реакций

Учение о химическом процесс состоит из двух разделов. Это химическая термодинамика, которая дает ответ на вопрос о возможности или невозможности течения того или иного процесса в заданных условиях и его границу, и химическая кинетика, которая указывает на скорость прохождения процесса и ее зависимость от различных факторов.

Первым законом термодинамики является закон сохранения и превращения энергии:

Энергия не возникает из ничего и не исчезает бесследно.

Этот закон имеет несколько формулировок, но все они сводятся к приведенному выше. Математическим выражением первого закона термодинамики является уравнение

где  - изменение внутренней энергии системы; q - количество теплоты, которое поглотила система; А - работа, которую выполнила система.

Работу обозначают различными буквами в зависимости от того, это механическая работа, или работа химической реакции. Как правило, механическую работу обозначают буквой А, работу химической реакции - W. Поэтому первый закон термодинамики для химических реакций записывают в следующем виде:

Внутренняя энергия (U) -это суммарная энергия атомов, молекул, электронов, протонов, нейтронов и других частиц, находящихся внутри системы, за исключением потенциальной и кинетической энергии всей системы. Иногда эту энергию называют скрытой, она во время химических и некоторых физических процессов высвобождается из системы. Вычислить ее довольно сложно, да и нужно ли, потому что важно знать ее изменение в химических процессах.

Рассмотрим энергетику химического процесса на примере реакции синтеза хлороводорода из водорода и хлора по схеме

Чтобы образовалась молекула хлороводорода, должны разорваться химические связи в молекулах водорода и хлора или у одного из них. Это происходит под действием кванта света (hv), который разрывает связи в молекуле хлора. На это тратится энергия Е_р. Во время образования молекулы хлороводорода энергия выделяется. Обозначим ее Е_обр. Учитывая это химические процессы состоят из процессов поглощения и выделения энергии. Е_р,Е_обр хотя есть и такие химические реакции, в  которых Е_р ~ E_обр, Возможны два случая: Е_р> Е_обр;  Е_р <Е_обр. В первом из них энергия поглощается (эндотермические реакции), во втором - выделяется (экзотермические реакции).

Чтобы начался химический процесс, надо разорвать химические связи в молекулах реагентов, а для этого нужна энергия, которую называют энергией активации (Е_а). В нашем примере - это квант света hv. Частицы с такой энергией активны. Однако их количество мизерно по сравнению с общим числом в системе, и только они способны образовывать химические связи. Энергию активации (E_а) выражают в джоулях на моль (Дж/ моль). Для начала химического процесса нужна энергия. Чем выше энергия активации (Е_а), тем больше энергия нужна. Ее источники бывают разными. Чаще всего это нагрев системы, различные виды излучений (видимый спектр, ультрафиолетовый, излучения и т.д.).

Если реакция экзотермическая, то часть энергии активации компенсируется энергией, выделяющейся в ходе реакции, для эндотермических реакций энергию нужно подводить извне.

Во время протекания химических реакций, как правило, поглощается или выделяется теплота, которую называют тепловым эффектом реакции (q). В зависимости от условий протекания реакции тепловой эффект обозначают - при постоянном давлении или  - при постоянном объеме. Если реакция происходит при постоянном давлении (Р = const), то подходящим является понятие «изменение энтальпии» , а при постоянном объеме (V = const) - «изменение внутренней энергии» . Итак, .a  По изменению энтальпии и внутренней энергии химического процесса можно рассчитать одну величину за другой:

где R - универсальная газовая постоянная; Т - абсолютная температура  - изменение числа молей газообразных продуктов реакции и реагентов.

Если Это уравнение применяют для систем, в которых хотя бы одно из веществ находится в газообразном состоянии, для конденсированных систем (жидкие и твердые) 

Тепловой эффект (изменение энтальпии) химической реакции образования сложных веществ из простых в расчете на 1 моль называют энтальпией образования данного вещества и обозначают  где f (formation) с англ. -  "образование". Энтальпия образования простых веществ равна нулю. Для сравнения энтальпий образования различных химических соединений их измеряют при одинаковых условиях (температура 298 К, ​​или 25 ° С и давлении 101 300 Па), которые называют стандартными. Энтальпию образования веществ, измеренное при стандартных условиях, называют стандартной энтальпией образования и обозначают 
Тепловой эффект химической реакции рассчитывают по стандартным энтальпии образовании  веществ, которые есть в справочниках:

где  - изменение энтальпии химической реакции (г - reaction) n₁ и n₂- стехиометрические коэффициенты.

Раздел химии, изучающий тепловые эффекты химической реакции, называют термохимией. Химические уравнения, в которых указано тепловой эффект реакции, является термохимическими:

В химической термодинамике знаком «-» принято обозначать теплоту, выделяемую (экзотермические реакции), знаком «+» - теплоту, поглощаемую (эндотермические реакции).

Изменение энтальпии химической реакции зависит от агрегатного состояния реагентов и продуктов реакции. Примером является реакция горения метана с образованием оксида углерода и воды:

В первом случае образуется газообразные вода, во втором - жидкая. Разница составляет 88 кДж, это объясняют тем, что в случае конденсации 2 моль газообразной воды в жидкость выделяется 88 кДж энергии:

Кроме того, изменение энтальпии химической реакции зависит от температуры и давления.

Зная энтальпию образования  можно рассчитать энтальпию сгорания, плавления, испарения, конденсации и тому подобное. Наибольшее практическое значение имеет энтальпия сгорания топлива (теплотворная способность топлива), которую рассчитывают по уравнению, подобным как и для энтальпии химической реакции:

где - изменение энтальпии сгорания.

 Скорость химических реакций

Скорость любого процесса определяется изменениями, которые происходят за определенный промежуток времени. Скорость химической реакции - изменением концентрации реагентов или продуктов реакции за единицу времени. Как правило, изменение концентрации выражают в молях, а изменение времени - в секундах:

где  - средняя скорость химической реакции;  - изменение концентрации реагентов или продуктов реакции;  - изменение времени.

Кроме средней скорости реакции определяют истинную (мгновенную) ее скорость:

где  - настоящая скорость реакции;  - очень малое изменение концентрации (дифференциал), - очень малое изменение времени. 

Независимо от того, изменение концентрации - реагентов или продуктов реакции - используют в уравнении скорости реакции, скорость реакции будет положительной.

Экспериментально было доказано зависимость скорости реакции от концентрации реагирующих веществ и сформулировано (К.М. Гульдберг, П. Вааге) основной закон химической кинетики, или закон действия масс:

Скорость химической реакции пропорциональна текущим концентрациям реагирующих веществ.

В общем случае для уравнения типа

где С_А и C_В - концентрации реагирующих веществ; k - константа скорости химической реакции.

Физический смысл этой константы в том, что она равна скорости реакции, когда концентрации реагирующих веществ равны 1. Она не зависит от концентрации реагентов, а зависит от их природы и температуры.

Приведенное выше уравнение основного закона химической кинетики применимо только для гомогенных систем, а для гетерогенных скорость реакции пропорциональна концентрации газов или жидкостей. Например:

Уравнение скорости большинства реакций имеет общий вид

Показатели степеней в уравнении (n и m) определяют порядок реакций по каждому из реагентов, а их сумму называют общим порядком реакции. Подавляющее большинство реакций имеет нулевой, первый, второй или третий порядок. Существуют также реакции с дробным и даже отрицательным порядком. Если реакция имеет нулевой порядок по каким-либо реагентом, то изменение его концентрации не влияет на скорость реакции до тех пор, пока не израсходуется весь этот реагент. Если реакция имеет первый порядок по некоторым реагентом, то ее скорость прямо пропорциональна его концентрации, а за удвоение концентрации этого вещества скорость реакции возрастает вдвое. Если реакция имеет второй порядок по определенному реагентом, то удвоение его концентрации приводит к росту скорости реакции в 4 раза.

Основное уравнение химической кинетики показывает, как изменяется скорость реакции при изменении концентрации реагентов. Из него можно перейти к уравнениям, которые указывают концентрации реагентов и продуктов реакции в любой момент времени протекания реакции. Математически это выполняют интегрированием дифференциальных уравнений скорости общего типа. В качестве примера рассмотрим интегральные уравнения скорости реакции для простых реакций первого и второго порядков. Для реакций первого порядка уравнение имеет следующий вид:

где k - константа скорости реакции; t - время от начала реакции, C_о, C_t - концентрации реагирующего вещества в начальный момент и в момент времени t.

Важным свойством этого уравнения является то, что математически - это уравнение прямой линии, поэтому константу скорости реакции можно рассчитать. Для этого на оси ординат откладывают , а на оси абсцисс - время t. Тангенс угла наклона полученной линии равен k.

Для реакции второго порядка только по одному реагенту уравнение имеет следующий вид: 

Его можно представить как прямолинейный график, если на оси ординат отложить 1/C_t, а на оси абсцисс -время t. Тангенс угла наклона такой линии равен k, а точка ее пересечения с осью ординат дает значение 1/С₀. Один из методов определения порядка реакции - графический, который заключается в построении графиков зависимости lg C_t и 1/C_t от времени. Если линейный график получают для lg C_t, то это реакция первого порядка, если для 1/Ct - реакция второго порядка.

Важной характеристикой химических реакций период полупревращения t_1/2). Это время, за которое концентрация реагента уменьшается ровно вдвое. Понятие «период полупревращения» широко применяют для характеристики радиоактивного распада ядер (в этом случае его называют периодом полураспада), он принадлежит к реакциям первого порядка. Для реакций первого порядка t_1/2 = lg 2/k = 0,693/k и является постоянной величиной. Для реакций второго порядка f _1/2 = 1 /kC_о и не является постоянной величиной, поскольку зависит от начальных концентраций реагентов. Скорости большинства химических реакций растут с повышением температуры и подлежат правилу Вант-Гоффа:

С повышением температуры на каждые 10 градусов, скорость реакции возрастает в 2-4 раза.

Однако есть химические реакции, скорость которых растет в 6 - 8 раз, а есть и такие, скорость которых уменьшается. Это правило предполагает температурный коэффициент . Для расчетов применяют уравнение

где  и -скорости реакций при температуре и - температурный коэффициент.

В современной науке и практике этим уравнением пользуются мало, так как оно имеет температурные ограничения и лишь приближенно оценивает влияние температуры на скорость реакции.

Точнее и научно доказанным является уравнение Аррениуса:

где k - константа скорости реакции; Еа - энергия активации; А - постоянная величина, которая очень мало зависит от температуры; R - универсальная газовая постоянная; Т - абсолютная температура.

Если известна константа скорости реакции при одном температуры, то константу скорости при другой температуре удобно определять по следующим уравнением Аррениуса:

На скорость химических реакций влияют катализаторы. Катализаторы - это вещества, которые изменяют скорость химических реакций, а сами в конце реакции количественно и качественно остаются неизменными. Химические реакции, происходят с участием катализаторов, называют каталитическими.

Каталитические процессы классифицируют по следующим признакам:
 ♦ фазовым составом;
 ♦ изменением скорости прямой реакции.

По фазовым составом каталитические процессы разделяют на гомогенные и гетерогенные. Гомогенными являются процессы, в которых и реагенты, и катализатор находятся в одной фазе (жидкой, газообразной), гетерогенными - в которых реагенты и катализатор находятся в разных фазах. Как правило, реагенты жидкие или газообразные, а катализатор - твердое вещество.

Катализатор, который ускоряет реакцию, называют положительным, который замедляет - отрицательным. Отрицательные катализаторы называют ингибиторами. Примерами положительного катализа является синтез аммиака, получение серной и азотной кислот, переработка нефти. Ингибиторы широко применяют для защиты изделий из резины, в пищевой промышленности, как средство защиты металлов и сплавов от коррозии.

Гомогенные каталитические процессы происходят во всем объеме системы, гетерогенные - на границе раздела фаз. Суть действия катализатора заключается в том, что он образует промежуточное соединение с реагентами, в результате чего уменьшается энергия активации, что, в свою очередь, увеличивает скорость реакции:

где А и В - реагенты; К-катализатор; АК-промежуточное соединение (активированный комплекс); АВ - продукт реакции.

Известно две группы теорий гетерогенного катализа:
 ♦ адсорбционные;
 ♦ электронные.

Согласно адсорбционными теориями, на поверхности катализатора содержатся активные центры, на которых происходит адсорбция (притяжения и удержания в течение определенного времени) реагентов, приводит к ослаблению или разрыву химических связей в молекулах реагентов. Электронные теории катализа основное внимание уделяют непосредственном воздействии электронов. Они хорошо объясняют каталитическую действие металлов и полупроводников, а адсорбционные теории - действие оксидов металлов.

Катализаторы обладают избирательным действием (селективные). Они катализируют одну реакцию или группу подобных реакций. В некоторых случаях активность катализаторов значительно возрастает при добавлении к ним небольших количеств других веществ, которые называют промоторами или активаторами.

Кроме промоторов существуют вещества, которые резко ослабляют действие катализаторов, их называют каталитическими ядами. Отравление катализатора происходит в результате адсорбции или поверхностной химической реакции яда с катализатором, в результате чего он теряет активные центры. Отравление бывает обратимое- можно восстановить (регенерировать) катализатор и необратимое, когда регенерировать катализатор невозможно. В таком случае его заменяют. В связи с этим очистка реагентов от каталитических ядов является чрезвычайно важным в промышленности.

 Химическое равновесие

Многие химические реакции не проходит до конца, то есть смесь реагентов не полностью превращается в продукты, в то время как в других реакциях реагенты полностью превращаются в продукты. По этому признаку химические реакции разделяют на обратимые и необратимые. Необратимыми называют реакции, которые происходят в одном направлении и завершаются практически полным превращением реагентов в продукты реакции. Таких реакций немного, у них один из продуктов или все выводятся из реакционной зоны (образование осадка или малодиссоциированного вещества, выделение газа).

Обратимыми называют реакции, которые одновременно происходят в обоих направлениях - прямая и обратная реакции. К ним относятся, например, реакции синтеза аммиака, хлороводорода, реакции гидролиза, этерификации и многие другие.

При течении оборотных реакций наступает момент, когда скорость прямой реакции уравнивается со скоростью обратной - устанавливается химическое равновесие. Оно является динамичным, поскольку прямая и обратная реакции продолжаются.

Рассмотрим реакцию общего вида

где А, В, С, D - химические вещества, участвующие в реакции; a, b, с, d - стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

В начале реакции химически взаимодействуют вещества А и В и постепенно накапливаются вещества С и D. Скорость прямой реакции, согласно закону действия масс, равна

где С_А и С_В - молярные концентрации веществ А и В; К_пр, - константа скорости прямой реакции.

Скорость обратной реакции равна

где С_С и C_D - молярные концентрации веществ С и D; К_об - константа скорости обратной реакции.

В момент наступления равновесия . Это означает, что

 Выполним преобразования

Отношение констант скоростей прямой и обратной реакций выражено через постоянную величину, которую называют константой равновесия. Запишем ее уравнение:

Такую константу равновесия обозначают К_С поскольку она выражена через концентрации реагирующих веществ. Если состояние равновесия установилось в реакции, где есть газообразные вещества, то константу обозначают К_р, а концентрации
веществ выражают через их парциальные давления (индивидуальное давление каждого газа):

где Р_А, P_В, P_С P_D - парциальные давления веществ А, В, С, D.

Уравнение состояния идеального газа (Менделеева - Клапейрона) устанавливает связь между парциальными давлениями и молярной концентрацией, а это, в свою очередь, делает возможным переход от  к Кр и наоборот:

 откуда

 где Р - парциальное давление газа; V - объем газа; v - количество вещества; R - универсальная газовая постоянная; Т - абсолютная температура; С - молярная концентрация.

По найденному соотношению между давлением и молярной концентрацией газа можно установить общее выражение, который связывает между собой К_р и К_с:

где - изменение числа молей газа при переходе от реагентов к продуктам, то есть разница между числом молей газообразных продуктов и числом молей газообразных реагентов
В свою очередь,

где  - разница между числом молей газообразных реагентов и числом молей газообразных продуктов 

Константа равновесия зависит только от температуры и не зависит от концентрации реагентов и продуктов реакции.

Рассмотренные выше закономерности характерны для гомогенных равновесий. Для гетерогенных равновесий в выражение для константы равновесия входят только концентрации или парциальные давления газообразных и жидких веществ, концентрации твердых веществ считают постоянными.

Константа равновесия имеет практическое значение, она позволяет предсказать направление и глубину прохождения химического процесса, максимальный выход продукта реакции при различных условиях. Она может быть больше и меньше единицы, но всегда положительная. Если К> 1, то в равновесной системе перевесят продукты реакции (скорость прямой реакции больше скорости оборотной), если К <1, то преобладают реагенты.

Французский физикохимик Ле Шателье, изучив влияние различных факторов на химическое равновесие, установил правило, названное в его честь принципу Ле Шателье:

Если на систему, находящуюся в состоянии равновесия, действовать внешними факторами (изменение концентрации, температуры, давления), то в системе возникают процессы, которые ослабляют это действие, то есть увеличивается скорость той реакции, которая противодействует внешнему воздействию.

Переход химического равновесия из одного состояния в другое называют нарушением (смещением) химического равновесия. Если при этом увеличивается концентрация продуктов реакции, говорится, что равновесие сместилась вправо, а если растет концентрация реагентов, то равновесие сместилась влево.

С увеличением концентрации одного из реагирующих веществ или всех реагентов равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции, то есть вправо, а при уменьшении концентрации реагентов - влево. Это означает, что для того чтобы увеличить выход продуктов реакции, надо либо увеличивать концентрацию реагентов, или уменьшать концентрацию продуктов, выводя их из зоны реакции.

Изменение давления влияет только на газовые системы, в которых или все реагирующие вещества находятся в газовой фазе, или хотя бы одна из них, и суммарное число молей газов-реагентов не равна суммарному числу молей газов-продуктов. В других случаях изменение давления не влияет на состояние равновесия. Согласно принципу Лe Шателье, в случае повышения давления равновесие смещается в сторону уменьшения числа молей газа, а при его снижении - в сторону увеличения числа молей газа.

Изменение температуры влияет только на химическое равновесие реакции, в которой тепловые эффекты (энтальпия) прямой и обратной реакций разные. Если тепловые эффекты близки к нулю, то изменение температуры практически не влияет на состояние равновесия. Нагрев способствует течению эндотермических реакций , а охлаждение - экзотермических реакций .

Например, в реакции

с увеличением концентрации кислорода равновесие сместится в сторону образования SО₃, при повышении температуры - в сторону образования SО₃, ведь реакция экзотермическая, с увеличением давления - тоже в сторону образования SО₃, потому что реакции имеем 3 объема газа, а после реакции - 2 объема.

Теории электролитической диссоциации и растворы

Растворы - это гомогенные системы, состоящие из двух и более компонентов (составных частей), относительные количества которых могут изменяться в широких пределах без скачкообразного изменения числа фаз. Растворы разделяют на жидкие, твердые, газообразные. В жидких растворах, которые наиболее распространены в природе, растворителем является жидкость (водные растворы сахара, кислот, оснований, солей), в твердых - твердая фаза (сплавы металлов), в газообразных - газ.

Процесс растворения веществ описывает современная физико-химическая теория растворов. Возможны два механизма этого процесса: растворение веществ с кристаллической решеткой (ионная связь) и веществ с ковалентным типом связи. В первом случае кристаллическая решетка вещества разрушается, на что всегда затрачивается энергия. Этот процесс эндотермический и обозначается Н_кг> 0. Ионы, образовавшиеся в результате разрушения кристаллической решетки, притягиваются молекулами растворителя и формируют сольваты (в воде - гидраты), при этом выделяется энергия Н_соль <0. Тепловой эффект растворения зависит только от соотношения Н_кг и Н_соль. Во втором случае процесс растворения происходит аналогично, только ионы образуются не в результате разрушения кристаллической решетки (которая отсутствует), а в результате диссоциации молекул растворяемого вещества.

Сольваты, образующиеся в обоих случаях, независимо от того, какие связи имело растворяемое вещество - ионные или ковалентные, будут неустойчивыми образованиями переменного состава. Однако иногда формируются прочные сольваты, особенно это касается гидратов, которые можно выделить из раствора в виде кристаллов с определенным содержанием в них воды -кристаллогидраты: 

Растворимостью вещества называют ее способность растворяться в определенном растворителе. Растворимость определяется несколькими факторами: природой вещества и растворителя, агрегатным состоянием, внешними факторами, из которых главными являются температура и давление.

Существует эмпирическое правило: «подобное растворяется в подобном». Это означает, что в неполярных или малополярных растворителях хорошо растворяются вещества с неполярными или малополярными молекулами и не растворяются вещества ионной структуры. В полярных растворителях хорошо растворяются вещества с ионной структурой и не растворяются - с неполярными или малополярными молекулами. Например, Йод хорошо растворяется в неполярном бензоле и очень плохо - в воде, которая является полярным растворителем.

Очень большая растворимость веществ может быть связана с образованием химических соединений (аммиак в воде) или образованием водородных (низшие спирты в воде) или донорно-акцепторных связей (аргентум хлорид в жидком аммиаке).

При растворении газов в жидкостях теплота, как правило, поглощается (эндотермические реакции), а это значит, что с повышением температуры растворимость газов уменьшается, хотя бывает и наоборот. Особенно это касается неводных растворов (Гелий в ацетоне).

Повышение давления способствует растворимости газов. Согласно закону Генри, растворимость газов прямо пропорционально зависит от давления газов над раствором.

При смешивании жидкостей возможны три случая растворимости:
♦ неограниченное растворимость (спирт, ацетон в воде)
♦ ограниченная растворимость (анилин в воде)
♦ полная нерастворимость (бензол в воде).

На растворимость жидкостей в жидкостях давление почти не влияет, а с повышением температуры, как правило, она увеличивается.

Концентрация растворов

По содержанию растворенного вещества растворы разделяют на ненасыщенные, насыщенные и пересыщенные. Ненасыщенными являются растворы, в которых можно дополнительно растворить определенное количество вещества, насыщенными - в которых нельзя растворить дополнительное количество вещества при данной температуре. С понижением температуры насыщенного раствора в нем вследствие снижения растворимости содержится больше вещества, чем должно быть в насыщенном растворе при этой температуре.
Такие растворы называют пересыщенными, это нестабильные системы. Итак, с повышением температуры насыщенного раствора можно получить ненасыщенный раствор, а со снижением - пересыщенный. Это имеет практическое значение и положено в основу метода очистки веществ, который называют перекристаллизацией.

Количественный состав раствора может быть выражен различными способами и в различных единицах. Наиболее широко используют следующие:
1) массовая доля  - отношение массы одного компонента раствора к общей массе раствора:

где m₁, m₂, m_k - массы компонентов в растворе;
2) мольная доля x - отношение количества вещества одного компонента к общему количеству вещества в смеси:

где v₁, v₂, v_k - количества вещества в растворе; сумма мольных долей всех компонентов равно 1:

3) объемная доля  - отношение объема одного компонента к общему объему раствора:

где V₁ V₂, V_k - объемы компонентов раствора;

для идеальных газов состав, выраженный в объемных долях, совпадает с их мольной долей; массовая, мольная и объемная доли компонентов - относительные величины, которые измеряют в долях единицы или в процентах;

4) молярная концентрация С - отношение количества вещества v, содержащегося в растворе, к объему раствора V:

единицей измерения молярной концентрации в системе СИ является моль на кубический метр (моль/м³), часто пользуются также единицами моль/л или моль/дм³;

5) молярная концентрация эквивалента С_экв - отношение количества вещества v эквивалента к общему объему V раствора:

единицей измерения молярной концентрации эквивалента в системе СИ является моль на кубический метр (моль/м³), применяют также моль/л, моль/дм³;

6) моляльная концентрация b - это отношение количества вещества v в растворе к массе растворителя m:

в системе СИ моляльность выражают в молях на килограмм (моль/кг).

Для перехода от одного способа выражения состава раствора к другому нужно знать молярные массы растворителя (М₁) и растворенного вещества (М₂) а часто и плотность раствора . Ниже приведены формулы для такого перерасчета, где все величины должны быть выражены в единицах СИ: молярные массы - моль/кг, плотность - кг/м³, молярная концентрация - моль/м³, моляльность - моль/кг, массовая и молярная доли - в долях единицы:

Растворы электролитов

Исследованием водных растворов кислот, оснований и солей выявлены их общие свойства, не характерные для растворов других веществ. Самая главная из них -способность их растворов или расплавов проводить электрический ток. Поэтому эти вещества были названы электролитами, в отличие от неэлектролитов - веществ, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К последним относится большинство органических веществ и неорганические вещества с неполярными ковалентными связями в молекулах.

В 1883 шведский ученый С. Аррениус предложил гипотезу электролитической диссоциации, которая позже была сформулирована как теория, в основу которой положены следующие положения:

 ♦ при растворении в воде или других полярных растворителях электролиты диссоциируют (распадаются) на положительно и отрицательно заряженные ионы;

♦ под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду, так они названы катионами, а отрицательно заряженные - к аноду и поэтому названы анионами ,

♦ полнота диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, концентрации электролита, температуры;

♦ электрический ток, который проводят растворы и расплавы электролитов, не является причиной их распада на ионы.

Для количественной оценки электролитической диссоциации введено понятие степень диссоциации , равная отношению числа молекул, распавшихся на ионы (n), к общему количеству молекул в растворе  степень диссоциации выражают в долях единицы или в процентах.

По степени диссоциации электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным относятся электролиты, степень диссоциации которых близок к 1 или 100% - это растворимые соли, щелочи, большинство неорганических кислот, к слабым - электролиты, степень диссоциации которых меньше 3% (  <3%) - это водные растворы H₂S, HCN, Н₃ВO₃, NH₃.

Иногда выделяют группу электролитов средней силы, степень диссоциации которых колеблется в пределах 3 - 3О% - это Н₃РО₄, H₂SO₃, НСlО₂, Mg(OH)₂.

Реакции между электролитами в растворах являются реакциями между ионами, поэтому их называют ионными. Направление ионных реакций определяется характером продуктов реакции, в связи с этим возможны следующие три случая:

♦ образования малорастворимого соединения; примером могут служить реакции образования барий, кальций, магний сульфатов и углеродатов, галогенидов серебра и др .:

♦ образования малодиссоциированного соединения, чаще всего воды:

♦ образования газообразного вещества:

Если при взаимодействии не наблюдается ни одно из перечисленных явлений, то реакция не происходит.

При растворении (расплавлении) солей последние диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка. Средние соли диссоциируют так:

Кислые и основные соли диссоциируют ступенчато. В молекулах основных солей сначала отщепляются кислотные остатки, а затем гидроксильные группы:

Молекулы кислых солей диссоциируют на катионы металла и анионы кислотного остатка, а затем отщепляется ион Водорода (водорода):

Неорганическая химия

Неорганическая химия — раздел химии, связанный с изучением строения, реакционной способности и свойств всех химических элементов и их неорганических соединений. Это область охватывает все химические соединения, за исключением органических веществ (класса соединений, в которые входит углерод, за исключением нескольких простейших соединений, обычно относящихся к неорганическим). Различие между органическими и неорганическими соединениями, содержащими углерод, являются по некоторым представлениям произвольными.Неорганическая химия изучает химические элементы и образуемые ими простые и сложные вещества (кроме органических соединений). Обеспечивает создание материалов новейшей техники. Число известных на 2013 г. неорганических веществ приближается к 400 тысячам.

Основные классы неорганических соединений

Неорганические соединения подразделяют на классы по сходству их свойств и строения.

Все вещества, согласно номенклатурным правилам ИЮПАК, разделяют на простые и сложные.

Простые вещества состоят из одного элемента, включают металлы и неметаллы. Простые вещества - это форма существования элементов в природе. Один и тот же элемент может образовывать несколько различных простых веществ - так называемые аллотропные видоизменения. Способность элемента образовывать аллотропные видоизменения обусловлена ​​строением атома, определяет тип химической связи, строение молекул и кристаллов. Аллотропные видоизменения различаются по составу простого вещества данного элемента (кислород О₂, озон О₃), а также размещением атомов в молекулах или кристаллах (Углерод в виде графита и алмаза). Способность образовывать кристаллы различной формы (полиморфные видоизменения) характерна для сложных веществ. Каждая аллотропное (полиморфное) видоизменение стойко только при определенных внешних условиях (температура, давление).

Сложные многоэлементные вещества разделяют на группы по количеству элементов, входящих в их состав (бинарные, тринарные, тетранарные т.п.), или на классы по химическим свойствам - функциональным признакам (оксиды, основания, кислоты, соли и т.д.), характерным для этих веществ в химических реакциях. Разделение сложных веществ по функциональным признакам более рационально и облегчает изучение их химических свойств. Важнейшими классами неорганических соединений являются: оксиды, основания, кислоты, амфотерные гидроксиды и соли.

К бинарным соединениям относятся оксиды, галогениды, нитриды, карбиды, гидриды и тому подобное.

Важной группой среди многоэлементных соединений является гидроксиды - вещества, в состав которых входит гидроксильная группа (ОН).

 Оксиды

Оксидами называют бинарные кислородсодержащие соединения, в которых Кислород проявляет отрицательную степень окисления (-2). Итак, к оксидам относятся почти все бинарные соединения элементов с Кислородом, кроме соединения его с Фтором - OF₂. Это соединение следует считать фторидом, а не оксидом, поскольку Кислород в ней проявляет степень окисления (+2) (электроотрицательность Фтора (4) выше электроотрицательность Кислорода (3,5)).

Существует несколько правил номенклатуры оксидов. Если элемент образует несколько оксидов, то в их названиях, согласно номенклатурным правилам IUPAC, отмечают степень окисления электроположительного элемента римской цифрой в скобках после названия элемента, образующего оксид. Например , FeO - оксид железа (II), Fe₂О₃ - оксид железа (III) , СиО - оксид меди (II) , Си₂О - оксид меди (I) и тому подобное.

Кроме того, оксиды различают с помощью приставок (греческих числительных), которые указывают количество атомов Кислорода, приходящееся на один атом элемента (геми, моно, сескви-, ди-, гемипента-, трех-, гемигепта-, тетра-тому подобное). Сначала называют катион, а затем добавляют название аниона - оксид с соответствующим префиксом: NО₂ - азот диоксид; СrО₃ - хром триоксид; Р₂O₅ - дифосфор пентаоксид (фосфор гемипентаоксид; оксид фосфор (V)); N₂О₅ - динитроген пентаоксид (азот гемипентаоксид; азота (V) оксид) К₂О -дикалий оксид (калий гемиоксид; оксид калия).

Если элемент образует только один оксид, его называют просто оксидом, не отмечая степень окисления элемента: СаО - оксид кальция.

В названиях пероксидов применяют приставки пер- и супер. Например, ВаО₂ - пероксид бария, КО₂ - супероксид калия.

Методы добывания оксидов. Оксиды элементов образуются в результате нагревания простых веществ при наличии кислорода или воздуха; при разложении оснований, кислот, амфотерных гидроксидов, солей кислородсодержащих кислот; при обжиге сульфидов, фосфидов, сжигании горючих водородсодержащих соединений; при взаимодействии кислот-окислителей с металлами и неметаллами, солей некоторых металлов со щелочами, кислотами, оксидами и тому подобное. Приведем примеры реакций, по которым можно получить соответствующий оксид:

Чаще всего оксиды добывают непосредственным окислением элементов кислородом, термическим разложением оснований, кислот и солей, содержащих Кислород.

Примерами могут быть следующие реакции:

По своим физическим свойствам оксиды очень разнообразны. При обычных условиях большинство из них - твердые вещества, некоторые - газообразные или жидкие. Плотность, температуры плавления и кипения оксидов изменяются в достаточно широких пределах.

По химическим свойствам оксиды делятся на несолеобразующие и солеобразущие.

Несолеобразующие - это оксиды, которые не способны образовывать соли. Например: NO, CO, SiO (таких оксидов известно мало). Однако несолеобразующие оксиды участвуют в других реакциях, например

Солеобразующие - это оксиды, которые при определенных химических реакций способны образовывать соли

солеобразущие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называют оксиды, гидраты которых являются основаниями. К таким оксидам, как правило, относятся оксиды металлов (не все): Li₂О, Na₂О, К₂О, MgO, BaO, СаО и др. Основные оксиды способны реагировать с ангидридами кислот, кислотами, не реагируют с основными оксидами и основаниями. Большинство основных оксидов не вступает во взаимодействие с водой, с ней реагируют только оксиды щелочных и щелочно-земельных металлов с образованием щелочей.

Например, оксид кальция СаО реагирует по уравнению

Основные оксиды взаимодействуют с кислотами, амфотерными гидроксидами, кислотными и амфотерными оксидами с образованием солей:

По агрегатному состоянию основные оксиды - это твердые тела.

Кислотными называют оксиды, которые с водой образуют кислоты, поэтому их часто называют ангидридами. К кислотным оксидов относятся: N₂О₃, NO₂, N₂О₅, SО₃, СrО₃ тому подобное.

Оксиды типичных неметаллов имеют кислотный характер. К кислотным относятся также оксиды некоторых металлов, имеющие степень окисления 5 и более (V₂O₅, СrО₃, МnО₃, Мn₂О₇ и т.д.). Кислотные оксиды не взаимодействуют между собой и с кислотами, вступают в реакции с основными оксидами и основаниями.
Например:

В результате таких реакций образуются соли. Большинство кислотных оксидов реагирует с водой непосредственно. Например:

Кислотные оксиды существуют преимущественно в газообразном и жидком, иногда - в твердом состоянии.

Амфотерные оксиды одновременно проявляют свойства и кислотных, и основных оксидов: с кислотами или ангидридами реагируют как основные, с основными оксидами или основаниями - как кислотные.

К амфотерных оксидам относятся: Аl₂O₃, ZnO, Сr₂O₃, ВеО и тому подобное. Амфотерные оксиды образуют преимущественно металлы. Они, как и основные оксиды, при обычных условиях находятся в инертном состоянии, в воде не растворяются и непосредственно с ней не взаимодействуют. С кислотами и кислотными оксидами они взаимодействуют как основные. Такие амфотерные оксиды, как Аl₂О_з, Сг₂О_з, Ре₂О_з т.п., плохо растворяются в разбавленных растворах кислот, проявляют основные свойства при нагревании с концентрированными кислотами или сплавлении с солями типа NaHSO₄:

Амфотерные оксиды проявляют кислотные свойства при взаимодействии с водными растворами щелочей или сплавлении с оксидами, гидроксидами, углеродатами активных металлов:

Следует помнить, что некоторые амфотерные оксиды (Сr₂О₃, Аl₂О₃ т.д.) очень устойчивы против различных воздействий: они не растворяются ни в водных растворах щелочей, ни в кислотах. Перевести их в раствор можно только сплавление с твердыми щелочами, углеродатами, гидросульфатами.

Если металл образует несколько оксидов, то основными, как правило, бывают те из них, которые проявляют низкую степень окисления металла. Оксиды с промежуточными ступенями окисления металлов основном амфотерные, а оксиды металлов со степенями окисления 5-7 - почти всегда кислотные.

Так, марганец образует оксиды МnО, Мn₂O_з, МnO₂, (МnО_з) Мn₂О₇. Первые два из них - основные, МnO₂ - амфотерный, а два последних - кислотные.

 Основания

Основаниями называют соединения, в состав которых входят атом металла и гидроксильные группы (-ОН). Число гидроксильных групп в молекуле основания соответствует валентности металла и определяет кислотность основания. Например, NaOH - однокислотное основание, Са(ОН)₂- двухкислотное и т. д.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, основания - это электролиты, которые диссоциируют в растворе с образованием гидроксид-ионов ОН^-:

С химической точки зрения, для оснований характерно взаимодействие с соединениями кислотной природы.

Из-за наличия в составе основ гидроксид-ионов - активных доноров электронов эти соединения отвечают также определению понятия «основания» по Бренстеду. Согласно теории Бренстеда, основам свойственно связывания ионов Водорода.

По растворимости в воде основания делятся на растворимые и нерастворимые. Растворимые в воде основания называют щелочами.

По силе основания делятся на сильные (NaOH, КОН, Ва(ОН)₂, CsOH), средние (Mg(OH)₂, Са(ОН)₂) и слабые (Ві(ОН)_з).

Слабые основания и большинство средних плохо растворяются в воде. Растворимыми являются основания, образованные щелочными и щелочно-земельными металлами, ионом аммония.

По номенклатурным правилам IUPAC, вещества, содержащие ОН-группы, называют гидроксидами. Если элемент образует несколько гидроксидов, то в его названии отмечают степень окисления металла римской цифрой в скобках после названия гидроксида. Например: Сu (ОН) ₂ - гидроксид меди (I); Fe (OH) ₂ - гидроксид железа (II);Fe (OH) ₃ - гидроксид железа (III).

По другой распространенной номенклатурой гидроксиды, образованные одним металлом, различают с помощью префикса, который является греческим названием соответствующего числа. Например, Fe (OH)₂ - железа дигидроксид; Fe (OH)₃ - железа тригидроксид.

Добывают основания несколькими методами. Растворимые основания (щелочи) в производстве добывают электролизом водных растворов их солей (NaCl, КСl и т.д.), а также действием на растворы их углеродатов гашеной известью. Например:

В лабораторных условиях щелочи можно получить также действием на воду щелочными и щелочно-земельных металлами или их оксидами. Например, при взаимодействии металлического кальция или его оксида с водой происходят реакции, описываемые уравнениями

Нерастворимые основания добывают действием растворимых оснований на соли того металла, основание которого нужно добыть. Например, при взаимодействии раствора сульфата меди (II) с раствором гидроксида натрия образуется нерастворимое основание - гидроксид меди (II) по уравнению реакции

Примеры реакций, по которым образуются основания:

Основания характеризуются разной устойчивостью к нагреванию, что обусловлено разной прочностью связи атомов Кислорода с атомами металла и атомами Водорода в молекуле основания. Например, такие гидроксиды, как AgOH, Cu (OH) ₂ и Са(ОН)₂, разлагаются на оксиды и воду соответственно при комнатной температуре, температуры, превышающей 85 ° С, и при 580 ° С. Гидроксиды щелочных металлов кипят и перегоняются без разложения.

Химические свойства оснований. Все основания можно разделить на растворимые и нерастворимые в воде. Растворимыми являются основания, образованные щелочными, щелочноземельными металлами и ионом аммония. Растворы щелочей разъедают животные, растительные ткани, вызывают изменение окраски индикаторов. Основания взаимодействуют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, гидроксидами, солями:

Взаимодействие оснований с кислотами называют реакцией нейтрализации. Любая реакция нейтрализации сводится к взаимодействию ионов Н⁺ и ОН^- с образованием малодиссоциирующего электролита - воды:

Амфотерные гидроксиды. Амфотерными оксидам соответствуют амфотерные гидроксиды: Zn (OH)₂, Аl (ОН)₃, Сr (ОН)₃, Be (ОН)_2.

Амфотерными называют такие гидроксиды, которые во время диссоциации одновременно образуют ионы Водорода Н⁺ и гидроксид-ионы ОН^-.

Амфотерные гидроксиды не растворяются в воде. При взаимодействии с кислотами и кислотными оксидами они проявляют свойства оснований, а при взаимодействии с основаниями и основными оксидами - свойства кислот. Добывают амфотерные гидроксиды действием щелочей на соли соответствующих металлов, причем избыток щелочи должен быть незначительным:

Амфотерные гидроксиды, согласно кислотно-основной теорией, в зависимости от природы второго реагента могут быть как донорами, так и акцепторами ионов Водорода, то есть основным признаком амфотерных гидроксидов является их взаимодействие как с кислотами, так и с основаниями:

Названия амфотерных гидроксидов составляют подобно названию оснований.

  Кислоты

Кислотами называют соединения, в молекулах которых содержатся атомы Водорода, способные замещаться на атомы металла (или металлоподобную группу атомов) с образованием солей.

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислоты - это соединения, которые при диссоциации способны отщеплять катионы только одного типа - ионы Водорода:

Числом атомов Водорода в кислоте, способных замешиваться на металл, определяется основность кислоты. Так, НСl - одноосновная кислота, H₂SО₄ - двухосновная, Н₃РО₄ - трехосновная и т. д.

По силе кислоты делятся на три группы: сильные (HNO₃, H2SO₄, HI, НВr, НCl и т.д.), средние (Н₃РО₄, H₂SО₃ и др.) И слабые (Н₂СO₃, HCN, HNО₂, H2S и т.д.).

Часто кислоты разделяют по их окислительной способностb на кислоты- окислители (HNО₃, HNО₂, концентрированная H₂SО₄ и т.д.) и кислоты - неокислители (НСl, НВr, HI, Н₃РО₄, разбавленная H₂SО₄ и др.).

По составу кислоты делятся на безкислородные (НСl, H₂S, HCN) и кислородсодержащие (H₂SО₄, HNО₃, Н₃РО₄).

Часть молекулы кислоты после отщепления от нее иона Водорода называют кислотным остатком. Его валентность равна числу атомов Водорода в молекуле кислоты. Например, для кислот HNO₃, Н₂СO₃ и Н₃РO₄ кислотными остатками будут соответственно одновалентен нитрат-ион, двухвалентный углеродат-ион и трехвалентный фосфат-ион.

Номенклатура кислот. Названия кислородсодержащих кислот состоят из названий кислотообразующего остатка и слова кислота. При этом название кислоты, в которой элемент проявляет высшую степень окисления, имеет окончание -ная, -ивая (евая), овая. Со снижением степени окисления кислотообразующего остатка окончания кислот изменяются в такой последовательности: -оватая,-истая, -оватистая. Если элемент образует две кислоты, то название кислоты с низкой степенью окисления элемента имеет окончания -истая. Например: HNО₂ - азотистая кислота; HNО₃ - азотная кислота H₂SО₃- сернистая кислота; H₂SО₄ - серная кислота; НСlO - хлорноватистая кислота; НСlО₂- хлористая кислота; НСlО₃ - хлорноватистая кислота; НСlО₄ - хлорная кислота.

Если одному и тому же степени окисления элемента соответствуют две кислоты с различными основности, то название кислоты с более низкой основности имеет префикс мета-, с высшим - орто-: НРО₃ - метафосфатная, Н₃РО₄ - ортофосфатная.

Кислоты, названия которых происходят от анионов с суффиксом -ид, называют как бинарные соединения водород-иона, или название строят на основе аниона с окончанием -на и с добавлением слова кислота НСl - хлорид водорода или соляная кислота; H₂S - сульфид дигидрогена или сульфидная кислота, HCN - цианид водорода или цианидная кислота и др.

Некоторые кислоты имеют распространенные бытовые (тривиальные) названия, например НСl - соляная кислота.

Основные методы получения кислот. Кислоты добывают взаимодействием кислотных оксидов с водой, окислением простых веществ кислотами-окислителями или смесью кислот (НСl + HNО₃, HF + HNО₃), непосредственным соединением некоторых неметаллов с Водородом, взаимодействием солей с более сильными кислотами, активных неметаллов с водой и тому подобное. Примеры химических реакций образования кислот:

Химические свойства кислот. Главным, характерным признаком кислот является их способность к взаимодействию с основаниями с образованием солей. Кислоты также образуют соли при взаимодействии с основными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами, металлами:

Кислоты, как и основания, по-разному ведут себя при нагревании. Например, кислоты Н₂СО₃, H₂SО₃ и другие столь неустойчивы, что в свободном состоянии не добыты - известны только их водные растворы, а чтобы разложить H₂SО₄, НСl, H₂S и др. их следует нагреть до достаточно высокой температуры.

 Соли

Соли рассматривают как продукты полного или частичного замещения атомов Водорода в кислотах на атомы металлов, или как продукты полного или частичного замещения гидроксильных групп в основаниях на кислотные остатки.

С точки зрения теории электролитической диссоциации, соли - это вещества, которые при диссоциации распадаются на катионы металлов и анионы кислотных остатков:

Различают такие типы солей: средние, кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные.

Средние соли - это продукты полного замещения атомов Водорода на атомы металла в молекулах кислот (K₂SО₄, Na₂CО₃, К₃РО₄ т.д.).

Кислые соли - это продукты неполного замещения атомов Водорода на атомы металла в молекулах кислот (NaHCО₃, KHSО₄, Na₂HPО₄ т.д.).

Кислые соли можно получить неполной нейтрализацией многоосновных кислот основаниями, действием соответствующих кислот на средние соли, гидролизом солей, образованных слабыми многоосновными кислотами:

Кислые соли проявляют свойства кислот: незамещенный атом Водорода в них может замещаться с образованием нормальных солей. Например, действия на натрий гидроуглеродат NaHCО₃ щелочи NaOH реакция происходит по уравнению

Основные соли - это продукты неполного замещения гидроксильных групп в молекуле многокислотного основания или амфотерного гидроксида на кислотные остатки (Mg(OH)Cl, Zn(OH)Cl, (CuОH)₂S0₄ и т.д.).

Основные соли добывают неполной нейтрализацией многокислотных оснований или амфотерных гидроксидов кислотами, действием оснований на соль этой самого основания, гидролизом солей, образованных слабыми многокислотными основаниями:

Основные соли подобно основаниям способны реагировать с кислотами с образованием нормальных солей. Например, при действии на гидроксохлорид магния Mg(OH)Cl соляной кислоты НСl образуется магний дихлорид MgCl₂ по уравнению реакции

Двойные соли - это продукты замещения атомов Водорода в молекулах кислот на атомы двух металлов (KAl(SO₄)₂, KNaSO₄ т.д.).

Двойные соли можно получить нейтрализацией любой многоосновной кислоты двумя основаниями:

или при одновременной кристаллизации различных солей:

Смешанные соли - это средние соли, в молекулах которых атом металла соединен с двумя различными кислотными остатками.

Примером такой соли может быть хлорная известь - кальциевая соль соляной и хлорноватистой кислот:

В зависимости от природы соли могут реагировать с другими солями, кислотами, основаниями, ангидридами, металлами и веществами, с которыми они образуют новые соединения, например

Соли добывают многими способами, основные из них приведены ниже.

1. Взаимодействие кислот с основаниями (реакция нейтрализации) или амфотерными гидроксидами:

2. Взаимодействие кислот с основными и амфотерными оксидами:

3. Взаимодействие кислот с металлами (кислоты-неокислители взаимодействуют только с активными металлами с выделением водорода, кислоты-окислители - с активными и неактивными, кроме золота и некоторых платиновых металлов, без выделения водорода):

4. Взаимодействие кислот с другими солями

5. Взаимодействие кислотных оксидов с основными и амфотерными:

6. Взаимодействие кислотных оксидов с основаниями и амфотерными гидроксидами:

7. Взаимодействие кислотных оксидов с солями

Такие реакции происходят только в том случае, когда оксид, которым действуют на соль, менее летуч, чем тот, который образуется вследствии реакции.

8. Взаимодействие сильных оснований с амфотерными гидроксидами:

9. Взаимодействие оснований с солями

10. Взаимодействие солей с солями

11. Взаимодействие солей с металлами, имеют высокую активность, чем металлы, которые входят в состав солей:

12. Взаимодействие металлов с неметаллами:

13. Взаимодействие активных неметаллов с щелочами:

14. Термическое разложение солей:

15. Взаимодействие металлов, образующих амфотерные оксиды, с водными растворами щелочей:

По международным номенклатурным правилам, название соли состоит из названия металла и международнонр названия кислотного остатка.

Названия солей образуют так: первое слово - название аниона в именительном падеже, второе - название катиона соли в родительном падеже (для солей безкислородных кислот - с окончанием -ид, для кислородсодержащих - с окончанием -ит или -aт, например Na₂SО₄ - сульфат натрия, Ca (NО₃) ₂ - нитрат кальция, СuСl₂ - хлорид меди (II), FeS - сульфид железа (II), Cr₂ (SО₄) ₃ - сульфат хрома (III) и др.

Систематические названия анионов состоят из названий лигандов в алфавитном порядке, по которым идет название центрального атома с суффиксом -aт (указывают валентность): S0₄ ^2-- тетраоксосульфат (VI); SO₃^2-"- триоксосульфат ; РO₄^3- -тетраоксофосфат (V).

В названиях кислых солей к первому слову добавляют числительное, что соответствует числу незамещенным атомов Водорода в молекуле кислоты, и слово гидро-, например Na₂HPO₄ - натрий гидрофосфат, NaH₂PO₄ - натрий дигидрогфосфат. Аналогично названия катиона основной соли добавляют слово гидроксо-, например Bi (0H) (NO₃)₂ - гидроксодинитрат висмута (III) , Bi (OH) NO₃ - гидроксонитрат висмута (III) .

Двойные и смешанные соли следует называть так, чтобы по названию можно было установить их состав, то есть нужно указывать все простые ионы: Са (ОСl) Сl - кальций гипохлорит-хлорид, KNaSO₄ - калий-натрий сульфат.

 Гидролиз солей

Измерением pH водных растворов солей установлено, что значение водородного показателя часто бывают большими (щелочная среда) или меньшими (кислая среда), чем 7. Причиной этого является взаимодействие соли с водой, или процесс гидролиза. Гидролиз - взаимодействие ионов соли с водой, сопровождается изменением pH среды.

Содержание процесса гидролиза солей заключается в том, что ионы соли связывают составные части воды (Н⁺, ОН^- или оба эти ионы) с образованием малодиссоциированного электролита. Различают четыре типа гидролиза солей.

Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и сильными кислотами. Например, соли NH₄Cl, NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄, FeCl₂, FeCl₃, AlCl₃, CuSО₄, ZnCl2 гидролизуют по катиону. Гидролиз аммоний хлорида NH₄Cl происходит по реакции:

Реакция сопровождается увеличением концентрации ионов Водорода в растворе, поэтому увеличивается кислотность среды и уменьшается его pH.

Гидролиз солей многокислотных слабых оснований происходит ступенчато с образованием на промежуточных стадиях основных солей.
Например, в результате гидролиза хлорида  меди (II) по первой ступени образуется гидроксохлорид меди (II):

По  второй ступени  — гидроксид меди (ІІ):

 среда кислая

По первой ступени гидролиз происходит в гораздо большей степени. Это обусловлено тем, что СuОН⁺, который образуется по первой ступени, является слабым основанием по сравнению с Сu(ОН)₂, который образуется по второй ступени.

Гидролиз солей, образованных слабыми кислотами и сильными основаниями. Например, гидролиз солей таких кислот, как уксусная, ортофосфорная, сульфитная, угольная, сульфидная, происходит по аниону, который способен связывать ионы Водорода молекул воды с образованием слабой кислоты:
 

 среда щелочная

Сильно разбавленные растворы кислой соли гидролизуют дальше (по второй ступени):

Гидролиз по третьей ступени:

 среда щелочная

Гидролиз по первой ступени всегда происходит в значительно большей степени, чем последующие, поскольку анион кислоты имеет больший отрицательный заряд, чем ее кислые анионы, и поэтому крепче связывает Водород-ионы воды.

Гидролиз солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами. Такие соли гидролизуют одновременно по катиону и аниону. Например, гидролиз аммоний ацетата происходит по уравнению

Такие соли гидролизуют в большей степени по сравнению с двумя предыдущими типами солей. Это объясняют тем, что в результате реакции образуются два слабых электролитов.

Реакция растворов таких солей определяется соотношением сил слабых электролитов, образовавшихся. Она может приближаться к нейтральной, если константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания близки между собой.

Гидролиз может быть полным и необратимым. В частности, так гидролизуют сульфиды и углеродаты многозарядных катионов (Al³⁺, Fe^{3 +}, Сг^{3 +} и т.д.) слабых оснований:

Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами. К таким солям относятся прежде всего соли, катионами которых являются щелочные и щелочноземельные металлы, а анионами - остатки сильных кислот (Cl^-, Br^-, I^-, NO₃, SO₄^2- и т.д.). Эти соли не поддаются гидролизу, их ионы имеют небольшие заряды и значительные радиусы, поэтому они вызывают очень слабый поляризационный влияние на молекулы воды и не образуют с ионами Н ⁺ и ОН^- слабых электролитов. Не меняется также pH их растворов.

 Солеобразные бинарные соединения.
Металлиды (интерметаллиды)

Солеобразные бинарные соединения - это соединения, состоящие из двух элементов различной электроотрицательности и обнаруживают некоторые типичные признаки солей: способность к гидролизу, сходство кристаллических решеток с решетками солей и тому подобное.

К солеобразным бинарным соединениям относятся соединения металлов с неметаллами, в частности активных металлов с Азотом, углеродом, Фосфором, Кремния, например LiH - гидрид лития, СаН₂ - дигидрид кальция, Mg₃N₂ - динитрид три-магния, MgSi - силицид магния, СаС₂ - карбид кальция, Mg₃P₂ - фосфид магния. В воде эти соединения не растворяются, но расщепляются водой и кислотами.

Металлиды (интерметаллиды). Соединения, образующиеся при взаимодействии одного металла с другим, называют металлидами. Лучше взаимодействуют между собой металлы, которые по своим химическим свойствам отличаются друг от друга. К металлидам относятся также соединения металлов с некоторыми неметаллами (металлоподобные бориды, карбиды, нитриды и т.д.).

Металлиды обнаруживают металлические свойства: металлический блеск, электро- и теплопроводность и др. Устойчивость металлических соединений определяется химической природой их составляющих элементов. Чем больше различаются соответствующие металлы по электроотрицательности, тем более устойчивыми являются металлиды. Устойчивые металлиды имеют высокие температуры плавления, теплоту образования, повышенную электронную плотность в определенных местах кристаллической решетки и т.д. Металлиды зачастую не подлежат правилам валентности, например Cu₅Zn₈, Аl₆Мn, ТаВ₁₂. Межатомные связи в них преимущественно металлические.

По свойствам металлиды подобные металлам, но их тепло-, электропроводность и блеск значительно ниже, чем у настоящих металлов. По составу их разделяют на два вида: дальтониды и бертоллиды.

Соединения с постоянным составом называют дальтонидами. К ним относятся Mg₂Sn, NiSb, MgCuAl₂. Бертоллиды - это соединения с переменным составом: FeSb, NaPb₃ тому подобное.

Номенклатура металлидов своеобразна. Так, WC называют вольфрам монокарбида, Fe₃C - железа субкарбидом, FeSb - железа моностибидом, NaPb₃ - натрий триплюмбидом, LaB₆ - лантан гексаборид.

Названия некоторых металлидов состоят из названий отдельных металлов в именительном падеже: Mg₂Cu - магний-медь (2: 1), MgZn₅ - магний-цинк (1: 5), NiCo₄ - никель-кобальт (1: 4), MgCuAl₂ - магний-медь-алюминий (1: 1: 2), MgCu₂ - магний-медь (1: 2).

Между простыми веществами и их производными - оксидами, кислотами, гидроксидами, солями существует взаимосвязь, которая определяет возможность их взаимных превращений, иллюстрирует следующая схема:

Кроме приведенных реакций, которые отражают направления взаимных превращений неорганических соединений, есть много других путей преобразований одних соединений на другие.

Выделяют четыре важнейшие классы неорганических соединений: оксиды, кислоты, основания и соли.

Оксиды - бинарные кислородсодержащие соединения, в которых кислород проявляет отрицательную степень окисления (-2). По химическим свойствам оксиды делятся на несолеобразующие и солеобразующие. Несолеобразующие оксиды неспособны образовывать соли, солеобразующие - при определенных химических реакций образуют их соли. Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, кислотные и амфотерные.

Основными называют оксиды, гидраты которых являются основами, кислотными - оксиды, которые с водой образуют кислоты. Амфотерные оксиды одновременно проявляют свойства кислотных и основных.

Основания и оксиды - это противоположные по свойствам соединения. Взаимодействуя, они образуют соль и воду. Эту реакцию называют реакцией нейтрализации.

Основания - соединения, в состав которых входят атом металла и гидроксильные группы (ОН), это электролиты, диссоциируют в растворе с образованием гидроксид-ионов ОН^-.

Амфотерными называют такие гидроксиды, которые во время диссоциации одновременно образуют ионы Водорода Н⁺ и гидроксид-ионы ОН^-.

Кислоты - это соединения, содержащие в молекулах атомы Водорода, способные замещаться на атомы металла (или металловидную группу атомов) с образованием солей, при диссоциации они отщепляют катионы только одного типа - ионы Водорода.

Соли являются продуктами полного или частичного замещения атомов Водорода в кислотах на атомы металлов или продуктами полного или частичного замещения гидроксильных групп в основах на кислотные остатки. В зависимости от соотношения кислоты и основания различают средние, кислые и основные соли. Во время диссоциации соли распадаются на катионы металлов и анионы кислотных остатков. 

Между простыми и сложными веществами существует генетическая связь - при определенных условиях возможны взаимопревращения: из простых веществ можно получить оксиды, превратить их в основания или кислоты, а затем - в соли. И наоборот, соли можно превратить в кислоты и основания, а дальше - в простые вещества.

Водород

Водород - первый элемент в периодической системе (Z = 1). Его атом имеет простейшую строение: ядро, состоящее из одного протона, окруженного электронным облаком, содержащим один электрон. Электронная конфигурация атома Водорода 1s¹. При одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдает электрон), других - неметаллические (присоединяет электрон). Однако по свойствам он больше похож на галогены, чем на щелочные металлы. Поэтому его размещают в VII группе периодической системы элементов Д.И. Менделеева, а в первой группе символ водорода берут в скобки.

Водород (англ. - hydrogen, нем. - Wasserstoff m, Hydrogen n) - химический элемент VII группы периодической системы. Символ - Н, протонное число 1, относительная атомная масса - 1,0079.

Распространение в природе. Водород - самый распространенный элемент Вселенной, в природе он содержится в воде, во всех органических соединениях, в свободном состоянии - в некоторых природных газах. Его содержание в земной коре достигает 0,15% ее массы (с учетом гидросферы - 1%). Водород составляет половину массы Солнца.

Нуклиды водорода имеют собственные названия: ¹Н - протий (Н), ²Н - дейтерий (D), ³Н - тритий (Т). В природе водород встречается в основном в виде двух изотопов: протия (99,98%) и дейтерия (0,02%). Поэтому в обычной воде содержатся небольшие количества тяжелой воды.

Водород (Н₂) - бесцветный газ без запаха и вкуса, молекула которого состоит из двух атомов, самый легкий из всех известных газов.

Водород - один из основных компонентов всех природных органических соединений. Он реагирует с неметаллами, с металлами образует гидриды. Смесь водорода с кислородом (гремучий газ) взрывается при поджигании. Водород - восстановитель.
Сырье для промышленного получения водорода - газы нефтепереработки, природные газы, продукты газификации угля и др. Основные способы получения водорода: реакция углеводородов с водяным паром, неполное окисление углеводородов, конверсия оксида углерода (IV) , электролиз воды. Применяют для синтеза аммиака, метанола, в процессах гидрогенизации, при сварке и резке металлов и тому подобное. Водород - перспективное газообразное топливо. Дейтерий и тритий применяют в атомной энергетике.

В земной коре содержится около 1% по массе, или 17,25% атомов Водорода. Относительное содержание его в атмосфере увеличивается с высотой: на уровне моря - 0,00005% по объему, верхние же слои (более 100 км) состоят в основном из водорода. Свободный водород содержится в горючих газах, что выделяются из Земли. Он образуется при гниении и брожении органических веществ, поэтому содержится в кишечных газах человека и животных. Основная масса Водорода находится в связанном состоянии в виде различных соединений. Самой распространенной из них является вода, в состав которой входит 11,19% Водорода. Известно много соединений водорода с углеродом (углеводороды). Водород - нефти, каменного угля, некоторых минералов.

История. Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI - XVII вв. в начале становления химии как науки. Известный английский физик и химик Г. Кавендиш исследовал этот газ в 1766 и назвал его «горючим воздухом». При сгорании «горючий воздух» давал воду, но поддержание Г. Кавендишем теории флогистона помешало ему сделать правильные выводы. Французский химик А. Лавуазье вместе с инженером Ж. Менье, используя специальные газометры, в 1783 осуществили синтез воды, а затем ее анализ, разложив водяной пар раскаленным железом. Так было установлено, что водород входит в состав воды и может быть получен из нее. Русское название «водород» - дословный перевод латинского названия hydrogenium.

Добывание. В лабораторных условиях водород добывают несколькими способами.
1. Взаимодействие металла (цинка) с растворами соляной или серной кислоты (реакцию проводят в аппарате Киппа):

2. Электролиз воды. Для увеличения электропроводности воды в нее добавляют электролит, например NaOH, H₂SО₄ или Na₂SО₄. На катоде образуется 2 объема водорода, на аноде - 1 объем кислорода.

В промышленности водород добывают также несколькими способами.
1. По электролиза водных растворов КСl или NaCl - как побочный продукт.
2. Конверсионным способом (конверсия-преобразования). Сначала добывают водяной газ, пропуская водяной пар сквозь раскаленный кокс при 1000 ° С:

Затем оксид углерода (II) окисляют до углерод (IV) оксида пропусканием смеси водяного газа с избытком водяного пара над нагретым до 400 - 450 ° С катализатором:

Выделяющиеся углерод (IV) оксид поглощают водой. Этим способом добывают более 50% промышленного водорода.

3. Конверсия метана с водяной парой:

Реакция происходит при наличии никелевого катализатора при 1300°С. Этот способ позволяет применять природные газы и добывать дешевый водород.
4. Нагреванием метана до 350°С при наличии железного или никелевого катализатора:

5. Глубоким охлаждением (до -196 ° С) коксового газа. Во время такого охлаждения все газообразные вещества, кроме водорода, конденсируются.

Химические свойства. Молекула водорода состоит из двух атомов. Химическая связь в молекуле - ковалентная неполярная, так как образуется атомами с одинаковой электроотрицательностью (атомами одного вида). Совместная связующая электронная пара находится посередине между ядрами взаимодействующих атомов. Через обобщение электронов молекула водорода энергетически устойчива, чем отдельные атомы Водорода. Химическая связь в молекуле водорода прочная: чтобы разъединить все молекулы водорода в 1 моль простого вещества, нужно затратить энергию 436 кДж, поэтому активность молекулярного водорода при обычной температуре мала. Для разрыва связи молекулу нужно активировать - повышением температуры, электрической искрой, светом.

Взаимодействие с неметаллами. При поджигании или при наличии платинового катализатора водород реагирует с кислородом:

реакция происходит со взрывом.
Смесь 2 объемов водорода и 1 объема кислорода называют гремучим газом.
При нагревании водород взаимодействует с серой:

(сероводород)

а при нагревании при повышенном давлении и наличии катализатора (железо) - с азотом:

(аммиак)

С галогенами образует галогеноводороды:

реакция происходит со взрывом при любой температуре;

реакция происходит только на свету.

С углеродом взаимодействует в случае сильного нагрева:

(метан)

С щелочными и щелочно-земельными металлами реагирует с образованием гидридов:

Гидриды - солеобразующие твердые вещества, легко гидролизуются:

Взаимодействует с оксидами металлов (как правило, d-элементов), которые восстанавливаются до металлов:

Гидрирования (гидрогенизация) органических соединений. При действии водорода на ненасыщенные углеводороды при наличии никелевого катализатора и при повышенной температуре происходит реакция гидрирования:

Водород восстанавливает альдегиды до спиртов:
(уксусной альдегид) (этанол, или этиловый спирт).

Применение. Водород используют в синтезе аммиака NH₃, хлороводорода НСl, метанола СН₃ОН, для гидрокрекинга (крекинг в среде водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием природных масел получают твердый жир - маргарин. Жидкий водород применяют как ракетное топливо и как охладитель, поскольку он имеет самую высокую теплопроводность из всех газов. Смесь кислорода с водородом используют для сварки.

 Галогены

К p-элементам VII группы периодической системы относятся Фтор F, Хлор Сl, Бром Вг, Йод I и Астат At. Элементы имеют общее название галогены (буквально - «те, что рожают соли»), поскольку во время взаимодействия с металлами образуют типичные соли (KF, NaCl и т.д.).

Электронная конфигурация валентных подуровней атомов р-элементов VII группы соответствует формуле ns²np⁵.

На последнем энергетическом уровне атомы этих элементов имеют по семь электронов, один из которых является неспаренным. Этим объясняется сходство их свойств. Наличие одноэлектронной орбитали определяет характерную для всех элементов валентность I. В то же время атомы галогенов (кроме фтора) имеют вакантный nd-подуровень, орбитали которого также могут участвовать в образовании химических связей и увеличивать валентность атомов элементов в VII.

Молекулы галогенов двухатомные, неполярные. Все галогены являются неметаллами. В ряду F-Cl-Вr-I-At признаки неметалличности ослабляются: Фтор - типичный элемент неметалл, Астат- проявляет некоторые свойства элемента-металла. 

 Фтор

Название «фтор» (от греч.  - разрушение), предложенное А. Ампером в 1810 p., Используют только в восточнославянских языках; во многих странах принято название «флюор» (от лат. fluere - течь) через свойство соединения фтора - флюорита (CaF₂ снижать температуру плавления руды и увеличивать текучесть расплава.

Добыча. Источником для производства фтора является фторид водорода HF, что является продуктом взаимодействия серной кислоты H₂SО₄ и флюорита CaF₂, его также получают при переработке апатитов и фосфоритов.

Производят фтор электролизом расплава кислого флюорита калия , который образуется при насыщении расплава  фтороводородом до содержания 40 - 41% HF.

Хранение. Фтор хранят в газообразной состоянии (под давлением) и в жидком состоянии (при охлаждении жидким азотом) в аппаратах из никеля и сплавов на его основе (монель-металл), из меди, алюминия и его сплавов, латуни, нержавеющей стали.

Химические свойства. Наличие только одного неспаренного электрона на последнем энергетическом уровне атома приводит некое подобие Фтора к Водороду. Как и последний, Фтор в своих соединениях является одновалентным и образует двухатомные молекулы простого вещества.

Из всех элементов в свободном состоянии он является самым активным. Фтор непосредственно окисляет все простые вещества за исключением легких инертных газов (Не, Ne, Аг), кислорода и азота с образованием фторидов. Фторпроизводные кислорода
и азота можно получить косвенными способами. Вследствие высокой среди элементов электроотрицательности Фтор в своих сложных соединениях имеет степень окисления только -1. Он способен энергично окислять также много сложных веществ, в том числе и органические соединения. В струе фтора вспыхивают и горят такие материалы, как древесина и резина; даже асбест (силикат магния и алюминия) реагирует с ним, раскаляясь до белого цвета.

Применение. Газообразной фтор используют для фторирования UF₄ до UF₆, который применяют при разделении изотопов урана, а также для получения трифтористого хлора (фторирующий агент и сильный окислитель ракетного топлива), гексафторида серы SF₆ (газообразный изолятор в электротехнической промышленности), флюоритов металлов (например, W и V).

Жидкий фтор, жидкий фтор оксид, тетрафторгидразин и трифторид азота используют в качестве окислителя ракетного топлива (причем при сжигании последнего в среде различных топлив достигаются очень высокие температуры).

 Хлор

Хлор, символ  - химический элемент с протонным числом 17, относительная атомная масса 35,5. Название элемента происходит от грец. «хлорос»  - «зеленый».

Распространение в природе. Хлор довольно распространенный элемент. На его долю приходится 0,04% массы земной коры. В свободном состоянии в природе он не встречается, поскольку химически хлор очень активен. Самой распространенным природным соединением хлора является хлорид натрия NaCl, огромные количества которого растворены в водах морей, океанов и некоторых озер. Во многих местах натрий хлорид в виде минерала галита, или каменной соли, образует мощные залежи.

Кроме того, очень распространенными соединениями хлора является калий хлорид КСl и магний хлорид MgCl₂. Хлорид калия и хлорид натрия образуют минерал сильвинит KCl, NaCl, мощные месторождения которого есть в Украине (близ городов Калуш и Стебник), а хлорид калия и хлорид магния - минерал карналлит KCl-MgCl₂ • 6H₂O, большие залежи которого разрабатываются на Урале (Соликамск)

Физические свойства. Хлор - тяжелый газ желтовато-зеленого цвета с резким, удушливым запахом. При вдыхании очень раздражает слизистую оболочку и вызывает острый кашель, в больших количествах может даже привести к смерти. Под давлением около 6 атм хлор уже при обычной температуре сжижается в желтую тяжелую жидкость, которая при нормальном давлении кипит при -34 ° С, а при -102,4 ° С - замерзает в желтоватую кристаллическую массу. Сжиженный хлор хранят и транспортируют в стальных баллонах.
 В воде хлор растворяется хорошо. В 1 объеме воды при обычной температуре растворяется более 2 объема хлора. Раствор хлора в воде называют хлорной водой.

Химические свойства. Хлор относится к главной подгруппе VII группы периодической системы элементов Д.И. Менделеева. Имея на последнем энергетическом уровне семь электронов, его атомы легко отнимают валентные электроны от атомов других элементов и превращаются в отрицательно заряженные одновалентные ионы . Тем самым проявляются его резко выраженые окислительные свойства, по которым хлор уступает только фтору и примерно равноценен кислороду. Из-за большого сродства его атомов к электрону хлор непосредственно соединяется со всеми металлами и большинством неметаллов, причем со многими металлами он реагирует очень энергично, с выделением тепла и света. Например, если в наполненный хлором цилиндр внести растертую в порошок сурьму, она вспыхнет и сгорит с образованием густого белого дыма трихлорида сурьмы SbCl₃:

Предварительно нагретые кальций, железо, медь и другие металлы тоже энергично сгорают в хлоре с образованием соответствующих хлоридов. Например:

Зажженный на воздухе красный фосфор продолжает энергично гореть в среде хлора

С водородом при обычной температуре хлор реагирует очень медленно, а при нагревании и под воздействием солнечного света - достаточно быстро, даже со взрывом:

При высокой температуре хлор может отнимать водород от различных органических соединений. Зажженная свеча продолжает гореть в среде хлора с выделением большого количества копоти, потому что с хлором сочетается только водород, входящий в состав вещества свечи, а углерод выделяется в виде копоти.

Добыча. В лабораторных условиях хлор чаще всего получают взаимодействием соляной кислоты НСl с марганец диоксидом МnO₂:

В промышленности его добывают электролизом водного раствора хлорида натрия NaCl, который в водном растворе диссоциирует на ионы Натрия и Хлорa. К катоду поступают катионы Натрия и Водорода, к аноду - аниона Хлора и гидроксида. Катионы Водорода восстанавливаются легче, чем катионы Натрия, а анионы Хлора окисляются легче, чем анионы гидроксида, поэтому на катоде выделяется водород, а на аноде - хлор. Электродные реакции можно записать следующей схеме:

катионы Натрия и анионы гидроксида накапливаются в растворе, и следовательно, образуется гидроксид натрия NaOH.

Применение. В технике хлор применяют очень широко. Значительные количества его используют для производства соляной кислоты НСl, хлорной извести Са(ОСl)Сl, которой обеззараживают (хлорируют) питьевую воду. В металлургии хлор применяют для хлорирования руд в производстве ряда цветных и редких металлов - титана, ниобия, тантала и других, которые получают в виде хлоридов, а затем электролизом добывают чистые металлы. Много хлора потребляет химическая промышленность для получения различных хлорорганических соединений, используемых для борьбы с вредителями и сорняками в сельском хозяйстве, для изготовления различных красителей, синтетического каучука, пластмасс и т.

 Бром

Бром, символ Вr - химический элемент с протонным числом 35, относительная атомная масса 79,904. Красно-бурая жидкость с резким запахом. Кларк - 1,6 и 10^-4% по массе. Проявляет валентность от 1 до 7.

Добыча. Бром открыл в 1825 французский химик А. Ж. Балар, в ходе исследования отработанных растворов после кристаллизации из них соли из соляных источников. С помощью хлорирования и экстрагирования эфиром он выделил неизвестную красно-бурую вещество, которое впоследствии была идентифицирована как бром.

Поскольку в природе галогены случаются практически только в виде галогенидов, то добывания простых веществ этих элементов заключается в окислении их природных соединений.

Бром добывают из морской воды, воды соляных озер, отходов калийного производства и подземных буровых вод окислением бромидов, которые в них содержатся, хлором с последующей отгонкой брома Вr₂ струей водяного пара и воздуха:

Бром входит в состав минералов: бромаргирита AgBr, эмболита Ag (Cl, Вг). В природе находится в рассеянном состоянии, спутник хлора. Легко выщелачивается. Содержится в морской воде (0,065% по массе), рассолах соляных озер (до 0,2%), подземных рассолах, связанных с соляными и нефтяными месторождениями. Изоморфные примеси брома есть в каменной соли, cильвине, карналлите, бишофите.

Химические свойства. По химической активности бром уступает хлору, но является довольно эффективным окислителем. При взаимодействии с металлами и неметаллами образует бромиды. Бром непосредственно не реагирует только с кислородом, азотом, углеродом и инертными газами. Ослабление окислительной способности в ряду галогенов можно проиллюстрировать с их реакциями с водородом. Взаимодействие фтора с водородом происходит со взрывом даже в темноте и при очень низкой температуре. Хлор с водородом реагирует энергично, но начало реакции надо инициировать нагревом или облучением. Бромоводород НВr из простых веществ брома и водорода образуется довольно медленно и только при нагреве. Реакция же йода с водородом требует повышенной температуры, при которой значительная часть  снова разлагается на исходные вещества, то есть взаимодействие не идет до конца, в системе устанавливается равновесие.

Применение. Бром применяют в производстве фотоматериалов, броморганических соединений, красителей, фармацевтических препаратов. Бромная вода - насыщенный раствор Вr₂ в воде (3,5% по массе Вr₂) является окислителем и бромирующим агентом. Бромид серебра, который добывают взаимодействием брома с серебром или AgNO₃ с КBr или НВr, широко используют как компонент светочувствительного слоя фотобумаги, кино- и фотопленок.

Бромпроизводные органических веществ применяют как растворители (например, бромоформ СНВr₃), для изготовления ароматных веществ в парфюмерии, кислотно-основных индикаторов, инсектицидов и тому подобное.

Йод

Йод, символ I - химический элемент с протонным числом 53, относительная атомная масса 126,9045. Его случайно открыл французский ученый Б. Куртуа, в 1811 году, пытаясь разработать технологию производства поташа из золы морских водорослей, который выделялся в виде фиолетового дыма под действием серной кислоты на эту золу. После проведения специальных исследований Б.Куртуа заявил об открытии нового элемента.

Это кристаллы черно-серого цвета с металлическим блеском. Йод плохо растворим в воде, растворяется в спиртах и ​​йодитах. Очень рассеянный элемент, его Кларк составляет 4•10^-6%. Наибольшие концентрации йода в нефтяных водах (3•10^-3%) и морской воде (0,06 мг/мл). Собственно йодных минералов мало. Самые известные из них - лаутарит Са (IО_З)₂ и йодаргирит Agl. Минералы йода легкорастворимые, поэтому он легко выщелачивается из горных пород, переносится в моря, где частично накапливается в водорослях ламинариях. Кристаллы йода при нагревании образуют фиолетовые пары с запахом, подобным запаху хлора. Окислительная способность йода меньше, чем брома, поэтому с многими элементами он непосредственно не взаимодействует, а с некоторыми реагирует только при повышенных температурах.

Добыча. Йод в чистом виде не встречается, только в составе солей, которые называют йодидами. Они в большом количестве содержатся в морской воде, откуда и добывают этот элемент.

Применение. Применяют йод и его соединения в медицине как антисептик, в аналитической химии, фотоделе, в производстве красителей и тому подобное.

Распространенной соединением является КI, который применяют в качестве лекарственного средства в медицине и ветеринарии, реактив в йодометрии, примесь для увеличения растворимости йода в воде и полярных растворителях. Соли Agl и РbI₂ инициируют
выпадение искусственного дождя или снега с грозовых облаков.

Йод выполняет важную биологическую функцию. Как микроэлемент он нужен человеку для нормального функционирования щитовидной железы, где в малых количествах входит в состав гормона тироксина, который производит щитовидная железа.

 Aстат

Астат, символ At- неметаллический радиоактивный химический элемент с протонным числом 85, относительная атомная масса 210. Относится к галогенам, в природе встречается очень редко. Этот крайне нестабильной элемент имеет много изотопов. В поверхностном слое земной коры толщиной 1,6 км содержится около 70 мг астата.

Подгруппа кислорода

К элементам VI группы главной подгруппы периодической системы относятся типичные элементы - Кислород О, Сера S, Селен Se, Теллур Те и Полоний Ро.

Эти элементы называют халькогенами (от греч. Халькт - медь и генезо - рожденный). Это обусловлено тем, что большинство медных руд состоит из соединений, содержащих Кислород или Серу. Халькогены относятся к р-элементов. На валентных подуровнях атомов VI группы размещено 6 электронов: электронная конфигурация валентных подуровней атомов в основном состоянии ns²np⁴:

Вследствие использования неспаренных электронов элементы в своих соединениях проявляют характерную для них валентность 2. Она может расти в случае образования донорно-акцепторных связей. Например, ионы гидроксония Н₃О⁺.

У атома Серы появляется свободный З d подуровень, орбитали которого также способны участвовать в образовании химических связей, вследствие чего его валентность может расти до 6.

Для атомов p-элементов VI группы характерно присоединение электронов для завершения np-подуровня и образования устойчивой электронной конфигурации следующего инертного газа ns²np⁶. Это определяет характерный для них степень окисления -2 в соединениях с менее электроотрицательными элементами.

Все элементы VI группы главной подгруппы периодической системы в соединениях с металлами и Водородом проявляют степень окисления -2, с Кислородом и другими активными металлами составляет +4, +6. Кислород с Фтором как более электроотрицательным элементом проявляет степень окисления +2.

В ряду О-S-Se-Те-Ро растут радиусы атомов, что характерно для групп p-элементов, ослабляются неметаллические и усиливаются металлические свойства. Например, кислород, сера - типичные неметаллы, теллур - неметалл, но имеет металлический блеск и проводит электрический ток, а Полоний уже имеет металлическую кристаллическую решетку и относится к металлам.

Кислород и его соединения

Кислород - самый распространенный элемент на Земле. Почти все элементы образуют с ним множество химических соединений. Кислород входит в состав большинства природных неорганических и органических веществ. Известно более 1000 минералов, содержащих Кислород. В свободном состоянии Кислород в виде простого вещества кислорода есть в атмосфере (около 21% по объему). Кислород воздуха расходуется на поддержание процессов горения, дыхания, гниения, ржавления и одновременно постоянно образуется благодаря жизнедеятельности зеленых растений в процессе фотосинтеза:

Добыча. Основными промышленными методами добывания кислорода является выделение его из воздуха с помощью сжижения последнего и фракционной дистилляции, а также электролиз воды (кислород высокой степени чистоты). В процессе электролиза на катоде выделяется водород, на аноде - кислород.

Кислород хранят и транспортируют под давлением 15 МПа в стальных баллонах.

Лабораторные методы получения кислорода основаны на разложении богатых им, но относительно неустойчивых химических соединений. Например: термическое разложение калий хлората (бертолетовой соли), калия перманганата, калий нитрата, разложения водород пероксида в присутствии катализатора МnO₂ т.д.:

Физические свойства. Молекула кислорода О2, имеет ковалентную неполярную связь, поэтому является типичным газом. Газообразный кислород бесцветный, не имеет ни запаха, ни вкуса, в жидком и твердом состояниях имеет бледно-синюю окраску. В воде растворяется плохо (в 100 объемах воды при температуре 20 ° С - около 3 объемов кислорода).

На Земле обнаружено три стабильных нуклида Кислорода 160 (99,76%), 170 (0,04%) и 180 (0,20%). Искусственно получены три радиоактивные изотопа Кислорода, период полураспада которых не превышает десятков секунд.

Кислород имеет аллотропную модификацию - озон О₃.

Химические свойства. Кислород химически высокоактивный и относится к типичным окислителям. Он взаимодействует с большинством простых веществ, с металлами и неметаллами с образованием оксидов, в которых проявляет степень окисления -2:

Кислород непосредственно не реагирует с благородными газами, некоторыми металлами (золотом, платиной) и галогенами.

При определенных условиях он реагирует со сложными веществами с образованием оксидов элементов или простых веществ:

Если вещества взаимодействуют с кислородом энергично (с выделением теплоты, света), то такой процесс называют горением. Медленное окисление органических веществ с участием кислорода - тление, окисления металлов (ржавление).

 Озон

Озон О₃ - аллотропная модификация кислорода. Он образуется из газообразного кислорода под действием электрического разряда или ультрафиолетового излучения. В атмосфере озон образуется при грозовых разрядах. В стратосфере Земля окружена тонким слоем озона, который играет очень важную роль в природе. Озоновый слой задерживает опасное для живых существ жесткое коротковолновое ультрафиолетовое солнечное излучение. Однако хозяйственная деятельность человечества часто вызывает его разрушение.

Хотя в состав молекул и кислорода, и озона входит один и тот же элемент - Кислород, они резко отличаются по свойствам. Озон - ядовитый газ с резким характерным запахом. Химически он активнее кислорода и более сильный окислитель. Окисляет органические вещества, металлы, в том числе серебро, золото, платину:

Из раствора йодида калия вытесняет свободный йод, тогда как с кислородом такая реакция невозможна:

Иногда продуктами реакций с участием озона являются озониды:

Применение. Кислород широко используют в производстве чугуна, стали, азотной и серной кислот. Процесс изготовления стали невозможен без кислорода. 

Более 60% всего промышленного кислорода использует металлургия. В смеси с ацетиленом кислород применяют для сварки и резки металлов, поскольку температура пламени достигает 3000 ° С. Жидкий кислород применяют как окислитель ракетного топлива. Кислород используют в медицине, при выполнении работ в условиях, где затрудненное дыхание (подземные, подводные, высотные, космические и т.д.).

Применение озона основано на его сильном окислительном и стерилизационном действии. Под его влиянием погибают не только бактерии, но и грибки и вирусы.
Им обрабатывают питьевую воду, дезинфицируют воздух, применяют для устранения неприятных запахов в помещениях и тому подобное.

 Сера и ее соединения

Среди элементов VI группы главной подгруппы периодической системы после Кислорода наибольшее значение имеет Сера. Этот элемент значительно распространен в природе в виде различных соединений (железный колчедан, или пирит FeS₂, свинцовый блеск PbS, цинковая обманка ZnS, киноварь HgS, гипс CaSО₄•2H₂О, глауберова соль, или мирабилит Na₂S0₄•10H₂О. горькая соль MgS0₄•7H₂О т.д.) , а также самородной серы. .

Соединения серы содержатся в горючих ископаемых (нефти, примеси сероводорода - в природном газе). В виде сульфатов Сера встречается в морской воде, а также входит в состав биологических тканей всех растительных и животных организмов.

Добывание. В промышленности серу добывают преимущественно из месторождений самородной серы. Этот процесс основывается на ее легкоплавкости и относительно небольшой удельной плотности. Для этого под землю трубами нагнетают перегретый водяной пар (170 ° С) и сжатый воздух. Расплавленная сера собирается в углублении под трубами, а горячий воздух, который нагнетается в скважину, вспенивает ее и выносит на поверхность.

Серу можно добывать разложением пирита при температуре 600 ° С:

Физические свойства. Сера образует несколько аллотропных кристаллических модификаций: ромбическую, или так называемую -серу, моноклинную, или -серу, и пластическую или каучукоподобную. Наиболее распространена первая модификация. Ромбическая сера состоит из молекул S₈. Это твердое вещество желтого цвета, не растворимое в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде CS₂.

 Пластическая сера состоит из макромолекул S_n, содержащие много тысяч атомов серы. Ее можно получить, вылив расплавленную серу в холодную воду. Это вещество коричневого цвета, очень эластичное. Известно четыре природных нуклида серы ³²S (95,08%), ³³S (0,7%), ³⁴S (4,2%), ³⁶S (0,02%).

Химические свойства. Сера - активный неметалл. Уже при комнатной температуре она способна окислять большинство активных металлов и ртуть с образованием сульфидов со степенью окисления Серы -2. При нагревании окисляет и другие простые и сложные соединения, реагирует с галогенами (кроме йода), фосфором, углеродом, водородом:

В отличие от Кислорода Сера может окисляться различными окислителями и приобретать характерные для нее положительных степеней окисления.

При сгорании на воздухе или в кислороде образует оксид серы (IV) , а также частично оксид серы (VI):

Серу можно окислять концентрированными серной или азотной кислотами при нагревании:

Сера способна к реакциям диспропорционирования. Например, при кипячении в горячих растворах щелочей:

Сера непосредственно окисляется всеми галогенами (Г) за исключением йода:

Сероводород, сульфиды

Сероводород является аналогом воды. Его структурная формула

 

В образовании связей молекулы H₂S участвуют два р-электроны внешнего валентного слоя атома Серы. Молекула H₂S полярная, потому что имеет угловую форму. Сероводород является ковалентным соединением.

При обычных условиях сера с водородом не реагирует, а при нагревании происходит обратимая реакция образования сероводорода:

Сероводород встречается в залежах нефти, природного газа, водах минеральных источников.

При обычных условиях сероводород H₂S - бесцветный газ с характерным неприятным запахом тухлых яиц. Этот газ - сильный яд. При вдыхании больших его количеств он реагирует с гемоглобином крови и парализует дыхательный нервный центр, что приводит к смерти.

При обычных условиях сероводород хорошо растворим в воде (в 1 объеме воды растворяется 2,5 объема сероводорода).

Водный раствор сероводорода H₂S является слабой двухосновной кислотой:

Средние (нормальные) соли сульфидной кислоты называют сульфидами (например, Na₂S - сульфид натрия), кислые соли - гидросульфидами (например NaHS - гидросульфид натрия).

Подавляющее большинство сульфидов практически не растворимый в воде. Растворимыми являются только сульфиды щелочных металлов и аммония, а также гидросульфиды.

Сероводород горит в воздухе:

при недостатке кислорода -

Сероводород - сильный восстановитель:

Он энергично реагирует с растворами галогенов:

Оксид серы (IV)

Оксид серы (IV) или сернистый газ, SО₂ - бесцветный газ с резким удушливым запахом, который в случае охлаждения легко сжижается.

Добывают выжиганием сульфидов металлов, пирита, сжиганием элементарной серы:

В лабораторных условиях SО₂ удобно добывать из сульфитов по реакции

или сжиганием серы.
Оксид серы (IV) образуется также во многих других реакциях, в частности во время восстановления концентрированной серной кислоты малоактивными металлами, например медью:

Молекула SO₂ имеет угловую форму с валентным углом 119,5 °, что соответствует sp²-гибридизации валентных орбиталей атома Серы.
Структурная формула молекулы SO₂:

SO₂ хорошо растворяется в воде (36 объемов SO₂ в 1 объеме воды при температуре 20 ° С) с частичным образованием сернистой кислоты:

Сернистая кислота - двухосновная кислота средней силы:

Она образует два ряда солей: нормальные сульфиты (Na₂SО₃ - сульфит натрия ) и кислые гидросульфиты (NaHSО₃ - гидросульфит натрия ).

Сернистая кислота и ее соли являются сильными восстановителями. Они практически мгновенно окисляются перманганатом калия, дихроматом калия, пероксидом водорода, галогенами и другими сильными окислителями, например

Оксид серы (VI). Серная кислота. Сульфаты

Оксид серы (VI) SО₃ при обычных условиях - бесцветная жидкость при температуре 17 ° С - затвердевает.  

В промышленности SО₃ добывают каталитическим окислением оксида серы (IV) кислородом воздуха при температуре 440 ° С и наличии катализатора

Молекула SО₃ неполярна, имеет плоскостную строение с валентными углами 120 °, что соответствует sp²-гибридизации валентных орбиталей атома Серы.

Оксид серы (VI) очень бурно реагирует с водой с выделением большого количества теплоты и образует при этом серную кислоту:

Безводная (100% -ная) серная кислота при обычных условиях - бесцветная маслянистая жидкость. В водных растворах H₂SО₄ - сильная двухосновная кислота:

Вследствие большой разницы между константами диссоциации серная кислота образует два типа солей: нормальные сульфаты (Na₂SО₄ - сульфат натрия) и кислые гидросульфаты (NaHSО₄ - гидрогенсульфат натрия).

Добыча. В промышленности серную кислоту добывают контактным и нитрозным методами.

Контактный метод. В основу метода положен реакцию окисления оксида серы (IV) кислородом до SO₃ в присутствии катализатора на основе оксида ванадия (V) V₂0₅. Оксид серы (VI) SO₃ поглощают концентрированной серной кислотой. Если вместо кислоты взять воду, то газообразный SO₃ сначала будет реагировать с водяным паром и H₂SО₄ образуется в виде тумана, что не целесообразно. Раствор SО₃ в H₂SО₄ имеет техническое название олеум. В олеуме содержится 20 - 65% SO₃. Чтобы получить концентрированную H₂SО₄, олеум смешивают с серной кислотой низкой концентрации.

Нитрозный метод. Этот метод извлечения серной кислоты основывается на окислении SO₂ оксидом азота (IV) NO₂ при наличии воды:

Оксид азота (II) NO, образующийся снова окисляют до NO₂ и возвращают в реакцию:

Процесс проводят в специальных башнях, в результате получают ~ 76% раствор H₂SO₄. Эта кислота в отличие от кислоты, полученной контактным методом, содержит примеси, поэтому ее используют для изготовления удобрений.

Химические свойства. Серная кислота сильная и имеет все свойства, характерные для кислот. Она является сильным окислителем.

Металлы, размещенные в ряду электрохимических потенциалов до водорода, реагируя с разбавленным раствором серной кислоты, вытесняют водород:

Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами в зависимости от их активности. При нагревании она окисляет даже малоактивные металлы (Cu, Ag, Hg), кроме Аu и Pt.

Продукты восстановления концентрированной H₂SO₄ могут быть различными в зависимости от активности металла и условий проведения процесса. В случае взаимодействия с малоактивнимы металлами (Cu, Ag, Hg) концентрированная H₂SO₄ восстанавливается до SO₂:

С активными металлами образуется элементарная сера или H₂S:

При контакте с концентрированной H₂SО₄ на поверхности многих металлов образуются защитные оксидные или солевые пленки, которые тормозят дальнейшее течение процесса окисления. Такое явление называют пассивацией. Именно поэтому многие металлы практически не растворяется в концентрированной H₂SO₄, хотя при нагревании скорость реакций растворения обычно растет.

Концентрированная серная кислота как сильный окислитель окисляет простые и сложные вещества:

Как сильная нелетучая кислота H₂SО₄ вытесняет другие кислоты из сухих солей:

Качественная реакция на сульфат-ион. Большинство солей серной кислоты растворимы в воде, но соли кальция и свинца малорастворимые, а сульфат бария - практически не растворим в воде и кислотах. Это свойство BaSО₄ используют для качественного определения сульфат-иона:

Выпадает белый не растворимый в воде и кислотах осадок BaSО₄.

Применение. Около половины производимой серы идет на изготовление серной кислоты. Серу применяют для борьбы с болезнями растений, как вулканизатор в резиновой промышленности, как компонент взрывчатых веществ, черного пороха, для изготовления спичек и тому подобное.

Сульфатную кислоту используют для производства минеральных удобрений. С помощью H₂SО₄ очищают нефтепродукты, добывают соли, кислоты, взрывчатые вещества, краски, лекарственные средства, поверхностно-активные вещества. Ее применяют для кислотного травления металлов, как электролит в свинцовых аккумуляторах и других электрохимических системах.

***

Элементы VI группы главной подгруппы периодической системы (кислород О, сера S, Селен Se, теллур То, Полоний Ро) называют халькогенами. Они являются p-элементами. На валентных подуровнях атомов VI группы размещено по 6 электронов. Электронная конфигурация валентных подуровней атомов в основном состоянии ns²np⁴. Кислород в соединениях проявляет степень окисления -2 (кроме OF₂), другие элементы не только -2, но и +4 и +6. Это объясняется наличием вакантных d-орбиталей. Все элементы VI группы главной подгруппы периодической системы в соединениях с металлами и водородом проявляют степень окисления -2, с кислорода и другими активными металлами - +4, +6.

В ряду О-S-Se-Те-Ро растут радиусы атомов, неметаллические и окислительные свойства ослабляются, а металлические и восстановительные усиливаются.

Элементы этой подгруппы образуют водородсодержащие соединения типа Н₂R. H₂S является сильным восстановителем.

В кислородсодержащих соединениях элементы имеют степени окисления +4, +6, соответствующие оксидам  и сернистая кислота проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Серная кислота - сильная двухосновная кислота, образует соли двух типов: сульфаты и гидросульфаты. Концентрированная серная кислота реагирует со многими металлами, расположенных в ряду электрохимических потенциалов после водорода. Разбавленный раствор серной кислоты реагирует с металлами, расположенными в ряду электрохимических потенциалов до водорода.

Подгруппа азота

К элементам V группы главной подгруппы периодической системы относятся Азот N, Фосфор Р, Мышьяк As, Сурьма Sb и Висмут Вi. Это p-элементы. На валентных подуровнях атомов V группы размещено по 5 электронов. Электронная конфигурация валентных подуровней атомов в основном состоянии ns²np³, что соответствует такой схеме:

Во внешнем валентном слое атомов элементов V группы главной подгрупы есть по три одноэлектронные орбитали, которые способны образовывать три ковалентные связи. Однако в образовании связи может участвовать также неразделенная электронная пара, а в случае элементов, размещенных после Азота, и свободные nd-орбитали. Азот образует четвертую ковалентную связь по донорно-акцепторному механизмом. Например, в ионе аммония NH₄⁺.

В отличие от Азота, остальные атомы p-элементов V группы имеют nd-подуровень, вакантные орбитали которого способны участвовать в образовании дополнительных ковалентных связей, поэтому их число может возрастать до 5.

Азот по электроотрицательности уступает только Фтору и Кислороду. В соединениях с менее электроотрицательными элементами он приобретает негативные степени окисления, а с Кислородом и Фтором - положительных (до +5). Стойкой является степень окисления 0, объясняющаяся особенностями строения молекулы N₂, в которой атомы соединены между собой прочной тройной связью. Атом Фосфора имеет большие размеры и меньшую электроотрицательность, поэтому низкая степень его окисления -3 становится менее устойчивой по сравнению с Азотом, а стойкой является высшая степень окисления +5. В соединениях Фосфора с более электроотрицательными элементами возможны также другие положительные степени окисления, прежде всего +1 и +3.

В ряду N - P - As - Sb - Ви увеличиваются радиусы атомов, уменьшается устойчивость неметаллических форм простых веществ и растет устойчивость металлоподобных (Азот - типичный неметалл, Висмут - типичный металл), слабеют кислотные и усиливаются основные свойства оксидов и гидроксидов элементов.

 Азот и его соединения

Азот - типичный неметалл. Конфигурация валентных подуровней его атома в основном состоянии 2s²2p³:

В образовании химических связей кроме трех одноэлектронных 2р-орбиталей атома Азота может участвовать также двухэлектронная 2s-орбиталь, в результате чего его валентность составляет IV.

Молекула азота N₂ двухатомная, неполярная, имеет малый размер и низкую способность к поляризации. Атомы в молекуле азота соединены тройной ковалентной связью, который является уникальной. Нет других двухатомных молекул, построенные из одинаковых атомов, где бы связь подобного типа реализовалась и была такой прочной. 

Для соединения двух атомов азота в молекулу каждый из них использует по три одноэлектронные 2р-орбитали:

Это возможно, когда две р-одноэлектронные орбитали каждого атома образуют связь, а две другие р-орбитали с такими же одноэлектронных орбиталями партнера сочетаются с типу:

Образование молекулы N₂ сопровождается выделением значительного количества теплоты, поэтому она очень устойчива.
 Азот с менее электроотрицательными элементами образует многочисленные соединения, в которых проявляет степени окисления -3, -2, -1, с более электроотрицательными элементами (Фтор, Кислород) степени окисления Азота составляют 1, +2, +3, +4, +5 . К важнейшим соединеням Азота относятся кислородсодержащие соединения: оксиды, кислоты, соли.

Физические свойства. Азот - бесцветный газ без запаха, вкуса, легче воздуха. Он плохо растворяется в воде (при нормальных условиях в 100 объемах воды - 2,35 объема азота).

Азот в природе преимущественно случается в свободном состоянии. В воздухе его содержание составляет (по объему) около 78%. Азот входит в состав белков животного и растительного происхождения, содержится в минералах (чилийская селитра NaNO₃, индийская селитра KNO₃)

Природный азот состоит из двух стабильных нуклидов: ¹⁴N (99,64%) и ¹⁵N (0,36%).

Добыча. В промышленности азот добывают фракционной дистилляции сжиженного воздуха. Хранят его в черных стальных баллонах под давлением 150 МПа.

В лаборатории азот добывают термическим разложением аммониевых солей:

Химические свойства. Устойчивость молекул азота N₂ во многом определяет особенности его химических свойств.

При комнатной температуре азот непосредственно реагирует только с литием:

При нагревании он взаимодействует с другими металлами и некоторыми менее электроотрицательными неметаллами с образованием нитридов, в которых имеет степень окисления -3:

Вследствие высокой термической устойчивости азота он не горит и не поддерживает горение. При высоких температурах, давлении и наличии катализаторов он взаимодействует с водородом, кислородом, углеродом и другими веществами, например

В своих соединениях может иметь степени окисления -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5.

  Аммиак

Азот образует с водородом несколько соединений. Важнейшим из них является аммиак:

Реакция синтеза аммиака экзотермическая, поэтому смещение равновесия в сторону образования конечного продукта способствуют повышению давления в системе и снижение температуры.

Синтез аммиака проводят при наличии губчатого железного катализатора при температуре 400 - 500 ° С и давлении 30 - 32 МПа.

Трубчатая колонна синтеза аммиака - это стальной вертикальный цилиндр с внутренним диаметром 1,0 - 2,8 м, высотой 12 - 20 м. Реакционная смесь, которая образуется в контактном аппарате, содержит 14 - 20% аммиака. Во время  ее охлаждения аммиак конденсируется, его отделяют, а азотоводородную смесь снова возвращают в колонну синтеза, смешивая со свежими порциями азота и водорода.

В лаборатории аммиак добывают из солей аммония:

При обычных условиях аммиак NH₃ - бесцветный, легче воздуха газ с удушливым запахом. Он токсичен, раздражает слизистые оболочки, а острое отравление приводит к поражению глаз и легких.

Молекула NH₃ имеет форму тригональной пирамиды с атомом азота при вершине (sp³-гибридизований состояние атома азота):

Четвертая вершина тетраэдра, созданная орбиталями атома азота, занята неподеленной парой электронов. Молекула NH₃ - донор электронной пары, полярная.

Аммиак очень хорошо растворяется в воде, лучше всех известных газов (при нормальных условиях в 100 объемах воды - 700 объемов аммиака). Это обусловлено образованием межмолекулярных водородных связей.

Раствор аммиака в воде называют аммиачной водой, или нашатырным спиртом. В водном растворе наблюдается частичное образования ионов NH₄⁺ и ОН^-. Последние обуславливают щелочную реакцию среды. Вследствие взаимодействия их с ионами NH₄⁺ снова образуются молекулы NH₃ и Н₂О, соединенные водородной связью, и реакция происходит в обратном направлении:

В аммиачной воде содержится значительная часть аммиака, потому равновесие смещено в сторону его образования. Однако водный раствор аммиака называют аммоний гидроксидом, он распадается по уравнению

Химические свойства. Для аммиака характерны реакции присоединения, замещения и окисления.

При его взаимодействии с кислотами образуются соли аммония по донорно-акцепторному механизму:

Степень окисления атома Азота в молекуле аммиака и солях аммония составляет -3. Она является самой низкой из возможных для этого элемента, поэтому аммиак относится к восстановителям. Однако его восстановительная способность выражена достаточно слабо. Так, аммиак не горит в воздухе, но горит в среде чистого кислорода:

При наличии катализаторов (платины, оксида хрома (III)) процесс происходит по реакции

Аммиак способен восстанавливать оксиды, например:

Соли аммония устойчивые в обычных условиях, но при нагревании разлагаются. Характер продуктов, а также особенности самого процесса протекания реакций определяются свойствами кислоты, которая образует соль:

 

Соли аммония проявляют общие свойства солей: взаимодействуют с растворами щелочей, кислот и других солей:

Качественной реакцией на соли аммония является их взаимодействие с растворами щелочей, в результате которой выделяется аммиак, а цвет увлажненной лакмусовой бумажки меняется с красного на синий:

Oксиды азота

Азот способен образовывать различные кислородсодержащие соединения, в которых проявляет степени окисления от +1 до +5.
Азот (II) оксид NO может синтезироваться при непосредственном взаимодействии простых веществ:

Он всегда образуется в атмосфере во время грозовых разрядов. Оксид азота (II) - бесцветный газ, плохо растворяется в воде.

В промышленности большие его количества добывают каталитическим окислением аммиака для дальнейшего производства азотной кислоты:
В лаборатории NO получают по реакции между разбавленным раствором азотной кислоты и медными стружками:

Азот (II) оксид - эффективный восстановитель. На воздухе он быстро окисляется кислородом до NO₂, имеющий бурую окраску:

Он легко окисляется также галогенами. Самым распространенным соединением является хлористый нитрозил NOCl - ядовитый газ бурого цвета:

Азот (IV) оксид NO₂ в промышленности добывают окислением NO кислородом воздуха:

в лаборатории - окислением малоактивных металлов концентрированной HNO₃ или термическим разложением их нитратов, например

NO₂ - красно-бурый ядовитый газ, его молекула имеет угловую форму.
Рассматривать строение NO₂ необходимо как промежуточное состояние между крайними условными структурами:

 и 

С учетом sp²-гибридизации валентных орбиталей атома азота, образование связей в молекуле NO₂ можно подать схемой, которая отражает наличие двух -связей и нелокализованной трицентровой связи.

Молекулы NO₂ даже в газообразном состоянии частично димеризованы:

Эта реакция сопровождается обесцвечиванием красно-бурого газа NO₂. При взаимодействии с водой оксид азота (IV) образует смесь азотной и азотистой кислот:

 

Аналогично он взаимодействует со щелочами:

Нитритная кислота HNO₂ малоустойчива.  При избытке кислорода образуется только азотная кислота

Оксид азота (IV) NO₂ является очень сильным окислителем. В нем горят сера, фосфор, углерод:

Азотная кислота

Азотная кислота HNO₃ относится к важнейшим минеральным кислотам.

Добыча. В промышленности ее добывают из аммиака, который синтезируют из водорода и азота воздуха. В основе этого процесса лежит несколько реакций.

1. Контактное окисление аммиака до азота (II) оксида:

Процесс происходит при температуре 800 ° С и наличии платинового катализатора (или оксидов железа, марганца, кобальта).
2. Окисление оксида азота (II) до оксида азота (IV) :

3. Абсорбция (поглощение) NO₂ водой. Этот процесс является конечной стадией производства разбавленного раствора азотной кислоты:

В промышленности при атмосферном давлении и обычной температуре абсорбцией NO₂ можно получить только разбавленный раствор азотной кислоты концентрацией 47 - 50%. Повышением давления до 1 МПа концентрацию азотной кислоты увеличивают до 60 -62%. Разбавленные растворы азотной кислоты хранят и перевозят в сосудах из хромистой стали, концентрированную - в алюминиевых.

Физические свойства. При обычных условиях азотная кислота - бесцветная жидкость, которая при охлаждении ниже температуры плавления превращается в прозрачную кристаллическую массу. Концентрированная HNO₃ обычно имеет бурую окраску вследствие постепенного ее разложения с образованием оксида азота (IV) :

Азотная кислота растворяется в воде в любых соотношениях. В водном растворе она сильная одноосновная кислота:

проявляет свойства, характерные для сильных кислот.

Азотная кислота - сильный окислитель, способный окислять большинство металлов и неметаллов. Неметаллы в продуктах реакции приобретают свои высшие степени окисления:

Не реагируют с азотной кислотой только золото, платина, осмий, иридий, ниобий, тантал, вольфрам. Концентрированная HNO₃ на холоду пассивирует некоторые относительно активные металлы, в частности алюминий, железо, кобальт, никель, хром и их сплавы вследствие образования на поверхности прочных оксидных пленок этих металлов.

При взаимодействии азотной кислоты с металлами водород, как правило, не выделяется. Кислота в зависимости от концентрации и природы металла может восстанавливаться до NО₂ (+4), HNО₂ (+3), NO (+2), N₂О (+1), N₂ (0), NH₃ (-3), NH₄NО₃ (-3) .

В концентрированных растворах HNO₃ главным продуктом ее восстановления является NО₂, например:

Чем более разбавленная азотная кислота, тем глубже она восстанавливается:

Малоактивные металлы чаще всего восстанавливают разбавленную HNО₃ до NО, например

Активные металлы восстанавливают разбавленную HNО₃ преимущественно до N₂О и N₂, например:

Очень разбавленная HNО₃ чаще всего восстанавливается активными металлами до самой низкой степени окисления азота:

Нитраты обычно добывают взаимодействием азотной кислоты с металлами, оксидами, гидроксидами или углеродатами. Они хорошо растворяются в воде.

При нагревании соли азотной кислоты разлагаются с выделением кислорода. Нитраты активных металлов, которые в ряду электрохимических потенциалов размещены до магния, при разложении образуют нитриты и кислород, например

Нитраты металлов, в ряду электрохимических потенциалов размещены между Mg и Сu, разлагаются на оксид металла, NО₂ и О₂, например:

Соли неактивных металлов, в ряду электрохимических потенциалов размещены после Сu, разлагаются с образованием свободного металла, NО₂ и О₂, например:

Применение. Свободный азот из-за низкой химической активности применяют для создания инертных сред в производстве электроламп, в процессе сварки металлов, в металлургии и тому подобное. Сжиженный азот используют в качестве хладагента. Наиболее крупнотоннажным потребителем азота является производство аммиака.

Аммиак относится к важнейшим продуктам химической промышленности. Значительное его количество направляют на производство азотной кислоты. Аммиачная вода, содержащая 18 - 20% NH₃, является эффективным жидким удобрением.

В промышленности широко применяют соли аммония. Так, распространенным удобрением является аммоний нитрат (аммиачная селитра). Эта соль имеет наибольшее содержание азота по сравнению с другими нитратами и солями аммония. В больших количествах как эффективное удобрение применяют аммоний сульфат (NH₄) ₂SО₄, соли азотной кислоты (KNО₃, NaNО₃, Ca (NО₃) ₂), растворимые азотно-фосфорные удобрения - аммофос (NH₄H₂PО₄, (NH₄) ₂HPО₄), карбамид (мочевину), содержащий до 46% азота.

С помощью азотной кислоты добывают взрывчатые вещества, органические красители, лекарства и тому подобное.

 Фосфор и его соединения

Фосфор является вторым типичным p-элементом главной подгруппы V группы и относится к неметаллам. На последнем энергетическом уровне 3s²3p³ атом фосфора имеет 5 электронов, но отличается от Азота наличием свободного Зd-подуровня. По величине электроотрицательности он уступает Фтору, Кислороду, Азоту, Хлора и Сере. По сравнению с атомом Азота у Фосфора неметаллические признаки выражены слабее, поэтому он реже приобретает степени окисления -3 и чаще +5. Общее содержание Фосфора в земной коре составляет 0,08%. По распространенности в природе он опережает такие элементы, как Азот, Серу и Хлор.
В отличие от Азота Фосфор встречается в природе только в виде соединений - фосфатов (фтороапатит  фосфориты Са₃(Р0₄) ₂)

Соединения фосфора входят в состав белковых веществ растительных и животных организмов. Они являются минеральной основой костей и зубов человека.

Добывание. Фосфор добывают высокотемпературным восстановлением коксом природного кальций фосфата (фосфоритов или апатита) при наличии песка в электропечах без доступа воздуха:

Физические свойства. Фосфор образует несколько аллотропных модификаций; при отсутствии воздуха и температуры ниже 1000 ° С - это устойчивые четырёхатомные молекулы Р₄, имеющие форму правильных тетраэдров. При более высоких температурах молекулы Р₄ расщепляются на молекулы Р₂ и только при температурах свыше 2500 ° С существуют единичные атомы фосфора.

Белый фосфор имеет структуру правильного тетраэдра, молекулярную кристаллическую решетку, в узлах которой размещены молекулы Р₄. Это прозрачное, мягкое (воскоподобное) вещество плотностью 1,83 г/см³, легкоплавкое, хорошо растворяется в
неполярных органических растворителях, например в сероуглероде CS₂, бензоле, эстере. В воде он практически не растворяется, поэтому его хранят под слоем воды. Белый фосфор светится в темноте, способен к самовозгоранию.

Это очень ядовитое вещество, смертельная доза составляет 0,1 г. Отравиться белым фосфором можно даже в случае проникновения его через кожу, поскольку он растворяется в жировых клетках. Вследствие постоянного воздействия малых доз фосфора происходит хроническое отравление организма, сопровождающееся разрушением костей.

Основные аллотропные модификации фосфора:
  а - белый б - красный; в - черный

При длительном хранении белый фосфор очень медленно переходит в красный фосфор, который имеет полимерное строение и состоит из тетраэдров, соединенных в бесконечные цепи. При обычных условиях - это порошкообразное вещество и в отличие от белого фосфора не растворяется в сероуглероде. Красный фосфор окисляется труднее, чем белый, не светится в темноте и самовозгорается только при температуре выше 250 ° С.

Растворителей для красного фосфора не обнаружено. Причиной нерастворимости, а также неспособности плавиться и кипеть (без изменения структуры) является его полимерное строение. Красный фосфор сравнению с белым менее токсичен.

При нагревании белого фосфора при температуре 200 ° С и давлении 1,2 * 10⁴ МПа он превращается в черный фосфор, который является устойчивой модификацией фосфора. По внешнему виду и свойствам он напоминает графит, жирный на ощупь, легко делится на чешуйки. Черный фосфор имеет слоистую кристаллическую структуру. Как и в красном фосфоре, каждый его атом соединен с тремя соседними атомами. Температура самовоспламенения черного фосфора составляет 490 ° С.

Белый и красный фосфор являются диэлектриками, черный - полупроводником.

Известны и другие аллотропные модификации фосфора - пурпурный, рубиновый, светло-красный. Они образуются из белого фосфора вследствие его полимеризации при различных условиях.

В природных соединениях фосфора встречается только один его нуклид -³¹Р. Искусственно получен ряд радиоактивных изотопов фосфора.

Химические свойства. Аллотропные модификации фосфора имеют различную реакционную способность. Самым активным является белый фосфор.

Белый фосфор является сильнейшим ядом. Закономерно, что в отличие от него красный фосфор почти неядовитый, а черный фосфор - химически малоактивное неядовитое вещество.

Фосфор реагирует с большинством металлов с образованием соединений, в которых он приобретает степени окисления -3, например

По сравнению с Азотом Фосфор - менее электроотрицательным элемент, поэтому для него характерны восстановительные свойства, которые он проявляет при взаимодействии с неметаллами и приобретает в соединениях положительные степени окисления.

Белый фосфор быстро окисляется на воздухе даже при низких температурах, что приводит к его свечению в темноте.

Во время горения при недостатке кислорода преимущественно образуется оксид фосфора (III) , а при его избытке - оксид фосфора (V) :

Как восстановитель фосфор энергично реагирует с активными неметаллами (галогенами, серой), а также со многими другими окислителями, например

Оксид фосфора (III) и фосфоритная кислота. Оксид фосфора (III) Р₂O₃ (Р₄О₆) образуется в результате горения фосфора при недостатке кислорода:

Р₂O₃ - воскоподобная кристаллическая масса. Сильный восстановитель. Ядовит.

Оксид фосфора (III) является ангидридом фосфористой кислоты Н₃Р0₃, которую он образует при растворении в холодной воде:

Оксид фосфора (V) и ортофосфорная кислота. Оксид фосфора (V) Р₂O₅ (Р₄О₁₀) является продуктом сгорания фосфора в воздухе при избытке кислорода:

В паровой фазе этот оксид имеет состав Р₄О₁₀.

Оксид фосфора (V) - очень гигроскопичное вещество. Он энергично реагирует с водой с выделением большого количества теплоты, причем может отбирать у других соединений химически связанную воду, поэтому его часто используют для осушки газов и жидкостей.

При взаимодействии с водой оксид фосфора (V) последовательно образует многочисленные полимерные кислоты. Конечным продуктом его гидратации является ортофосфорная кислота Н₃РO₄.

Ортофосфорная кислота Н₃РО₄ одно из важнейших соединений фосфора. В промышленности ее добывают экстракционным и термическим методами.

Экстракционный метод заключается во взаимодействии природных фосфатов с серной кислотой при температуре 60 - 80 ° С:

Ортофосфорную кислоту отделяют фильтрованием от твердого CaSO₄ и концентрируют выпариванием воды. По этому методу обычно получают 80 - 85% -й творогопоподобный раствор продукта. Образовавшаяся кислота содержит большое количество примесей, поэтому ее используют для изготовления минеральных удобрений.

Термический метод основывается на восстановлении коксом природных фосфатов в электрических печах при температуре 1500 - 1600 ° С и наличии песка до элементарного фосфора. Далее фосфор сжигают до фосфорного ангидрида Р₂O₅, который с водой образует Н₃РО₄. По этому методу получают чистую ортофосфорную кислоту.

В водном растворе Н₃РО₄ - трехосновная кислота средней силы. Она образует средние соли ортофосфаты, или просто фосфаты К₃РO₄, а также кислые соли - гидро- (К₂НРО₄) и дигидрофосфаты (КН₂РО₄):

В воде хорошо растворяются все дигидрофосфаты металлов, среди гидрофосфатов и фосфатов растворимыми являются только соли щелочных металлов и аммония.

Растворимые соли ортофосфорной кислоты в водном растворе подвергаются гидролизу. Растворы фосфатов щелочных металлов вследствие их гидролиза по аниону приобретают щелочную реакцию.

Применение. Фосфор применяют для производства Р₂О₅ и Н₃РО₄. Большая масса красного фосфора идет на изготовление спичек. Он входит в состав смеси, которую наносят на стороны спичечного коробка. красный фосфор широко используется в металлургии. Во время горения фосфор образует густой белый дым, поэтому белый фосфор вводят в состав смесей, предназначенных для создания дымовых завес. Фосфор используют в производстве фосфорорганических веществ - эффективных средств борьбы с насекомыми, грызунами.

Оксид фосфора (V) используют для получения фосфорных кислот, как высокоэффективный осушитель газов и жидкостей.

Ортофосфорную кислоту и ее соли применяют в синтезе различных реактивов, фармацевтических препаратов, для создания защитных покрытий на поверхности металлов, как компонент моющих средств и тому подобное.

Главным и самым важным направлением использования ортофосфорной кислоты и ее солей является производство фосфорных минеральных удобрений. Фосфор, как и азот - элементы, необходимые для питания растений. Природные соединения фосфора содержат нерастворимый кальций фосфат Са₃(РО₄)₂, который плохо усваивается растениями. Его использование целесообразно лишь на кислых почвах, которые способствуют образованию доступных растениям кислых солей фосфора, поэтому некоторое количество Са_з(РО₄)₂ применяют в виде так называемого фосфоритной муки.

Основой минерального удобрения - простого суперфосфата является растворимый кальций дигидрофосфат, который добывают обработкой кальций фосфата серной кислотой:

Большее содержание оксида фосфора (V) имеет двойной суперфосфат (содержит 40% усваиваемого Р₂О₅), его добывают с реакцией

Преципитат - фосфорное удобрение, созданное на основе гидрофосфата кальция:

Очень ценны смешанные удобрения, которые содержат в своем составе несколько необходимых для растений питательных веществ. К ним относится например, нитрофоскa, тройное удобрение, содержащее азот, фосфор и калий.

***

Элементы V группы главной подгруппы периодической системы (Азот N, Фосфор Р, Мышьяк As, Сурьма Sb и Бисмут Ві) является р-элементами. На валентных подуровнях их атомов размещено по 5 электронов. Электронная конфигурация валентных подуровней атомов в основном состоянии ns²np³. На последнем энергетическом уровне атомов элементов V группы главной подгруппы имеется по три одноэлектронные орбитали, которые способны образовывать три ковалентные связи. В образовании связи может участвовать также неразделенная электронная пара. В отличие от Азота остальные атомов p-элементов V группы имеют nd-подуровень, вакантные орбитали которого способны участвовать в образовании дополнительных ковалентных связей, поэтому их число может возрастать до 5.

В ряду элементов N-Р-As-Sb-Ві увеличиваются радиусы атомов, уменьшается устойчивость неметаллических форм простых веществ и увеличивается устойчивость металлоподобных.

Азот и Фосфор образуют водородсодержащие соединения типа RН₃, в которых обнаруживают степень окисления -3.

В оксидах Азот имеет степени окисления +2 и +4. Оксиду азота (IV) соответствует азотная кислота, являющаяся сильным окислителем.

Фосфор в оксидах проявляет степени окисления +3 и +5. Оксид фосфора (V) - очень гигроскопичное вещество. Он энергично реагирует с водой с выделением большого количества теплоты и образует ортофосфорную кислоту. Ортофосфорная кислота трехосновная, диссоциирует преимущественно по первой ступени. Соединения Азота и Фосфора широко используют как минеральные удобрения.

Подгруппа углерода

К элементам IV группе относятся Углерод С, Кремний Si, Германий Ge, Олово Sn и Свинец РЬ. Это р-элементы.

Общая электронная конфигурация валентных подуровней атомов IV группы в основном состоянии ns² np². Из-за наличия двух неспаренных р-электронов в соединениях они могут проявлять степень окисления +2, причем эта тенденция усиливается по направлению к Свинцу. В то же время атомы могут переходить в возбужденное состояние, число валентных электронов увеличивается до четырех, что приводит к образованию cоединений со степенью окисления +4. Это состояние является характерным для Углерода и Кремния. Способность к проявлению степени окисления +4 ослабляется по направлению к Свинцу. Характер изменения физических свойств элементов и соответствующих простых веществ подтверждает закономерное ослабление неметаллических и усиление металлических свойств в ряду С-Si-Ge-Sn-Pb.

Из числа p-элементов IV группы два элемента - Углерод и Кремний - является сердцевиной соответственно живой и неживой природы. Каждый из p-элементов IV группы имеет очень много особенностей в формах соединений, их строении и свойствах, так что по крайней мере первые два p-элемента IV группы рассмотрим отдельно. Углерод и Кремний - типичные неметаллы, с атомными кристаллическими решетками и ковалентной связью, их простые вещества характеризуются высокими твердостью, температурой плавления и кипения.

Углерод. Aллотропные модификации

Углерод относится к числу распространенных элементов (около 0,1% массы земной коры). Соединения Углерода является основой всех растительных и животных организмов. Символ С, протонное число 6, относительная атомная масса 12,011. В обычных условиях он химически инертен, при высоких температурах сочетается со многими элементами, Проявляет сильные восстановительные свойства. Важнейшее свойство Углерода - способность его атомов образовывать прочные химические связи друг с другом и другими элементами. Способность атома Углерода образовывать 4 равноценные валентные связи с другими атомами позволяет строить углеродные скелеты различных типов (линейные, разветвленные, циклические) именно этими свойствами и объясняется исключительная роль Углерода в строении всех органических соединений, в том числе всех живых организмов.

Углерод образует несколько аллотропных модификаций: природные (алмаз, графит, лонсдейлит, фуллерен, углеродные нанотрубки) и искусственные (карбин, аморфный углерод - сажа и древесный уголь).

Аллотропные модификации Углерода:
  а - алмаз; б - графит; в - лонсдейлит; г-д - фуллерен (соответственно С₆₀, С₄₅₀, С₇₀), е - аморфный углерод; е - углеродные нанотрубки

Алмаз - прозрачное бесцветное или слегка окрашенное примесями в различные оттенки кристаллическое вещество. Он ярко блестит из-за сильного преломления лучей. Алмаз - самый твердый среди всех известных веществ, поэтому его широко применяют для бурения твердых горных пород, обработки твердых металлов и сплавов и тому подобное. Ограненные и отшлифованные бесцветные кристаллы алмаза - бриллианты являются ценными украшениями.

Крупнейшие месторождения алмазов - в Южной Африке и Якутии. Ежегодная мировая добыча их составляет около 300 кг. В последние годы алмазы начали добывать искусственно при очень высоких давлениях и высоких температурах.

Графит - темно-серая непрозрачное мелкокристаллическое вещество, жирное на ощупь. В отличие от алмаза графит хорошо проводит электрический ток и тепло, очень мягкий. Графит в больших количествах получают искусственно - нагревом кокса или антрацита в специальных электрических печах при температуре около 3000 ° С и повышенного давления без доступа воздуха. Искусственный графит отличается высокими чистотой и мягкостью. По своим качествам он лучше природного. Графит широко применяют для изготовления  электродов, в смеси с глиной - для производства огнеупорных тиглей. Из графита делают простые карандаши. В смеси с минеральным маслом его используют в качестве смазки для машин, работающих при повышенных температурах.

Резкая разница физических свойств алмаза и графита обусловлена ​ разным кристаллическим строением этих веществ. В кристаллах алмаза каждый атом Углерода окружен четырьмя другими атомами, расположенными на равных расстояниях друг от друга. В кристаллах графита атомы Углерода расположены в углах правильных шестиугольников в одной плоскости и образуют отдельные слои. Расстояние между отдельными слоями больше, чем между атомами в одном же слое. В результате связь между отдельными слоями значительно слабее, чем между атомами в слое. Поэтому кристаллы графита легко разделяются на отдельные чешуйки, которые сами по себе довольно крепкие.

Лонсдейлит обнаружено в метеоритах и ​​получен искусственно; его структура и физические свойства окончательно не установлены.

Фуллерен - специфическая углеродистая структура, молекула которой имеет вид мяча. Внутренняя часть молекулы пуста, что открывает широкие возможности для получения на основе фуллерена соединений включения.

Углеродные нанотрубки - специфическая углеродистая структура, в которой атомы Углерода образуют поверхность «скрученную» в трубку наноразмеров. Имеет уникальные физические свойства, в частности прочность на разрыв, адсорбционную способность. Активно исследуется и имеет большие перспективы использования. Углеродные нанотрубки обнаружены в природе (шунгит) и получены искусственно.

Карбин - искусственно полученная разновидность Углерода. Это мелкокристаллический порошок черного цвета, кристаллическая структура которого характеризуется наличием длинных цепочек атомов Углерода, расположенных параллельно. Плотность - 3,23 - 3,30 г/см³. 

Аморфный углерод - состояние углерода с неупорядоченной структурой (сажа, кокс, древесный уголь). В природе не случается. Его получают искусственно из разных соединений, содержащих углерод. Аморфный углерод, или просто аморфный уголь, на самом деле является кристаллическим, но его кристаллики настолько мелкие, что их не видно даже под микроскопом. Физические свойства «аморфного» Углерода в значительной степени зависят от дисперсности частиц и наличия примесей.

Важнейшими техническими сортами аморфного углерода является сажа и древесный уголь. Сажа - это чистый аморфный углерод. В промышленности ее добывают в основном термическим разложением метана, а также при сжигании различных органических веществ при недостаточном доступа воздуха. Сажу широко используют в качестве наполнителя при производстве резины из каучука, а также для изготовления печатной краски, туши и тому подобное.

Древесный уголь добывают нагреванием древесины без доступа воздуха в специальных печах. Его применяют в металлургии для получения высококачественных сортов чугуна и стали, в кузнечном деле, для изготовления черного пороха, как адсорбент.

Химические свойства. Химическая активность различных аллотропных модификаций Углерода разная. Алмаз и графит почти не вступают в химические реакции.

Они могут реагировать только с чистым кислородом и то только при очень высокой температуре.

Аморфный углерод (а также уголь) при обычной температуре довольно инертный, но при сильном нагревании его активность резко возрастает и он непосредственно соединяется со многими элементами. Так, при нагревании на воздухе угля горит с образованием оксида углерода (IV) :

При недостаточном доступа кислорода воздуха он частично сгорает в оксида  углерода (II) СО:

Если через раскаленный уголь пропустить пары серы, то образуется сероуглерод:

При высокой температуре уголь - достаточно сильный восстановитель. Он отнимает кислород от оксидов многих металлов. Например:

Эту способность угля широко применяют в металлургии при извлечении металлов из руд.

Углерод проявляет степени окисления +4, -4, редко 2 и 3 (C₂N₂, галогенцианы) сродство к электрону -1,27 еВ; энергия ионизации при последовательном переходе от С ⁰ до С^{4 +} - соответственно 11,2604; 24,383; 47,871; 64,19 эВ.

Органические соединения. Благодаря уникальной способности Углерода образовывать полимерные цепочки существует огромный класс соединений на его основе, которых значительно больше, чем неорганических. Их изучает органическая химия. Крупнейшими среди них группами являются углеводороды, белки, жиры и др.

Распространение. Углерод в природе случается как в свободном состоянии (алмаз, графит, карбин, лонсдейлит, фуллерены, углеродные нанотрубки), так и в виде различных соединений. Среднее содержание Углерода в земной коре 2,3•10-²% (по массе). При этом его основная масса концентрируется в осадочных горных породах.

Углерод накапливается в верхней части земной коры, что связано в основном с живым веществом, каменным углем, нефтью, антрацитом, доломитами и известняками. Известно более 100 минералов Углерода, из которых наиболее распространены углеродаты кальция, магния и железа. Важная роль Углерода и в космосе; по распространенности на Солнце ему принадлежит 4-е место после Водорода, Гелия и Кислорода, он участвует в ядерных процессах, входит в состав каменного угля, нефти, природного газа, различных минералов (мрамора, мела и известняка - СаСО₃, доломита - CaCО₃ • MgCО₃, магнезита - MgCО₃, малахита - СuСО₃•Сu(OН)₂ и т.д.).

Биологическая роль. Соединения Углерода является основой всех растительных и животных организмов.

Применение. Древесный уголь обладает способностью адсорбировать на своей поверхности различные газы и некоторые растворенные вещества из растворов. Адсорбция происходит поверхностью угля, поэтому он впитывает тем большее количество веществ, чем больше его суммарная поверхность, то есть чем больше он измельчен или пористее. Пористость, а вместе с тем и адсорбционная способность древесного угля резко возрастает в случае предварительного нагрева его в струе водяного пара. При этом поры угля очищаются от смолистых веществ и внутренняя поверхность его значительно увеличивается. Такой уголь называют активированным.

Активированный древесный уголь широко используется в сахарном производстве для очистки сахарного сиропа от примесей, которые придают ему желтой окраски, в спиртовом производстве для очистки винного спирта от сивушных масел, в некоторых производствах для улавливания паров ценных летучих веществ - бензина, эфира, сероуглерода, бензола и т.п. с последующим удалением ее при нагревании.

В Первую мировую войну активированный уголь по предложению академика Н. Д. Зелинского было использовано в противогазах для защиты органов дыхания человека от ядовитых газов, в частности от хлора, немецкие милитаристы применили в 1915 г.. против французских войск. Активированный уголь как адсорбент применяют и в современных противогазах.

 Кремний

Кремний символ Si - химический элемент с протонным числом 14, относительная атомная масса 28,086. Он образует темно-серые со смолистым блеском хрупкие кристаллы, имеет гранецентрированную кубическую решетку типа алмаза. Плотность - 2,328 г/см³, температура плавления - 1415 ° С, температура кипения - 3250 ° С. Кремний - полупроводник, его электрические свойства во многом зависят от содержания примесей. При низкой температуре он химически инертен. Со многими металлами образует силициды. Соли кремниевых кислот распространены в природе - минералы класса природных силикатов. Известно более 400 минералов, содержащих кремний. Важнейшие минералы кремния -силикаты, кремнезем.

История и происхождение названия. В чистом виде кремний был выделен в 1811 г. французскими учеными Жозефом Луи Гей-Люссаком и Луи Жаком Тенаром. В 1825 г. шведский химик Йенс Якоб Берцелиус действием металлического калия на кремний тетафторид SiF₄ получил чистый элементарный кремний. Новому элементу было дано название «кремний» (от лат. Silex - кремень). С 1834 по предложению российского химика И. Гесса этот элемент стали называть «кремнием».

Распространение. По распространенности в природе Кремний занимает 2-е место среди химических элементов (27,6% массы земной коры). В свободном состоянии в природе не бывает. Самые распространенные его соединения - оксид кремния (IV) SiO₂ (силикатный ангидрид, или кремнезем) и соли кремниевой кислоты - силикаты, составляющие основу всех горных пород. В небольших количествах соединения Кремния входят также в состав тканей растительных организмов. Около 12% литосферы - это кварц SiO₂ и его разновидности, 75% - различные силикаты и алюмосиликаты (полевые шпаты, слюды, амфиболы).

Средняя массовая доля кремния (%) в каменных метеоритах - 18, ультраосновных горных породах- 19, основных - 24, середних- 26, кислых - 32,3, глинах - 7,3, песчаниках - 36,8, в воде океанов - 3*10^-4.

Физические свойства. Свободный кремний может быть в аморфном и кристаллическом состоянии. Аморфный кремний - бурый порошок, кристаллический - имеет серый цвет и металлический блеск. Плотность -2,33 г/см³; температура плавления 1423 ° С, температура кипения - 1600 ° С. Электрический ток чистый кремний почти не проводит.

Химические свойства. Кремний, как и углерод, относится к главной подгруппе IV группы периодической системы элементов Д.И. Менделеева. В его внешнем электронном слое есть четыре электрона, поэтому атомы кремния в химических реакциях могут присоединять еще четыре электрона, которых им не хватает до завершения слоя, или отдавать свои четыре валентные электроны другим элементам. Поэтому кремний проявляет степень окисления или +4, или -4. Типичнее для него положительная степень окисления.

При обычной температуре кремний довольно пассивный и взаимодействует только с фтором:

Однако при нагревании он становится активным и непосредственно соединяется с кислородом, галогенами и даже с углеродом. При этом аморфный кремний значительно активнее, чем кристаллический:

При нагревании он сочетается также со многими металлами с образованием силицидов, например

С водородом кремний непосредственно не реагирует, но его водородные соединения можно получить в несколько стадий. Простейшим из водородных соединений кремния является силан SiH₄ - аналогичный метану. Силан добывают действием соляной кислоты на силицид магния:

SiH₄ - бесцветный газ, который на воздухе самовоспламеняется:

С кислотами кремний не взаимодействует, а с едкими щелочами реагирует довольно энергично, особенно аморфный, с образованием соли кремниевой кислоты и выделением водорода:

Добывание. Аморфный кремний можно получить нагревания оксида кремния (IV) с магнием:

После обработки продуктов реакции соляной кислотой магний оксид растворяется, а порошок кремния остается в чистом виде. Аморфный кремний хорошо растворяется в расплавленных цинке и алюминии, а после их охлаждения выделяется в кристаллическом состоянии. Кристаллы кремния можно легко отделить от цинка или алюминия растворением последних в хлоридной кислоте, с которой кремний не реагирует.

В промышленности кремний добывают восстановлением оксида кремния (IV) углем при очень высокой температуре в электропечах:

Для нужд черной металлургии его обычно получают в виде сплава с железом под названием ферросилиций прокаливанием в электропечах смеси железной руды оксида кремния (IV) и кокса.

Чистый кремний чаще всего добывают так: смесь оксида кремния (IV) и кокса при очень высокой температуре обрабатывают хлором и получают кремний четыреххлористый SiCl₄ (жидкость с температурой кипения 57,6 ° С). Последний тщательно очищают перегонкой, а затем восстанавливают паром очень чистого цинка при 950 ° С. Химические реакции, происходящие при этом, можно записать уравнениями

Применение. Кремний применяют в основном для производства различных сплавов. Так, железо с добавкой 4% кремния приобретает способность быстро намагничиваться и размагничиваться. Из него изготавливают электрические трансформаторы. Сталь с содержанием 15 - 20% кремния является кислотостойкой и идет на изготовление химической аппаратуры. Сплав меди с 4 - 5% кремния применяют в машиностроении. Как полупроводниковый материал кремний незаменим в электронной и радиотехнической промышленности, но для этого он должен быть сверхчистым.

Среди искусственно получаемых соединений кремния, которые применяют на практике - карбид кремния или карборунд SiC, который добывают прокаливанием в электропечах оксида кремния (IV) с избытком кокса:

Карборунд по твердости мало в чем уступает алмазу, его используют как абразивный материал для изготовления точильных и шлифовальных кругов, брусков и тому подобное.

Технический кремний применяют как легирующие добавки в производстве сталей и сплавов цветных металлов, полупроводниковый - в электротехнике и электронике.

Силикатные материалы в огромных количествах производят искусственно. По объемам производства среди искусственных силикатов главное место занимает стекло. Состав обычного оконного стекла соответствует формуле Na₂О-CaО-6SiО₂. Частичной заменой атомов Na, Ca, Si на атомы других элементов получают самые разнообразные специальные сорта стекла. Например, стекло для лабораторной посуды содержит значительные количества оксидов В₂О₃ и Аl₂О₃. Оно характеризуется высокой химической стойкостью (особенно кислотоустойчивостью) и низким коэффициентом термического расширения.

Доступность, значительная твердость, низкая теплопроводность и большая долговечность природных силикатных материалов обусловили чрезвычайно широкое применение в строительном деле. Прежде всего это граниты, глины, песок тому подобное. Многие силикатных материалов и изделий изготавливают искусственно, в частности кирпич, разнообразную керамику, огнеупоры. В производстве керамики используют алюмосиликаты, которые в результате термической обработки муллитизируются с образованием термостойкого соединения - муллита.

Светопроницаемость, большая твердость, возможность придавания самых разнообразных форм, химическая инертность, множество специальных свойств в зависимости от состава, доступность - сделали стекло одним из самых привлекательных и наиболее используемых материалов на протяжении всего периода развития цивилизации. Портландцемент, который производят сотнями миллионов тонн и широко используют как вяжущее средство в строительстве, также является силикатным материалом.

Низкий коэффициент термического расширения чистого кварца, термостойкость, кислотостойкость, способность пропускать ультрафиолетовое излучение делает его пригодным для изготовления специальной посуды, из сверхчистого кварца производят волоконную оптику.

Прочность и термостойкость стекловолокна обеспечивает его применение для изготовления тканей, стеклопластиков, строительных материалов, а огромные прочность и устойчивость частично закристаллизованного стеклянного материала (cиталла) - в строительстве. 

Цеолиты, силикагели, имеющие отличные сорбционные свойства, используют для очистки газов, жидкостей, в медицине.

Общие свойства металлов

 Особенности строения атомов металлов:

Разделение элементов на металлы и неметаллы основывается на существенном различии физических и химических свойств веществ, которые они образуют. Поскольку на эти свойства во многом влияет характер химической связи, изучение металлов начинают с их внутреннего строения.

Элементы-металлы размещены в нижней части периодической системы Д.И. Менделеева. К ним относятся s-элементы главных подгрупп I и II групп, все d- и f-элементы, а также p-элементы главных подгрупп III группы (кроме Бора), IV группы (Ge, Sn, Pb), V группы (Sb, Ві) и VI группы (Ро).

Что же определяет принадлежность элементов к металлам? Атомы металлов в отличие от неметаллов во внешнем электронном слое содержат небольшое число валентных электронов - один, два, реже - три. С этим связана их способность легко отдавать электроны и проявлять восстановительные свойства. Поэтому элементы-металлы в соединениях имеют только положительные степени окисления. У s- и p-элементов они постоянные, в d-элементах - переменные, у них валентными являются электроны не только S-, но и d-подуровней. Это также отражается на изменении металлических свойств элементов в подгруппах. Если в главных подгруппах в s- и p-элементов они усиливаются с ростом протонного числа, то в побочных подгруппах d-элементов - ослабляются.

Легкость отдачи электронов возрастает: а) с уменьшением их числа во внешнем электронном слое; б) с удалением внешнего электронного слоя от ядра атома. В обоих случаях это связано с увеличением размеров атома. Как правило, атомы металлов имеют большие атомные радиусы. В периодах они наибольшие у атомов щелочных металлов.

Атомы металлов связаны между собой металлической связью, поэтому свойства простых веществ-металлов резко отличаются от неметаллов. 

Внутреннее строение металлов

Кристаллическая решетка состоит из положительно заряженных ионов, между которыми двигаются электроны. Обобщенные валентные электроны связывают все атомы кристалла в единое целое. Такая связь называется металлической. Металлическая связь ненаправленная и ненасыщенная, в результате чего металлы имеют кристаллическую решетку с большими координационными числами (к. ч. = 8 ... 12), то есть с компактной структурой. 

Обьемоцентрированная кубическая решетка имеет координационное число 8 у следующих элементов: Na, К, Rb, Cs, Cr, Mo, W.

Основные типы кристаллических решеток металлов:
 1 - обьемоцентрованная кубическая; 2 - гранецентрированная кубическая; 3 - гексагональная

Гранецентрированная кубическая - координационное число 12 у Ag, Au, Cu, Li, Al, Ni, Pd, Pt. Гексагональная - координационное число 12 у Zn, Cd, Be, Mg, Ru, Os.

Все металлы являются поликристаллами, то есть агрегатами, состоящие из большого количества беспорядочно соединенных монокристаллов. В процессе кристаллизации (с переходом металла из жидкого состояния в твердое) по мере роста кристаллов их правильная форма нарушается. Кристаллы неправильной формы в поликристаллическом агрегате называют зернами, или кристаллитами. Отличие отдельных зерен - в разной пространственной ориентации кристаллической решетки. При медленном отводе теплоты при кристаллизации можно получить металл, который является одним кристаллом, так называемый монокристалл. Монокристаллы больших размеров (массой в несколько сотен граммов) изготавливают для научных исследований, а также для некоторых специальных областей техники. Свойства монокристалла в одном направлении отличаются от его свойств в другом.
Явление различия свойств в зависимости от направления называют анизотропией. Все кристаллы анизотропные.

Для многих металлов характерен полиморфизм, то есть способность принимать различные кристаллические формы в твердом состоянии. Переход одной кристаллической формы в другую происходит при изменении температуры. Полиморфные модификации металлов обозначают греческими буквами. Например, железо существует в четырех полиморфных модификациях  каждая из которых имеет свой интервал термодинамической устойчивости:

Полиморфные модификации металлов отличаются друг от друга внутренней структурой и физическими свойствами.
 железо и железо имеют кубическую обьемоцентровану решетку, которая вызывает магнитные свойства: железо - ферромагнетик, железо - парамагнетики, -железо имеет кубическую гранецентрированную иратку. В  и  железа структуры одинаковые, но разные параметры решеток, что обусловлено тепловым расширением.

 Классификация металлов

Металлы разделяют на две большие группы: черные и цветные.  

Черные металлы имеют темно-серый цвет, большую плотность (кроме щелочноземельных), высокую температуру плавления, относительно высокую твердость и во многих случаях является полиморфными. В свою очередь, их разделяют на: 

1) железные металлы - железо, кобальт, никель (ферромагнетики) и близкий к ним по свойствам марганец; кобальт, никель и марганец используют в качестве добавки к сплавам железа, а также в качестве основания соответствующих сплавов, имеющих свойства высоколегированных сталей;
2) тугоплавкие металлы, температура плавления которых выше температуры плавления железа (1536 ° С) (например, молибден, вольфрам) их используют как добавки к легированным сталям, а также в качестве основания для соответствующих сплавов;
3) урановые металлы - актиноиды, применяют в сплавах для атомной энергетики;
4) редкоземельные металлы - лантан, церий, неодим, празеодим и другие лантаноиды, а также подобные им по свойствам иттрий и скандий. Эти металлы имеют похожие химические, но различные физические свойства; применяют их в качестве присадки к сплавам других элементов;
5) щелочные и щелочноземельные металлы в свободном состоянии не применяют за исключением специальных случаев (например, как теплоносители в атомных реакторах).

Цветные металлы чаще всего имеют характерную окраску (красную, желтую, белую), значительную пластичность, малую твердость, относительно низкую температуру плавления. Кроме этого, у них отсутствует полиморфизм.

Цветные металлы подразделяют на:
1) легкие металлы - бериллий, магний, алюминий, которые имеют малую плотность;
2) благородные металлы - серебро, золото, металлы платиновой группы (платина, палладий, иридий, осмий, родий, рутений), к ним можно отнести также «полублагородную» медь; все эти металлы устойчивы к коррозии;
3) легкоплавкие металлы- цинк, кадмий, ртуть, олово, свинец, висмут, калий, сурьма и элементы с ослабленными металлическими свойствами - галлий, германий.

 Физические свойства металлов

Электропроводность- важнейшее свойство металлов. Высокая электропроводность металлов обусловлена ​​наличием в их кристаллах свободных электронов, которые направлено перемещаются в электрическом поле. Металлы - проводники I рода, проводят электрический ток без химических изменений. Лучшими проводниками являются серебро и медь, затем - алюминий. Из всех металлов только германий является полупроводником. По электропроводности он занимает промежуточное место между проводниками и диэлектриками (изоляторами). Металлы с высокой электропроводностью имеют и высокую теплопроводность, что также объясняют перемещением электронов.

С повышением температуры электропроводность металлов снижается, поскольку усиливается беспорядочный тепловое движение положительно заряженных ионов кристаллической решетки, который тормозит направленный поток электронов. Наличие примесей в металлах также вызывает уменьшение их электропроводности.

При охлаждении электропроводность возрастает и для некоторых металлов около абсолютного нуля она стремится к бесконечности. Это явление называют надпроводимостью.

Теплопроводность. Металлы обладают высокой теплопроводностью. Передача теплоты в кристаллической решетке металлов осуществляется с помощью электронов, которые сталкиваются с ионами, которые колеблются. При этом происходит энергетический обмен. Наибольшую теплопроводность имеют металлы с лучшей электропроводностью: серебро и медь.

Металлический блеск. Большинство металлов почти полностью отражает свет всех длин волн видимой части спектра и имеет белый или серо-черный цвет. Медь поглощает зеленый, а золото - голубой цвет, поэтому световые лучи, которые отражают эти металлы, имеют красный и желтый цвет.

Отражательная способность металлов обусловлена ​​рассеянием электромагнитных волн свободными электронами. Металлы с высокой электро- и теплопроводностью имеют также высокую отражательную способность, наибольшую - золото и серебро. 

Магнитные свойства. В зависимости от магнитных свойств металлы делят на парамагнитные, которые втягиваются в магнитное поле, и диамагнитные, которые выталкиваются из магнитного поля. Парамагнетизм обусловлен наличием в атомах неспаренных электронов, диамагнетизме - их отсутствием. Высокие парамагнитные свойства имеют d-элементы, в атомах которых d-подуровень частично заполнен электронами. К ним относятся ванадий, титан, ниобий, молибден и др. Слабые парамагнитные свойства имеют щелочные, щелочноземельные металлы и алюминий. Металлы р-семьи, а также IB и IIВ групп, должны полностью заполнены d-подуровне - диамагнитны.

Железо, кобальт, никель и некоторые лантаноиды способны сгущать магнитные силовые линии и сохранять состояние намагничивания. Их называют ферромагнетиками.

Температуры плавления и кипения. По температуре плавления металлы делятся на тугоплавкие (температура плавления превышает 1500 ° С) и легкоплавкие (температура плавления ниже 1000 ° С). Наиболее тугоплавким является вольфрам (3390 ° С), самая низкая температура плавления у ртути (-39 ° С).

В расплаве металла сохраняют электропроводность и блеск - признаки наличия металлической связи, в парообразном состоянии она разрушается. Кипят металлы при очень высоких температурах (платина - при 4350, медь - за 2877 ° С).

В периодической системе элементов Д.И. Менделеева с ростом порядкового номера в периоде температуры плавления и кипения металлов повышаются. Максимальной величины они достигают у элементов VIB и VILB подгрупп, которые имеют наибольшее число неспаренных электронов (исключением является марганец, который имеет особую кристаллическую решетку).

Плотность. Металлы, плотность которых меньше 5 г/см3, называют легкими, другие - тяжелыми. Самый легкий металл - Литий (0,5 г/см3), тяжелый - осмий (22,5 г/см3).

Плотность металла определяется атомной массой, атомным радиусом, а также характером связи между атомами. С увеличением порядкового номера элемента в периодической системе Д.И. Менделеева плотность металлов растет. Наибольшая она у металлов VI периода, расположенных в VIIIB и IB подгруппах (осмий, платина, золото). Они имеют большую атомную массу при относительно небольших атомных радиусов.

Механические свойства. Механические свойства металлов, которые являются поликристаллическими системами, зависят от размеров, формы, размещение монокристаллов, от неоднородности и дефектов структуры, а также от условий кристаллизации и метода термической обработки.

Металлическая связь характеризуется прочностью и отсутствием направленности. Под действием нагрузки одна плоскость кристаллической решетки металла смещается относительно другой, но связь между плоскостями сохраняется вследствие обобщения электронов. В результате металлы деформируются без нарушения кристаллической решетки и поэтому имеют высокие прочность и пластичность.

Прочность - сопротивление металлов разрушению. Механически прочные металлы деформируются только под действием большой нагрузки.

Пластичность - способность металлов сохранять форму после прекращения действия деформируемых сил. Пластичность позволяет вытягивать металлы в проволоку, прокатывать в листы, ковать, прессовать, штамповать. Наибольшую пластичность имеют золото, медь, серебро. Один грамм золота можно вытянуть в проволоку длиной 3 км. Из золота изготавливают фольгу толщиной 8•10^-5 мм. Увеличению пластичности металлов способствует уменьшению в них количества примесей.

Проследить определенную периодическую закономерность в изменении физических свойств металлов можно на примере металлов с одинаковым типом кристаллической решетки. 

                     Атомная                                Йонная                                 Металлическая
  Виды кристаллических решеток

Итак, физические свойства металлов зависят от ряда факторов: электронного строения атомов, типа кристаллической решетки, энергии связи. Совокупность этих факторов обусловливает изменение свойств металлов в широких пределах.

 Общие физические свойства металлов

Пластичность - способность изменять свою форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы в ряду Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe уменьшается.

Электропроводность - при нагревании уменьшается в ряду Ag, Cu, Au, Al, Fe (колебания ионов затрудняет движение электронов).

Теплопроводность - закономерность такая же. Вследствие движения свободных электронов быстро выравнивается температура в массе металла.

Металлический блеск - хорошо отражают световые лучи.

Плотность -  < 5 г/см³ - легкие. Самый легкий - литий (Li)  = 0,53 г/см³, самый тяжелый - осмий (Os) р = 22,6 г/см³.

Температура плавления - цезий  = 28,6 ° С, галлий  = 30 ° С - плавятся на ладони. Вольфрам (W)  = 3410 ° С.

Твердость - твердый - хром (Сr) (режет стекло), самые мягкие - калий (К), рубидий (Rb), цезий (Cs) - легко режутся ножом.

 Химические свойства металлов

Типичный химический признак металлов - способность отдавать электроны при реакциях, то есть проявлять восстановительные свойства.

Химические свойства металлов обусловлены особенностями строения их атомов: сравнительно большими размерами атомов, значительным удалением электронов внешнего слоя от ядра и слабой связью с ним. О возможности преобразования газообразных атомов металла на ионы можно сделать вывод по величине потенциала ионизации: чем меньше его значение, тем легче металл отдает электроны:

Если ионизация происходит в водном растворе, то процесс преобразования твердого или жидкого металла на катионы при стандартных условиях (298 К, ​​101 325 Па) определяют значения стандартного электродного потенциала металла 

Металлы, размещенные в порядке возрастания стандартных электродных потенциалов, образуют электрохимический ряд:

Оксиды и гидроксиды металлов. Большинство металлов за исключением благородных непосредственно взаимодействует с кислородом с образованием оксидов. Химические свойства оксидов определяются положением металла в периодической системе Д.И. Менделеева. В главных подгруппах этой системы с ростом порядкового номера элемента увеличивается атомный радиус, усиливается основной характер оксидов и гидроксидов. В побочных подгруппах атомный радиус, как правило, уменьшается, что приводит к ослаблению основных свойств оксидов и гидроксидов металлов. В рамках периода их кислотные свойства усиливаются.

У металлов, которые в соединениях проявляют различные степени окисления, по мере их увеличения усиливаются кислотные свойства оксидов. Например, СrО - основный, Сr₂O₃ - амфотерный, СrО_з - кислотный оксид.

Химические связи между металлом и Кислородом в основных оксидах и гидроксидах ионные или ковалентные полярные, в кислотных - ковалентные. В таблице в качестве примера приведены различные типы гидроксидов.

Гидриды металлов. Гидридами называют соединения металлов с водородом. По характеру химической связи их разделяют на три группы.

К первой группе относятся солеобразующие гидриды - гидриды щелочных и щелочно-земельных металлов с ионным типом связи (NaH, КН, СаН₂, ВаН₂). Их получают непосредственным взаимодействием металлов с водородом при повышенной температуре. Это белые кристаллические вещества с высокими температурами плавления. Характерной особенностью их является способность энергично взаимодействовать с водой с выделением водорода:

то есть гидрид-ион имеет восстановительные свойства. Во время электролиза расплавов солеподобных гидридов водород выделяется на аноде.

Ко второй группе относятся гидриды с ковалентной связью - гидриды алюминия и металлов IVA, VA подгрупп (АlН₃, GeH₄, ВiН₃, SnH₄). Это летучие соединения, их термическая устойчивость в группах периодической системы Д.И. Менделеева сверху вниз уменьшается, так как увеличивается атомный радиус металла, уменьшается его относительная электроотрицательность и прочность связи Me-Н.
Ковалентные гидриды IVA подгруппы плохо растворяются в воде. 

Третья группа - гидриды включения (гидриды с преимущественно металлическим характером связи). они образуют d-элементы IVB, VB, VIIIB подгрупп. По своим свойствам и внешнему виду они напоминают металлы, имеют высокие электро- и теплопроводность.

Взаимодействие металлов с водой. Металлы растворяются в воде, вытесняя водород, если электродный потенциал металла имеет более отрицательное значение, чем электродный потенциал водородного электрода при pH 7,2. Нерастворимость целого ряда электроотрицательных металлов, например алюминия, хрома в воде связана с образованием на их поверхности плотной пленки оксидов.

При комнатной температуре в воде растворяются щелочные и щелочноземельные металлы:

Магний практически не взаимодействует с холодной водой, но медленно вытесняет водород из воды при кипячении. Аналогично ведут себя лантаноиды и уран.

Марганец в компактном состоянии не взаимодействует с водой, а в порошкообразном - раскладывает ее:

При высокой температуре целый ряд металлов (Fe, Те, Zr, Hf и др.) реагирует с водяным паром. При этом выделяется водород и образуются оксиды металлов:

Взаимодействие металлов со щелочами. При взаимодействии металлов с щелочами окислителем является вода, в результате реакции образуются гидроксиды, которые растворяются в избытке щелочи. В щелочах растворяются металлы, которые имеют отрицательный электродный потенциал и образуют амфотерные гидроксиды. К таким металлам относятся бериллий, цинк, алюминий, индий, галлий, олово, свинец. Процесс их растворения происходит в две стадии:

1) металл, который не имеет оксидной пленки, взаимодействует с водой с образованием гидроксида:

2) далее этот гидроксид взаимодействует со щелочью:

Суммарное уравнение реакции:

Целый ряд химически высокостойких металлов растворяется в расплавленных щелочах при наличии окислителей (Nb, Та, Mo, W, платиновые металлы). Продуктами этих реакций, как правило, соли, в которых металлы проявляют высшие степени окисления:

Взаимодействие металлов с кислотами. При взаимодействии металлов с кислотами, анионы которых не проявляют окислительных свойств, окислителем является ион водорода кислоты. К таким кислотам относятся все безкислородные кислоты, а также разбавленная серная кислота. Металлы, которые имеют отрицательный электродный потенциал, при этом вытесняют водород:

Если образованная в результате взаимодействия соль не растворима в воде, то на поверхности металла образуется защитная пленка и реакция прекращается. Например, свинец практически не растворим в хлоридной и разбавленном растворе серной кислоты в результате образования малорастворимых солей РbСl₂ и PbSO₄.

При взаимодействии металлов с кислотами-окислителями (H₂SO₄ (конц.), HNO₃, HMnO₄, H₂Cr₂O₇, H₂SeO₄) водород не выделяется. Продукты восстановления кислоты зависят от ее концентрации и значение электродного потенциала металла.

Концентрированная серная кислота при взаимодействии с малоактивными металлами восстанавливается до оксида серы (IV) :

Более активные металлы способны восстанавливать сульфат-ион до различных продуктов:

Нитрат-ион восстанавливается тем сильнее, чем больше разбавлена ​​азотная кислота и активнее металл:

Добыча металлов из руд

Металлы, которые существуют в природе в свободном состоянии, называют самородными. Это малоактивные металлы, расположенные в ряду электрохимических потенциалов после водорода, например золото, платина. Самородные металлы также необходимо добывать, то есть отделять их от пустой породы.

Активные металлы существуют в природе только в виде соединений. Их добывают химической переработкой руды. Легкие металлы, как правило, находятся в виде хлоридов, сульфатов, углеродатов, фосфатов. Руды тяжелых металлов - это их оксиды, сульфиды, углеродаты.

Наиболее распространенные руды-оксиды: магнитный железняк (магнетит) Fe₃О₄, красный железняк (гематит) Fe₂О₃, бурый железняк (лимонит) 2Fe₂О₃•3H₂О, красная медная руда (куприт) Си₂О, оловянный камень (касситерит) SnO₂, пиролюзит МпО₂, боксит Аl₂О₃•пН₂О.

Важнейшие руды-сульфиды: железный или серный колчедан (пирит) FeS₂, медный блеск Cu₂S, свинцовый блеск PbS, цинковая обманка ZnS, серебряный блеск Ag₂S, киноварь HgS.

К рудам-углеродатам относятся: кальцит СаСО_з, магнезит MgCО₃, железный шпат FeCО₃, цинковый шпат ZnCО₃, малахит (СuОН)₂СО₃.

Процесс восстановления металлов из руд при высокой температуре восстановителями называют пирометаллургией. Чем активнее металл, тем сильнее восстановитель необходимо использовать для его выделения. Выбор восстановителя определяется возможностью течения окислительно-восстановительной реакции. В зависимости от восстановителя пирометаллургию разделяют на несколько видов.

Карботермия- восстановления оксидов металлов углеродом. Этим методом добывают большинство металлов d-электронной семьи (Fe, Cu, Zn, Mn, Co, Ni), а также Pb и Sn:

 Если руды содержат сульфиды металлов (ZnS, PbS), то предварительно их подвергают окислительном выжиганию:

углеродаты во время нагревании разлагаются на оксид металла и оксид углерода (IV) :

Хотя углерод (в виде кокса) потенциально может быть восстановителем оксидов почти всех металлов, есть причины, которые мешают его широкому применению. Например, высокая стоимость нагрева, необходимого для протекания реакций, сложность подавления побочных реакций и др.

Восстановление водородом. Водород является сравнительно мягким восстановителем. С его помощью добывают такие металлы, как Mo, W, Re и др.

При этом металлы чаще всего образуются в мелкодисперсном состоянии и имеют высокую реакционную способность. Железо и никель, полученные таким образом, используют как катализаторы.

Металлотермия - вытеснение активными металлами (Al, Mg) менее активных из их соединений (оксидов, галогенидов, сульфидов).
Для получения таких металлов, как хром, марганец, железо, ванадий, широко используют алюминий. Процесс восстановления оксидов этих металлов алюминием, который сопровождается выделением большого количества теплоты, называют aлюмотермией:

Гидрометаллургия - извлечение металлов из руд и концентратов с помощью химических реагентов с последующим выделением металлов из растворов. Например, извлечение золота или серебра цианидным способом:

Руды, содержащие медь, обрабатывают раствором серной кислоты и получают растворимый в воде меди (II) сульфат. Медь в свободном состоянии выделяют из раствора электролизом.

Электрометаллургия - катодное восстановление металлов электролизом растворов и расплавов их солей. Самые активные металлы IA и IIА подгрупп добывают электролизом расплавов солей или гидроксидов. Малоактивные металлы - электролизом водных растворов солей.

Режим электролиза выбирают на основе значений электродных потенциалов соответствующих реакций.

Cплавы

В чистом виде металлы используют сравнительно редко. Преимущественно применяют их сплавы, которые часто обладают такими свойствами, которых не имеют металлы, которые их образуют. Например, железо, алюминий и др. по сравнению мягкие, а их сплавы с другими металлами - достаточно жесткие.

Добыча сплавов основывается на способности расплавленных металлов растворяться друг в друге. В расплавленных металлах могут растворяться также некоторые неметаллы, например углерод и кремний в расплавленном железе. При охлаждении образуются сплавы с нужными свойствами: легкоплавкие, жаростойкие, кислотоупорные и др.

Сплавы отличаются по составу и строению. Рассмотрим важнейшие из них.

1. При охлаждении расплава образуются однородные кристаллы. В узлах их кристаллической решетки находятся атомы различных металлов. В этом случае образуются твердые растворы.
2. При охлаждении расплава выделяются кристаллики отдельных металлов. Сплав является механической смесью металлов, причем твердый раствор не образуется.
3. При взаимном растворении металлов их атомы реагируют между собой: образуются так называемые интерметаллидные соединения. Во время растворения неметаллов в расплавленных металлах также могут происходить химические реакции. Например, атомы Железа реагируют с атомами Углерода с образованием карбида железа Fe₃C - цементита, который предопределяет особую твердость и хрупкость чугуна.

Способность металлов в расплавленном состоянии не только смешиваться механически, но и образовывать между собой (и с атомами неметаллов) различные соединения - одна из причин, объясняющая, почему физические свойства сплавов резко отличаются от физических свойств металлов, образующих сплав. Например, сплав, состоящий из одной части свинца и двух частей олова (припой), плавится при температуре 180 ° С, тогда как чистый свинец плавится при 328 ° С, а олово - по 231 ° С.

В состав дюралюминия - одного из важнейших сплавов - входит 95% Аl, 4 Сu, 0,5 Мn и 0,5% Mg. Он, как и алюминий, легкий, но значительно тверже алюминия и меди. Его широко применяют в самолетостроении. Известно много других сплавов.

Легирующие добавки никеля, хрома, марганца, молибдена, ванадия и других металлов позволяют получать нержавеющие кислотоупорные стали, используемых для изготовления химической аппаратуры. Сплавы добывают различными способами: сплавлением, электролизом растворов и расплавов, спеканием металлических порошков, конденсацией пара металлов и др.

Металлы главной подгруппы

Главную подгруппу I группы Периодической системы Д.И. Менделеева составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Элементы этой подгруппы относят к металлам. Их общее название – щелочные металлы.

 Элементы главной подгруппы I группы
(Щелочные металлы)

 Общая характеристика элементов главной подгруппы I группы

К главной подгруппе I группы элементов периодической системы Д.И. Менделеева относятся щелочные металлы: Литий Li, Натрий Na, Калий К, Рубидий Rb, Цезий Cs и Франций Fr.

Во внешнем электронном слое атомов этих металлов находится по одному электрону. В предпоследнем электронном слое атома лития содержится два электрона, у остальных атомов щелочных металлов - по восемь электронов. Поэтому атомы этих элементов легко отдают один электрон, то есть имеют низкую энергию ионизации, которая уменьшается в подгруппе сверху вниз (см. Таблицу).
Ослабление связи электрона с ядром обусловлено увеличением радиусов атомов. С ростом порядкового номера элементов, уменьшением энергии ионизации и увеличением радиусов их атомов металлические свойства элементов закономерно усиливаются, что иллюстрируют приведенные в таблице данные. По химическому взаимодействию, отдавая валентные электроны, они обнаруживают устойчивую степень окисления, равную +1. Это s-элементы - типичные представители элементов-металлов.

Свойства элементов главной подгруппы I группы

Все щелочные металлы очень сильные восстановители. Они являются самыми активными металлами, непосредственно сочетаются почти со всеми неметаллами. Ведущее место среди щелочных металлов по активности занимает Франций. В соединениях щелочных металлов преобладает в основном ионная связь.

Атомы элементов главной подгруппы I группы образуют с Кислородом оксиды R₂O, а оксиды, в свою очередь, при взаимодействии с водой - основания RОН. Водородные соединения щелочных металлов соответствуют формуле RН. В гидриде степень окисления водорода равна -1.

Металлические калий и натрий впервые были получены английским химиком и физиком Г. Дэви в 1807 электролизом твердых щелочей. Литий открыл шведский химик Ю. Арфведсон в 1817 во время исследования минерала петалита. Г. Дэви впервые выделил металлический литий в 1818 электролизом оксида лития . Рубидий и цезий были открыты Г. Бунзеном и Г. Кирхгофом соответственно в 1861 и 1860 при исследовании спектров щелочных металлов. Существование элемента главной подгруппы I группы с порядковым № 87 было предусмотрено Д.И. Менделеевым в его периодической системе в 1869 - 1870 pp., А экспериментальное открытие произошло через 70 лет. В 1939 p. М. Перей, изучая продукты распада урана, выделила радиоактивный изотоп - Франций.

Распространение. Щелочные металлы Na и К относятся к распространенным элементам (их содержание в земной коре составляет по 2,5%), остальные щелочные металлы менее распространены: Li - 0,0032%, Rb - 0,015%, Cs - 0,00037%, содержание Fr - мизерное.
Li, Rb и Cs считают редкими элементами.

В природе щелочные металлы в свободном состоянии не встречаются. Они существуют в виде различных соединений: Na₂О•Аl₂О₃•6SiO₂ - натриевый полевой шпат, K₂O•Al₂O₃•6SiO₂ - калиевый полевой шпат, NaCl- галит, или каменная соль, Na₂SO₄•10H₂O - мирабилит, или глауберова соль, натрий углеродат (сода) Na₂C0₃•10H₂O, бурая Na₂B₄O₇•10H₂O, натрий нитрат, или натриевая селитра NaNO₃, сильвин КСl, сильвинит KCl•NaCl, карналлит KCl•MgCl₂•6H₂O, каинит KCl • MgSO₄•3H₂O, сподумен LiAl(SiPO₃)₂ , литиевая слюда (Li,K) F₂, Al (SiO₃) ₂.
Рубидий не образует собственных минералов, а содержится как примесь в минералах цезия и калия. Цезий в природе входит в состав минерала поллуцита 

Калий и натрий - очень важные элементы для живой природы. Ионы Калия и Натрия поддерживают нормальное осмотическое давление, кислотно-щелочной баланс плазмы крови, обеспечивают распространение нервного импульса, осуществляют противоположное влияние на обмен воды в организме. Поскольку ионы Натрия входят в состав эритроцитов, то их роль в газообмене организма незаменима. Соли Калия необходимы растениям, особенно техническим культурам.

Соединения Лития оказывают токсическое воздействие на организм человека, что проявляется дерматитами и ожогами кожи. Длительное воздействие соединений рубидия и цезия может вызвать расстройства кровеносной, нервной, дыхательной систем и желудочно-кишечного тракта.

Добывание. Натрий добывают электролизом расплавленного хлорида натрия или гидроксида натрия. Чтобы снизить температуру плавления хлорида натрия (801 ° С), к нему добавляют КСl, NaF, СаСl₂ и другие соли. Это дает возможность вести электролиз при температуре 580 ° С. Во время электролиза расплава NaCl на железном катоде выделяется натрий:

а на графитовом аноде - хлор:

При электролизе расплава NaOH на железном катоде выделяется натрий:

а на графитовом аноде - вода и кислород:

Преимуществом этого метода является низкая температура проведения процесса и возможность добыть натрий высокой степени чистоты, недостатком - высокая стоимость сырья.

Калий также можно добывать электролизом расплавленных КСl и КОН при температуре 800 ° С. Однако этот способ не получил распространения из-за значительных технических сложностей. Современное промышленная добыча калия основывается на таких реакциях:
 
Металлический литий добывают электролизом расплавленной смеси LiCl и КСl (или СаСl₂). Кроме того, литий можно получить и по такой реакции:

Технические металлы Rb и Cs добывают из их хлоридов кальцийтермическим методом в вакууме при температуре 700 - 800 ° С:

Рубидий и цезий высокой степени чистоты можно получить разложением их азидов (CsN₃, RbN₃).

Очищают щелочные металлы перегонкой. Литий, натрий и калий следует хранить в герметичной железной таре, рубидий и цезий - в запаянных стеклянных ампулах. Небольшие количества Li, Na, К в химической лаборатории хранят под слоем керосина.

Физические свойства. Щелочные металлы очень легкие, мягкие, пластичные и легкоплавкие. Для лития, натрия, калия и рубидия характерен серебристо-белый блеск, для цезия - золотистый. На воздухе щелочные металлы быстро тускнеют. Рубидий и цезий способны самовозгораться. Щелочные металлы имеют высокие электро- и теплопроводности. Франций - радиоактивный металл. Температуры плавления и кипения щелочных металлов равномерно снижаются от лития к цезия, что иллюстрируют приведенные в таблице данные.

Работа с щелочными металлами требует осторожности, поскольку они легко воспламеняются, бурно реагируют с водой и другими веществами.

Свойства простых веществ главной подгруппы I группы

Химические свойства. Атомы элементов главной подгруппы I группы во время химического взаимодействия легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы:

Щелочные металлы - сильные восстановители. Из-за очень высокой активности они способны реагировать с водородом при нагревании с образованием гидридов MeН. Гидриды щелочных металлов - это твердые вещества с ионными кристаллическими решетками; сильные восстановители. Гидриды щелочных металлов легко разлагаются водой с образованием соответствующей щелочи и водорода:

Щелочные металлы взаимодействуют со многими неметаллами; с азотом при нагревании образуют нитриды Ме₃N. Натрий легко реагирует с галогенами и серой:

Только литий при обычных условиях образует с кислородом оксид Li₂О, остальные щелочные металлов - пероксиды или супероксиды. Так, натрий при взаимодействии с кислородом образует пероксид Na₂О₂, а калий, рубидий и цезий - супероксиды MeО₂. Оксиды натрия, калия, рубидия и цезия можно получить окислением при недостатке кислорода:

Пероксиды (перекиси) и супероксиды щелочных металлов - сильные окислители. Во время растворения в воде перекиси полностью гидролизуют:

Под действием воды на супероксиды щелочных металлов образуются О₂ и Н₂О₂:

Оксиды щелочных металлов - твердые, гигроскопичные вещества. Они энергично взаимодействуют с водой с образованием щелочей:

Еще энергичнее с водой реагируют сами щелочные металлы, причем с увеличением протонного числа элемента интенсивность взаимодействия его с водой возрастает (Rb и Cs реагируют с водой со взрывом):

Щелочные металлы способны вытеснять водород не только из воды, но и из разбавленных растворов кислот и аммиака. С раствором аммиака при нагревании они образуют амиды МеNH₂ и водород.

Растворимые в воде гидроксиды - LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH называют щелочами, поэтому металлы Li, Na, К, Rb, Cs, при взаимодействии которых с водой образуются водород и щелочи, были названы щелочными. Гидроксиды щелочных металлов, особенно натрия и калия - очень важные соединения; технические названия NaOH и КОН - соответственно едкий натр и едкое кали.

Натрий гидроксид и калий гидроксид - белые непрозрачные гигроскопичны твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. В водных растворах практически полностью диссоциируют и являются сильными щелочами. В твердом состоянии на воздухе NaOH и КОН поглощают влагу, поэтому их используют как осушители газов.

NaOH и КОН добывают в больших количествах электролизом концентрированных водных растворов хлоридов натрия и калия. При этом одновременно образуются хлор и водород. Катодом является железная сетка, анодом - графит. Схему электролиза (на примере КСl) можно представить так: КСl полностью распадается на ионы К ⁺ и Сl ^~, при пропускании электрического тока к катоду приближаются
ионы К ⁺, к аноду - хлорид-ионы Сl^-. Калий в ряду стандартных электродных потенциалов расположен до алюминия, поэтому его ионы восстанавливаются значительно труднее, чем молекулы воды. Ионов водорода Н⁺ в растворе очень мало. В связи с этим на катоде разряжаются только молекулы воды с выделением молекулярного водорода:

Хлорид-ионы в концентрированном растворе легче отдают электроны, чем молекулы воды, поэтому на аноде разряжаются хлорид-ионы Сl ~:

Общее уравнение электролиза концентрированного раствора КСl:

Аналогично происходит электролиз раствора NaCl.

Натрий гидроксид в химической лаборатории можно получить действием на натрий углеродат известковой водой:

Важными солями щелочных металлов являются нитраты, галогениды, сульфаты, углеродаты. Все они растворимы в воде. Во время кристаллизации образуют кристаллогидраты, следовательно, они гигроскопичны. Образование кислых солей - характерная особенность щелочных металлов. Способность к образованию кислых солей и их термостойкость возрастает в направлении Li -> Cs.

Из солей щелочных металлов наибольшее практическое значение имеют: натрий углеродат, или кальцинированная сода, Na₂CO₃, натрий гидроуглеродат, или питьевая сода, NaHCO₃, кристаллогидрат Na₂CO₃•10H₂O, хлорид натрия, или каменная соль, NaCl, натрий сульфат Na₂SO₄, глауберова соль Na₂SO₄ • 10H₂O, растворимое стекло Na₂SiO₃.

углеродаты щелочных металлов за исключением натрий углеродата добывают действием углекислого газа в соответствующие щелочи:

Если в пламя горелки внести соль щелочного металла, то оно приобретет окраску, которая характерна для данного металла: литий окрашивает пламя в карминно-красный цвет, натрий - в желтый, калий - в фиолетовый, цезий - в светло-голубой, рубидий - в темно-красный.

Применение. Из щелочных металлов широко применяют натрий: для получения натрий пероксида, синтеза красителей, фармацевтических препаратов, в органическом синтезе, в металлургии в качестве восстановителя в процессе выплавки некоторых редких металлов, производства сплавов, в авиастроении в качестве теплоносителя в клапанах авиационных двигателей. Металлический калий применяют в металлургии в качестве восстановителя, в качестве катализатора при добыче синтетических каучуков. Литий - необходимый компонент подшипниковых сплавов, рубидий и цезий используют в производстве фотоэлементов.

Натрий гидроксид является одним из важных продуктов химической промышленности. Его применяют для очистки нефтепродуктов - бензина и керосина, для производства мыла, искусственного шелка, бумаги, в текстильной, кожевенной, химической промышленности, а также в быту (каустик, каустическая сода).

Натрий хлорид -необходимое пищевая приправа, является консервантом продуктов, сырьем для получения гидроксида натрия, хлора, соляной кислоты, соды и др. Натрий сульфат применяют в производстве соды и стекла, глауберову соль Na₂SО₄•10H₂О - в медицине.

Калийные соли используют преимущественно как калийные удобрения, они обходимо для питания растений. Недостаток калия в почве заметно уменьшает урожайность и устойчивость растений к неблагоприятным условиям. Важнейшие калийные удобрения:
1) сырые соли - размолотые природные соединения, преимущественно минералы сильвинит и каинит;
2) концентрированные удобрения, добывающих в результате переработки природных калийных солей - калия хлорид КСl и калий сульфат K₂SО₄;
3) древесная и торфяная зола, содержащая калий углеродат К₂СO₃ (поташ).

Элементы главной подгруппы II группы
(Щелочноземельные металлы)

 Общая характеристика элементов
главной подгруппы II группы

К главной подгруппе II группы элементов периодической системы Д.И. Менделеева принадлежат щелочноземельные металлы: Бериллий Be, Магний Mg, Кальций Са, Стронций Sr, Барий Ва и Радий Ra.

В внешнем электронном слое атомов элементов этой подгруппы находится по два валентных s-электрона, следовательно, эти элементы являются металлами. Отдавая их, они проявляют в соединениях степень окисления +2. С увеличением порядкового номера элемента отщепление электронов облегчается, потому металлические свойства элементов закономерно усиливаются, что подтверждают данные таблицы. 

Свойства элементов главной подгруппы II группы

Поскольку заряд ядра атомов этих элементов на единицу больше, чем у щелочных металлов тех же периодов, внешние электроны сильнее притягиваются к ядру, чем обусловлены большие значения энергии ионизации атомов и меньшая химическая активность Бериллия и его аналогов по сравнению с щелочными металлами. Второй причиной меньшей химической активности является высокая прочность их кристаллической решетки. Радиусы атомов с увеличением протонного числа элементов растут, значение энергии ионизации уменьшаются, следовательно, химическая активность металлов усиливается сверху вниз (см. Таблицу).

Бериллий и Магний несколько отличаются от других своих аналогов. Например, Be с водой не взаимодействует, Mg взаимодействует только при нагревании. Существенное отличие свойств Бериллия от свойств других элементов главной подгруппы II группы объясняется малым радиусом его атома, большим значением энергии ионизации, а также наличием в ионе Ве^{2 +} только одной электронной оболочки.

Доля ковалентной связи в соединениях элементов главной подгруппы II группы значительно больше, чем в соединениях щелочных металлов.

Все щелочноземельные металлы -сильные восстановители, химически довольно активные, но несколько слабее, чем щелочные металлы. На воздухе окисляются, при этом образуются основные оксиды типа RO, которым соответствуют основания - R(ОН)₂. Растворимость и основный характер оснований растут от Be к Ra. С водородом щелочноземельные металлы образуют гидриды общей формулы RН₂.

Бериллий был открыт в 1798 французским химиком Л. Вокленом в минерале берилле. Магний впервые выделил в виде амальгамы с магний оксида английский химик и физик Г. Дэви в 1808 В том же году Г. Дэви открыл и Кальций, однако в чистом виде металл добыл Р. Бунзен только в 1855 электролизом расплава хлорида кальция. С именем Г. Дэви связывают открытие стронция (1808) и выделения металлического бария электролизом его соединений, на существование которого в 1774 впервые указал шведский химик К. Шееле, исследуя барий оксид. Об открытии Радия сообщили супруги П. Кюри и М. Склодовская-Кюри вместе с Ж. Бемон в 1898 p .; металлический радий был добыт в 1910 году. этими же учеными.

Распространение. Содержание элементов главной подгруппы II групы в земной коре составляет,%: Be - 0,0006, Mg - 2,4, Са - 2,96, Sr - 0,04, Ва - 0,05, содержание Ra- мизерное. Наиболее распространенными элементами являются Кальций и Магний, Бериллий принадлежит к редким элементам, Радий в незначительных количествах входит в состав урановых и ториевых руд.

В свободном состоянии металлы главной подгруппы II группы не встречаются. Бериллий существует в виде минералов берилла 3BeOAl₂О₃•6SiО₂, фенакита Be₂SiО₄ и хризоберилла Be (АlО₂) ₂. Известно несколько аллотропных модификаций бериллия - в частности аквамарин и изумруд, что является драгоценными камнями. К распространенным минералам Стронция и Бария принадлежат целестин SrSО₄, стронцианит SrCО₃, барит BaSО₄, витерит ВаСО₃. Природный Стронций состоит из четырех изотопов, для Бария их известно семь, а природный Радий состоит из восьми радиоактивных изотопов.

Магний и кальций распространенные металлы этой группы. Во время выпаривания морской воды Магний оседает в виде горькой соли MgSО₄•7H₂О, кизерита MgSО₄  • H₂О, шенита K₂SО₄•MgSО₄ • 6H₂О, каинита KCl • MgSО₄ • 3H₂О, бишофита MgCl₂•6H₂О, карналлита KCl• MgCl₂ • 6H₂О. Довольно распространенными минералами являются магнезит MgCО₃, доломит MgCО₃•CaCО₃, асбест Mg₃Ca (SiО₃) ₄.
В природе Магний находится в виде трех стабильных изотопов, добыто также три искусственных изотопа магния.

Важнейшими из кальциевых минералов являются: известняк, арагонит, мрамор, мел, состав которых соответствует одной формуле минерала кальцита - СаСО₃, гипс CaSО₄•2H₂О, ангидрит CaSО₄, апатит, фосфориты, флюорит. Кальций существует в природе в виде шести стабильных изотопов.

Магний и Кальций - важные элементы живой природы. Магний является компонентом хлорофилла растений, без которого невозможен фотосинтез. Магний, фосфор и калий достаточно активно влияют на усвоение в организме человека Кальция, являются катализаторами гидролизного расщепления АТФ и АДФ, препятствуют возникновению спазмов кровеносных сосудов, обеспечивающих нормальную работу сердца.

В живой природе из элементов-металлов Кальций является главным биоэлементом. Это строительный материал костной ткани. В костной ткани организма взрослого человека содержится около 1700 г (99%) Кальция. Ионы Кальция участвуют в обмене веществ. В передаче энергии на клеточном и молекулярном уровнях решающую роль играет транспортировка электронов с помощью ионов Кальция.

Особенно опасен для живых организмов радиоактивный Стронций- 90, обуславливающий разложения кроветворных органов и появление злокачественных опухолей в костях. Ядовитыми для живых существ также соединения Бериллия. Ионы Бериллия способны вызывать заболевания органов дыхания и размягчения костной ткани (бериллиевый рахит). Растворимые соли Бария - сильные яды. В случае отравления Ва^{2 +} поражаются миокард сердца, нервная система, кровеносные сосуды и костная ткань.

Добывание. Все металлы главной подгруппы II группы добывают преимущественно электролизом их расплавленных солей.

Металлический бериллий добывают электролизом расплава хлорида бериллия (II) в смеси с натрий хлоридом (NaCl снижает температуру проведения электролиза до 350 ° С). Его можно добыть также магнийтермичним восстановлением фторида бериллия (II) при температуре 1000 ° С:

Магний добывают электролизом расплавов магний хлорида или обезвоженного карналлита (используют стальные катоды и графитовые аноды). Электролизом расплавленного хлорида кальция в смеси с калий хлоридом (или кальций фторидом) добывают металлический кальций. Другим методом его добычи является алюминотермическая:

 

Металлический барий добывают восстановлением его оксида алюминием или кремнием при температуре 1200 ° С:

Алюминотермическая метод применяют также для получения стронция и бария:

Физические свойства. Все металлы главной подгруппы II группы имеют серебристый блеск, однако блестящими остаются на воздухе только Be и Mg, а другие щелочноземельные металлы быстро покрываются пленкой окислов и нитридов, не имеющей защитных свойств. Температуры плавления, кипения и твердость металлов этой подгруппы значительно выше, чем щелочных металлов.. Бериллий имеет такую ​​же твердость, как сталь, но хрупкий; барий по твердости близок к свинцу его даже можно резать ножом. Кальций достаточно вязкий металл, однако тверже бария. Магний - пластичный мягкий металл, но плохо поддается литью, сварке и пайке. Все остальные металлы этой подгруппы довольно мягкие.

Химические свойства. Согласно электронному строению, металлы главной подгруппы II группы в соединениях проявляют степень окисления +2. Атомы элементов этой подгруппы при химическом взаимодействии легко отдают валентные электроны и превращаются в положительно заряженные ионы:

Все металлы подгруппы - сильные восстановители. Кальций, стронций, барий и радий окисляются кислородом воздуха и превращаются в белые землистые порошки оксидов, которые при растворении в воде дают щелочи (отсюда название - щелочноземельные). Поэтому щелочноземельные металлы целесообразно хранить под слоем органических инертных жидкостей.

Кальций, стронций и барий при нагревании легко реагируют с водородом с образованием гидридов MeН₂. Это кристаллические вещества, которые способны реагировать с водой и окисляться кислородом:

Все щелочноземельные металлы как довольно активные непосредственно сочетаются с различными неметаллами (галогенами, азотом, кислородом, серой, углеродом):

 Взаимодействие с водой термодинамически возможно для всех элементов главной подгруппы II группы:

Однако поверхность бериллия покрыта очень устойчивой оксидной пленкой, не реагирует с водой даже при температуре красного каления. Магний устойчив к действию холодной воды, но энергично взаимодействует с кипящей. Кальций, стронций и барий реагируют с водой почти с такой же скоростью, как и литий.

Щелочноземельные металлы легко растворяются в разбавленных растворах кислот-неокислителей с выделением водорода:

При взаимодействии с разбавленным раствором HNO₃ среди продуктов восстановления азотной кислоты преобладает аммоний нитрат, то есть все эти металлы - активные восстановители:

Оксиды щелочноземельных металлов - твердые тугоплавкие соединения. их химическая активность возрастает от ВеО в ВаО. При комнатной температуре ВеО не взаимодействует с водой, кислотами, щелочами. В отличие от других оксидов металлов этой подгруппы ВеО - амфотерный оксид. Важное практическое значение имеют магний и кальций оксиды. Оксид магния  MgO - это кристаллическое вещество, имеет высокую температуру плавления. Прокаленный при высокой температуре MgO очень твердый, теряет способность растворяться в воде и кислотах, его используют для изготовления огнеупорных изделий и искусственных строительных материалов - ксилолита и фибролита. 

Оксид кальция СаО известный под названием негашеная, или жженая, известь. В промышленности его добывают выжиганием известняка или мела:

После гашения водой образуется гашеная известь, применяют в производстве соды и в строительстве:

Гашеная известь Са (ОН) ₂ твердое вещество белого цвета, растворимое в воде, однако растворимость его незначительна (при 20 ° С - 1,5 г в 1 л воды). Раствор гашеной извести в воде называют известковой водой. Он обладает щелочными свойствами. При пропускании через него оксида углерода (IV) раствор сначала мутнеет (а), а по мере дальнейшего пропускания его муть исчезает (б)

Смесь гашеной извести, песка и воды называют строительным или известковым, раствором. Его применяют как штукатурку, а также для скрепления кирпича при кладке стен, хотя в последнем случае обычно используют цементные растворы. Гашеная известь применяют также в производстве соды.

Большинство нитратов, хлоридов, бромидов, йодидов, ацетатов металлов главной подгруппы II группы растворимы в воде. К малорастворимым принадлежат сульфаты (за исключением BeSО₄ и MgSO_4, углеродаты, фосфаты, арсенаты, фториды (за исключением BeF₂). Металлы главной подгруппы II группы способны образовывать карбиды различных состава и строения СаС₂, MgC₂, ВеС₂, ВаС₂ и др. Широкое практическое применение имеет СаС₂, он является незаменимым сырьем для получения ацетилена.

Важное промышленное значение имеет магнезиальный цемент Mg(OH)Cl - вяжущий материал, из которого изготавливают точильные камни и мельничные жернова.

углеродат кальция СаСО₃ значительно распространен в природе в виде горной породы - известняка. Довольно часто случаются мрамор - ценный строительный материал, образовавшийся в древние геологические эпохи из известняка и мела под действием давления и высокой температуры. Известняк, мел и мрамор содержат в своем составе преимущественно углеродат кальция. Известняк и известь применяют в сельском хозяйстве для известкования почв (для снижения кислотности и улучшения их структуры). Прозрачный известняковый шпат используют для изготовления оптических приборов, мел - в стекольной промышленности.

Довольно распространенным является природный минерал - гипс CaSО₄•2H₂О. Выжиганием гипса при 150 - 180 ° С добывают порошок белого цвета - жженый гипс, или алебастр CaSО₄•0,5H₂О. Если алебастр смешать с водой, он быстро затвердеет и снова превратится в гипс:

Благодаря этому свойству гипс применяют для изготовления строительных перегородочных плит и панелей, отливные форм и слепков с различных предметов, гипсовых повязок в медицине, а также для приготовления известково- гипсовых растворов для штукатурных работ.

Если в пламя горелки внести соль щелочноземельного металла, то оно приобретет окраску, которая характерна для этого металла: магний пламя не окрашивает, кальций - окрашивает его в оранжево-красный цвет, стронций - в темно-красный, барий - в светло-зеленый.

Применение щелочно-земельных металлов. Металлы главной подгруппы II группы имеют большое практическое применение. Бериллий благодаря легкости, твердости, коррозионной стойкости используют в космической технике, атомной промышленности. Широко применяют различные бериллиевые сплавы, которые имеют высокую механическую и химическую устойчивость. Однако применение бериллия ограничено из-за вредное воздействие его на живой организм, ядовитость и высокой стоимости металла.

Практически важным металлом является магний. Его используют для получения других металлов, изготовление сплавов и в органическом синтезе.

Кальций применяют в металлотермии, в частности в производстве урана и тория, для получения сплавов, из которых изготавливают подшипники. Металлический барий используют для металотермической добычи лантаноидов и актиноидов.

 Жесткость воды и способы ее устранения

Растворимые соли кальция и магния определяют жесткость воды. Жесткость воды- это совокупность свойств, обусловленных содержанием в воде катионов кальция Са ²⁺ и магния Mg^{2 +}. Суммарное содержание солей кальция и магния в воде называют ее общей жесткостью. Общую жесткость воды разделяют на временную или углеродатную и постоянную, или неуглеродатную.

Временная жесткость воды связана с наличием гидроуглеродата кальция и магния, ее можно устранить длительным кипячением воды

Постоянная жесткость воды обусловлена ​​содержанием в воде солей сильных кислот - магний и кальций сульфатов и хлоридов; кипячением постоянную жесткость воды устранить невозможно.

Жесткость воды принято выражать числом милиеквивалентив (мэкв) ионов Mg²⁺ и Са ²⁺, содержащиеся в 1 л воды. Воду, содержащую менее 4 мэкв/л ионов Mg^{2 +} и Са^{2 +}, называют мягкой, от 4 до 8 - средней, более 8 - твердой.

Жесткая вода непригодна для использования в паровых котлах, стиральных машинах, металлических конструкциях, трубопроводах и в кожухах охлаждающих агрегатов. Во время стирки в жесткой воде портятся ткани, увеличивается расход моющих средств. В жесткой воде плохо развариваются пищевые продукты, теряется вкус приготовленных блюд.

Существует несколько способов смягчения воды. Временную жесткость устраняют кипячением. Если же вода содержит много гидроуглеродата, к ней добавляют известь, которая переводит кислые соли в средние:

Если жесткость воды обусловлена ​​наличием кальций и магний сульфатов, хлоридов, то к воде добавляют соду или Са (ОН) 2. Устранить твердость можно методом ионного обмена или катионированием. Для этого жесткую воду следует пропустить через слой катионита, который способен менять ионы Na ⁺ или Н⁺ на Mg²⁺ и Са ²⁺. Иногда воду нужно очищать не только от ионов Mg^{2 +} и Са ²⁺, но и от других. В этом случае применяют метод обессоливания, основанный на использовании органических ионитов. Таким способом воду можно превратить дистиллированную. Самая мягкая вода в природе - это дождевая и снеговая.

 Элементы главной подгруппы III группы

 Общая характеристика элементов главной подгруппы III группы

К элементам главной подгруппы III группы периодической системы Д.И. Менделеева принадлежат Бор В, Алюминий А1, Галлий Ga, Индий In, Таллий ТЕ.

Все они являются p-элементами. Их атомы на последнем энергетическом уровне имеют по три электрона (ns²np¹), чем и объясняется сходство ряда их свойств. В химических соединениях эти элементы проявляют степень окисления +3 (Бор также и -3), хотя для Талия устойчивым является степень окисления +1 (см. Таблицу).

Внутри подгруппы с ростом заряда ядра энергия ионизации атомов уменьшается и металлические свойства элементов усиливаются. Однако они выражены слабее, чем у соответствующих элементов главных подгрупп I и II групп. Элемент Бор относится к элементам-неметаллов. Он имеет наибольшую энергию ионизации (см. Таблицу). Хотя его атом во внешнем электронном слое содержит мало электронов, они отщепляются трудно, потому размещены близко к ядру. Алюминий - металл, но не типичный, его гидроксид имеет амфотерные свойства.

 Свойства элементов главной подгруппы III группы

 

Все элементы главной подгруппы III группы образуют оксиды типа R₂O₃. Им соответствуют гидроксиды составa R (ОН) _3.

Среди металлов главной подгруппы III группы наибольшее практическое значение имеет алюминий.

Бор добыли французские химики Ж.Л. Гей-Люссак и Л.Ж. Тенар в 1808 нагреванием борного ангидрида и металлического калия. Алюминий в свободном состоянии впервые получил датский ученый Х.К. Эрстед в 1825 p., действуя на алюминий хлорид амальгамой калия, а через два года немецкий химик Ф. Велер также получил алюминий, заменив амальгаму калия на металлический калий. Существование Галлия предсказал Д.И. Менделеев в 1871 и назвал его экаалюминием, а открыл этот элемент французский химик П.Е. Лекок де Буабодран спектральным анализом цинковой обманки. Индий открыли немецкие ученые Ф. Рейх и Т. Рихтер в 1863. Таллий - английский ученый В. Крукс в 1861 г.

Распространение. Содержание элементов главной подгруппы III группы в земной коре составляет,%: В - 0,0003, АI - 8, Ga - 0,0015, In - 0,00001, ТI - 0,0003.

По распространению в природе Алюминий занимает четвертое место (после О, Н и Si). Он входит в состав алюмосиликатов, из которых образована земная кора, а также минералов боксита, корунда и криолита. Наибольшее количество алюминия входит в состав алюмосиликатов KAlSi₃O₈- полевой шпат и КАl_зН₈ (8SiО₄) ₃ - мусковит (слюда). При выветривании большинства алюмосиликатов образуется глина (каолин) Al₂О₃•2SiО₂•2H₂О. Случается также и чистый Аl₂О₃ - минерал корунд. Драгоценные камни - рубин, сапфир - это кристаллы корунда, окрашенные примесями оксида хрома (lll) (рубин) и оксидами титана и железа (сапфир). Бокситы - горная порода, состоящая преимущественно из гидратированного оксида алюминия Аl₂О₃ •nН₂О и оксидов железа, которые придают им красный цвет. Криолит - минерал состава AlF₃•3NaF. Сейчас его добывают искусственно, применяют в металлургии алюминия.

Галлий, индий, таллий не имеют собственных минералов, они случаются как примеси в различных рудах, в частности в галите, лорандите, крукезите, индите и рекизите.

Биологическая роль алюминия в малых концентрациях общеизвестна: он участвует в образовании фосфатных протеиновых комплексов, а также в построении эпителиальной и соединительной тканей. Алюминий входит в состав оболочки нервных клеток головного мозга, где выполняет опорную функцию. Он является необходимым микроэлементом, что влияет на активность ряда ферментов. Избыточное количество алюминия в организме может привести к болезням дыхательной системы, экземе, дерматитам, снижению остроты зрения и алюминиевому рахиту костей.

Галлий, индий, таллий оказывают токсическое воздействие на живые организмы, вызывающие заболевания почек, нервной системы, расстройства пищеварительного тракта.

Добывание. В промышленности алюминий добывают электролизом раствора оксида алюминия в расплавленном криолите AlF₃•3NaF с добавкой фторида кальция при температуре 950 -980 ° С. Сырье используют чистое, поскольку примеси при электролизе восстанавливаются и загрязняют алюминий.

Чистый алюминий оксид Аl₂O_з, свободный от воды, железа и кремний оксидов, добывают из боксита и нефелина (Na, K)₂[Al₂Si₂O₈]. Он хорошо растворяется в расплавленном криолите. Добавка фторида кальция способствует поддержанию температуры около 1000 ° С, повышает электропроводность электролита, уменьшает его плотность, что способствует оседанию алюминия на дно ванны. Во время электролиза такого расплава Алюминий выделяется на катоде:

 На угольном аноде разряжаются ионы кислорода О^2-, входящих в состав Аl₂O₃:

Электролизер - это стальная ванна прямоугольной формы, изложенная изнутри огнеупорным кирпичом и блоками из угольной массы. В блоки на дне ванны заложены стальные стержни, концы которых выведены наружу. Эти блоки вместе с расплавленным алюминием являются катодом. Анод состоит из 12 - 14 угольных брусков и опускается в ванну сверху.

Для получения алюминия высокой степени чистоты (до 99,99999% Аl) технический алюминий нагревают в парах AlF₃:

При низких температурах AlF неустойчив и при температуре 750 - 800 ° С происходит обратная реакция - идет будто перегонка.

Физические свойства. Алюминий - серебристо-белый металл, мягкий, легкий, но механически прочен. Имеет высокую электропроводность, легко поддается обработке: прокатывается в фольгу, вытягивается в тонкую проволоку, подвергается  литью. Легко образует сплавы. При 660 ° С алюминий становится хрупким, его можно измельчить в порошок. Температура кипения алюминия достигает 2500 ° С, его плотность - 2,70 г/см³.

Галлий, индий и таллий имеют серебристый блеск, это очень мягкие металлы. Индий и таллий хорошо режутся ножом. Галлий и индий довольно устойчивы, но таллий на воздухе легко окисляется и теряет естественный блеск. Галлий имеет самую низкую температуру плавления - 29,8 ° С (плавится даже в руке) и достаточно высокую температуру кипения - 2205 ° С. Именно строением кристаллической решетки галлия обусловленные исключительные свойства этого металла.

Химические свойства. У атома Алюминия на последнем энергетическом уровне находятся три электрона, которые он отдает во время химического взаимодействия. Алюминий имеет степень окисления +3, является сильным восстановителем.

Этот металл легко соединяется с кислородом даже при обычных условиях. В результате поверхность покрывается оксидной пленкой Аl₂O_з, которая защищает металл от дальнейшего окисления:

Если оксидную пленку разрушить (потереть поверхность металла наждачной порошком или опустить его ненадолго в горячий раствор щелочи), то алюминий будет взаимодействовать с водой:

При обычной температуре алюминий практически не взаимодействует с растворами концентрированной и очень разбавленной азотной кислоты (вследствие образования защитной пленки), поэтому HNO₃ хранят и перевозят в алюминиевой таре.
Однако он растворяется в хлоридной и сульфатной кислотах:

В отличие от многих металлов на алюминий очень сильно действуют растворы щелочей:

Поэтому в алюминиевой таре нельзя хранить щелочи и щелочные растворы.
При нагревании алюминий реагирует с галогенами, а при высокой температуре - с серой, азотом и углеродом:

Оксид алюминия (глинозем) Аl₂O₃ - вещество белого цвета, довольно тугоплавкий, с очень высокой твердостью. Является исходным продуктом для получения алюминия. В лаборатории оксид алюминия получают сжиганием алюминия в кислороде или прокаливанием алюминий  гидроксида:

В промышленности его добывают из бокситов или нефелинов.

Оксид алюминия не растворяется в воде и не реагирует с ней. Это амфотерный оксид - взаимодействует с кислотами и щелочами:

Гидроксид алюминия Аl (ОН) ₃ - белое твердое вещество, в воде практически не растворимый. Добывают его косвенным способом - из солей Алюминия действием на них растворами щелочей:

Аl(ОН)₃ - типичный амфотерный гидроксид. При взаимодействии с кислотами образует соли, содержащие катион Алюминия:

С растворами щелочей (взятыми с избытком) образует алюминаты - соли, в которых Алюминий входит в состав аниона:

Соли алюминия, образованные слабыми кислотами, полностью гидролизуют. Довольно распространенными его солями являются нитраты, хлориды, сульфаты, которые хорошо растворяются в воде.

Если внести в пламя горелки соль металла главной подгруппы III группы, то оно приобретет окраску, которая характерна для этого металла: галлий окрашивает пламя в фиолетовый цвет, индий - в синей, таллий - в зеленый.

Применение. Из алюминия как коррозионностойкого металла изготавливают детали аппаратов и тару для азотной кислоты, а также упаковку для пищевых продуктов и посуды. Корпуса самолетов, автобусов, троллейбусов, вагонов производят из алюминия и его сплавов.

Порошок алюминия является основой для изготовления серебристой краски, защищает железные изделия от коррозии. Алюминий широко используется в металлургической промышленности для извлечения других металлов из их окислов. Алюминотермию открыл М.М. Бекетов. Благодаря быстрому протекания реакции выделяется значительное количество теплоты, а температура достигает 3500 ° С.

В этих условиях восстановлен металл получают в жидком состоянии, а на поверхность всплывает алюминий оксид в виде шлака. Алюминотермии применяют для получения хрома, марганца, ванадия, титана, циркония, других металлов и их оксидов.

Германий, Олово, Свинец как представители элементов-металлов главной подгруппы IV группы

Общая характеристика элементов-металлов главной подгруппы IV группы

К главной подгруппе IV группы периодической системы элементов Д.И. Менделеева относятся элементы Углерод С, Кремний Si, Германий Ge, Олово Sn, Свинец РЬ.

Элементы главной и побочной подгрупп IV группы очень похожи на металлы. Это связано с наличием небольшого числа электронов во внешних электронных слоях атомов. Однако Углерод и Кремний не является металлами.

Во внешнем электронном слое атомов элементов главной подгруппы IV группы содержится четыре электрона. Это является признаком того, что они могут быть четырехвалентными. Степени их окисления в соединениях от +2 ... +4 до -4.

От Углерода к Свинцу радиусы атомов растут, а способность к присоединению электронов, и следовательно, неметаллические свойства - ослабляются.

Способность к образованию соединений с водородом и металлами от Углерода к Свинцу также уменьшается.

Существование Германия Д.И. Менделеев предсказал в 1871. Он назвал его экасилицием и оставил для него порядковый номер 32. Экспериментально Германий был открытый в 1886. Немецким ученым А. Винклером. Олово и Свинец известны с глубокой древности как соответствующие металлы олово и свинец.

Распространение. Германий, Олово, Свинец - полные электронные аналоги, они принадлежат к малораспространенным элементам. Содержание Германия в земной коре составляет 0,0007, Олова- 0,04, Свинца - 0,00016%. Германий - очень рассеянный элемент, встречается в виде GeS₂ как примесь к сульфидам цинка, меди, серебра. Важнейшими минералами Олова и Свинца является SnO₂ - оловянный камень (касситерит) и РЬO₂ - свинцовый блеск (галенит).

Соединения Германия вызывают заболевания верхних дыхательных путей, легких, глаз людей. Длительное воздействие соединений Германия на организм сопровождается изменением состава крови и потерей зрения. Вдыхание паров и пыли олова в производственных условиях не вызывает сильных отравлений, но приводит к развитию хронического бронхита с начальными признаками эмфиземы легких у работников цехов, работа которых связана с получением олова. Свинец и его соединения чрезвычайно ядовиты. Свинец поражает центральную и периферическую нервную систему, костный мозг, кровь, сосуды, генетический аппарат клетки, нарушает синтез белка.

Добыча. Чтобы добыть простые вещества германий, олово, свинец, из их руд предварительно выделяют оксиды и восстанавливают их:

Физические свойства. Германий - металл серебристо-белого цвета, с металлическим блеском, кристаллической решеткой типа алмаза; температура плавления и твердость ниже, чем кремния и алмаза.

Олово существует в трех аллотропных модификациях: белое (тетраэдрических структура), хрупкое (ромбическая) и серое (неметаллическая модификация). Олово - металл серебристо-белого цвета, подвергается литью и пайке.

Чистый свинец- голубовато-белый металл, тяжелый, мягкий, поддается литью, ковке, пайке, прокатке.

Химические свойства. Усиление металлических свойств металлов в ряду Ge-Sn-РЬ подтверждает их взаимодействие с концентрированной азотной кислотой:

Германий с кислотами-неокислителями не реагирует, олово и свинец взаимодействуют с выделением водорода:

Свинец нерастворим в серной и холодной соляной кислоте.  Концентрированные щелочи растворяют олово с выделением водорода:

Свинец в щелочах растворяется медленно, а германий - только при наличии окислителей (Н₂О₂). С водородом металлы германий, олово и свинец не взаимодействуют.

Применение. Олово и свинец широко используют в промышленности. Из оловянной фольги изготавливают обертки для пищевых продуктов. Олово как легкоплавкий металл пригоден для пайки. Чтобы защитить железо от ржавления, его детали покрывают тонким слоем олова (лужения). Погружая листовое железо в расплавленное олово, производят белую жесть для изготовления консервных банок. Значительное количество олова идет на производство сплавов - бронзы, подшипниковых сплавов. Свинец применяют в производстве аппаратов, эксплуатируемых на сульфатнокислых заводах, в аккумуляторной промышленности, для изготовления электрокабелей, легкоплавких сплавов. Способность свинца лучше другие металлы задерживать -лучи используют для надежной защиты от радиоактивного излучения. Из германия высокой степени чистоты выращивают монокристаллы для радиоэлектронной аппаратуры.

Металлы побочной подгруппы. Железо

Особенностью VIIIB подгруппы периодической системы элементов Д.И. Менделеева является то, что она, в отличие от других групп, содержит по три элемента в каждом периоде: Железо, Кобальт, Никель; Рутений, Родий, Палладий; Осмий, Иридий, Платина. Элементы Железо Fe, Кобальт Со и Никель Ni образуют триаду (или семью) Железа. Остальные элементы VIIIB подгруппе относятся к семейству платиновых металлов. Опираясь на аналогию свойств, платиновые металлы объединяют по два (Рутений Ru - Осмий Os, Родий Rh - Иридий Иr и Палладий Pd - Платина Pt ).

В основном состоянии атомы элементов триады имеют такое строение внешних слоев электронных оболочек: Fe 3d⁶4s², Co 3d⁷4s², Ni 3d⁸4s². Итак, атомы элементов триады Железа имеют во внешнем электронном слое по 2 электрона, которые они отдают в химических реакциях. В образовании химических связей также участвуют электроны Зd-орбиталей второго извне уровня. Для атомов Железа и Кобальта в соединениях характерны степени окисления +2 и +3, для Никеля+ 2, редко +3, +4. Это объясняют тем, что с ростом заряда ядра притяжение к нему электронов увеличивается в ряда Fe-Co-Ni, что приводит к стабилизации степени окисления +2. Для Железа известна степень окисления +6 (K₂FeO₄), что не характерно для кобальта и Никеля.

Железо и Никель представлены в природе смесью большого количества стабильных изотопов, Кобальт имеет только один тяжелый природный нуклид - . Поэтому атомная масса Никеля меньше, чем атомная масса Кобальта.

Простые вещества этих элементов - железо, кобальт и никель - серебристо-белые металлы с высокими температурами плавления, прочные и ковкие, все они ферромагнетики. По химической активности элементы триады железа относятся к металлам средней активности. Кобальт и никель менее реакционноспособные, чем железо. При обычной температуре они устойчивы к коррозии на воздухе, в воде и в различных растворах. Разбавленные растворы серной и соляной кислот легко растворяют железо и кобальт, а никель - при нагревании (в ряду стандартных электродных потенциалов металлов Fe, Co, Ni стоят слева от водорода). Концентрированные растворы серной и азотной кислот пассивируют их. Металлы триады железа при нагревании взаимодействуют с кислородом, водяным паром, серой, галогенами, фосфором, кремния, бором.

Железо, кобальт и никель в ряду стандартных электродных потенциалов размещены до водорода, платиновые металлы- после. Поэтому первые распространены в природе в виде соединений (оксиды, углеродаты, сульфиды, сульфаты). В земной коре Железа содержится 5,1%, Никеля - 8 * 10-3, Кобальта - 3*10-3%.

Железо и его соединения

Распространение. Электронная формула атома железа такова: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s². Как видим, на d-подуровне находится восемь валентных электронов (3d⁶4s²), из которых четыре - неспаренных:

Поэтому степени окисления железа переменные. Наиболее характерны степени окисления +2 и +3. Возможна степень окисления +6, например, в ферратах (Me₂FeO₄). Соединений Железа со степенью окисления +8, соответствующей номеру группу, не добыто. Особенностями строения атома обусловлена ​​распространенность элемента Железа в природе. По распространенности среди металлов железо занимает второе место после алюминия. Иногда в природе встречается в свободном состоянии (железо метеоритного происхождения). Основные железные руды: магнитный железняк (магнетит) Fe₃O₄, красный железняк (гематит) Fe₂O₃, бурый железняк (лимонит) FeO (OH) и железный колчедан (пирит) FeS₂.

Добывание. Железные руды используют в основном как сырье для получения железа, только железный колчедан FeS₂ - для получения серной кислоты.

Добыча железа из руд основывается на восстановлении его из оксидов. Процесс проходит в три стадии:

При этом образуется не чистое железо, а его сплав с углеродом (карбид железа, или цементит) и другими примесями (кремния, марганца, серой, фосфором). Этот сплав называют чугуном.

Известны также другие способы добывания железа. Так, его восстанавливают из соединений по схемам
 

(Алюмотермия).
Эти способы относятся к прямому восстановлению железа и являются перспективными. Добыто железо электролизом водных растворов солей железа (II).

Физические свойства. Железо - блестящий серебристо-белый металл, его плотность 7,87 г/см³, температура плавления - 1539 ° С. Имеет хорошую пластичность. Чистое железо очень быстро намагничивается и размагничивается, поэтому его используют для изготовления сердечников динамо-машин и электромоторов. Обычно применяют сплавы железа, поскольку они твердые и крепче.
Известно четыре аллотропные модификации железа:

Химические свойства. Железо относится к металлам средней химической активности. Чистое железо на воздухе является устойчивым. На практике его используют с примесями. Оно легко корродирует.

При нагревании железо реагирует с многими неметаллами:

В ряду стандартных электродных потенциалов металлов железо размещено перед водородом, поэтому вытесняет его из воды и разбавленных растворов кислот (кроме азотной):

Железо реагирует с концентрированной серной и азотной кислотами при нагревании:

вытесняет металлы, стоящие после него в ряду стандартных электродных потенциалов, из их солей:

Концентрированная соляная кислота не реагирует с железом. Концентрированные серная и азотная кислоты пассивируют его, покрывая тонким плотным защитным слоем соответственно сульфата и нитрата. Щелочи, за исключением концентрированных горячих растворов, не действуют на железо.

С водой при обычных условиях железо не взаимодействует, но из-за наличия в воде кислорода при длительном контакте с водой железо, имеющее примеси, постепенно корродирует.

Соединения железа (II). Железо образует оксид железа (II) FeO и гидроксид железа (II) Fe(OH)₂.

Оксид железа (II) FeO - это черные кристаллы, не растворимые в воде. Имеет основные свойства. Получают его восстановлением оксида железа (III) оксидом углерода (II) при 500 ° С:

Оксид железа (II) легко окисляется, что подтверждает его восстановительные свойства. Например:

Гидроксид железа (II) Fe (OH)₂ - плохо растворим в воде, бледно-зеленого цвета имеет основный характер и легко окисляется кислородом воздуха в бурый гидроксид железа (III) :

Гидроксид железа (II) можно получить по реакции обмена между растворами солей железа (II) и щелочами без доступа воздуха:

Как слабое основание гидроксид железа (II) образует соли, которые легко гидролизуют в растворах. Большинство солей железа (II) растворимы, за исключением сульфидов, углеродатов, фосфатов.

Важнейшими соединениями железа (II) являются его соли. Они образуются в результате растворения железа в растворах кислот (кроме азотной). После выпаривания раствора, образовавшегося выделяются соли, как правило, в виде кристаллогидратов, например FeSО₄•7Н₂О (железный купорос), Fe(NO)_з)₂•6Н₂О, (NH₄)₂Fe(SO₄)₂•6H₂О (соль Мора).

Соли железа (II) легко можно превратить в соли железа (III) действием различных окислителей (азотной кислоты, калий перманганата, хлора и т.д.):

Соединения железа (III) получают действием окислителей на металлическое железо или окислением соединений двухвалентного железа.

Наиболее распространенными соединениями железа (III) являются: оксид Fe₂О₃, гидрат оксида Fe₂О₃•xH₂О, соли FeCl₃•6H₂О, Fe₂(SО₄)₃•10H₂О, Fe(NО₃)₃•9H₂О, NH₄Fe(SО₄)₂•12H₂О - железо-аммонийные квасцы.

Оксид железа (ІІІ) Fe₂О₃ - кристаллическое вещество темно-красного цвета, не растворимо в воде. Это устойчивое природное соединение железа. Имеет слабо выражены амфотерные свойства с преобладанием основных, поэтому хорошо растворяется в кислотах с образованием солей железа (III):

Гидроксид железа (ІІІ) Fe(OH)₃ - бурое аморфное вещество переменного состава, поэтому его формулу записывают еще так: Fe₂О₃•H₂О. Слабое основание с амфотерными свойствами, преимущественно основными, поэтому хорошо растворимо в кислотах:

Кислотная функция этого гидроксида проявляется по отношению к горячим концентрированным растворам щелочей:

Гидроксид железа (ІІІ) может проявлять восстановительные свойства. Во время окисления его бромом в горячем концентрированном растворе щелочи образуются соли железной кислоты H₂FeО₄ - ферраты:

В свободном состоянии железная кислота и соответствующий ей оксид не выделены.

Соли железа (III) гидролизуют сильнее, чем соли железа (II). Во-первых, это связано с тем, что гидроксид железа (ІІІ) , которому соответствует соль, является более слабым основанием, чем Fe (OH)₂, и следовательно, его соль сильнее гидролизует. Во-вторых, катион Fe³⁺ сильнее поляризует молекулы воды, которые его окружают, чем Fe²⁺. Поэтому растворы солей железа (III) имеют очень кислую реакцию:

Соединения железа (III) под действием сильных восстановителей проявляют окислительные свойства. Вследствие окислительного действия железа (III) его оксид неустойчив. При попытке получить Fel₃ в растворе по обменному механизму происходит окислительно-восстановительный процесс

Реакция качественного определения ионов железа (II). Ионы Fe²⁺ образуют с раствором гексацианоферрата калия (III) K₃[Fe (CN)₆] (красная кровяная соль) синий осадок турнбулевой сини:

Реакция качественного определения ионов железа (III). Ионы Fe³⁺ образуют с раствором гексацианоферрата калия (II) K₄[Fe (CN)₆] (желтая кровяная соль) синий осадок берлинской лазури:

Полученные в последнее время данные подтвердили тождество берлинской лазури и турнбулевой сини: эти две «синьки» являются одний составом K ⁺ [Fe³⁺ Fe²⁺ (CN)₆] ^-, в котором ионы Fe²⁺ и Fe³⁺ занимают равноценные позиции в трехмерном комплексном ионе [Fe₂(CN)₆Fe³⁺]^n-. Предполагается, что ионы Fe²⁺ окружены атомами Углерода, а ионы Fe³⁺ - атомами Азота цианид-ионов:

Калий тиоцианат или аммоний тиоцианат (KSCN, NH₄SCN) являются реактивами на соли железа (III):

Эта реакция очень чувствительна, поэтому окраска появляется даже при очень малой концентрации Fe³⁺. Образуется тиоцианат железа (III) кроваво-красного цвета.

Использование железа и соединений железа. Железо имеет большое биологическое значение. Его общая массовая доля в организме человека составляет 1•10^-5%, это около 4 - 5 г, в том числе 60 - 73% - в составе гемоглобина, а также в дыхательных ферментах цитохромах, которые участвуют в переносе электронов. Суточная потребность организма в железе составляет 16 - 20 мг. Основное его количество попадает в организм человека с растительной пищей и мясом.

Главная функция железа состоит в том, что он в составе гемоглобина участвует в переносе кислорода от органов дыхания к тканям, а оксид углерода (ІV) - от тканей в органы дыхания. Гемоглобин состоит из белковой части (глобина) и железопорфирина - гема, в котором железо находится в степени окисления +2. Процесс переноса кислорода не сопровождается окислением железа.

При потере крови, беременности, родах и менструациях потребность в железе превышает его количество, которое человек получает с пищей. Недостаток железа в организме может привести к железодефицитной анемии (малокровию) - состояние, которое характеризуется уменьшением количества эритроцитов и гемоглобина в крови.

Препараты железа широко используют в медицинской практике как противоанемические средства. Основой таких препаратов как фероплекс, феромед, ферлецид и фероградумент является сульфат железа (II) в комплексе с фолиевой и аскорбиновой кислотами, витаминами и углеводами, которые способствуют его усвоению. Провизор, отпуская больному указанные препараты, должен предупредить, что такие продукты питания, как яйца и молоко мешают усвоению железа.

Железо как металл используют для производства сплавов - чугуна и сталей (около 95%), которые являются основой конструкционных материалов. Кроме того, его применяют в электротехнике в качестве катализатора.

Оксид железа (III) является сырьем для получения железа, компонентом футеровочной керамики, цемента, термита (Аl + Fe₃O₄), пигментов для красок, полировальным материалом и тому подобное.

Среди солей железа больше применяют кристаллогидраты. Хлорид железа(III) FeCl₃ • 6H₂O используют в качестве коагулянта при очистке воды, как протраву при окраске тканей, железo (III) сульфат Fe₂(SO₄)₃ • 9H₂O также как коагулянт и при тривлении металлов, железо-аммонийный квасцы NH₄Fe(SO₄)₂ • 12H₂O - как коагулянт при очистке сточных вод и тому подобное.

Среди солей железа (II) наибольшее значение имеет железный купорос FeSO₄ • 7H₂O. Его используют для борьбы с вредителями сельскохозяйственныx растений, как протраву при окрашивании тканей, изготовления чернил, как противоанемическое средство.

Соединения железа окрашены, поэтому природные соединения, которые содержат -Fe₂O₃ - сурик, мумия (красного цвета), охра (желтого цвета), умбра (коричневого цвета), широко используют в качестве пигментов в производстве минеральных красок, эмалей.

Краской для наполнения стержней шариковых ручек есть «берлинско-турнбулева синька». Это вещество используют как ионообменник для очистки молока, загрязненного радиоактивным цезием. Химизм процесса заключается в укоренении ионов Цезия в кристаллическую решетку ионообменника, а ионы калия переходят в молоко.

Соединения Kобальта и Никеля

Для Кобальта и Никеля характерный степень окисления +2. Главными представителями этих соединений являются: оксиды СоО и NiO, соответствующие им гидроксиды Со(ОН)₂ и Ni (OH)₂ и соли типа С0Сl₂, Co(N0₃)₂, CоSO₄, NiCl₂, NiSO₄.

Оксид кобальта (II) СоО (серо-зеленые кристаллы) и оксид никеля(II) NiO (зеленые кристаллы) получают взаимодействием простых веществ или термическим разложением гидроксидов Со(ОН)₂ и Ni(OH)₂, например:

Поскольку оксид кобальта (II) и оксид никеля(II) малорастворимы в воде, соответствующие им гидроксиды добывают действием щелочей на растворы их солей. В случае постепенного добавления раствора щелочи к окрашенных в малиново-розовый цвет растворов солей Со (II) цвет раствора несколько раз меняется:

 Малиново-                         Синий осадок
  розовый
  раствор

 

                                          розовый осадок

                                           синий раствор

В случае подкисление синего раствора тетрагидроксокобальтата (II) калия соляной кислотой окраска меняется в обратном порядке, является подтверждением амфотерности Со(ОН)₂. В щелочах Ni(OH)₂ растворяется плохо, что свидетельствует об отсутствии у него амфотерных свойств.

Производные кобальта (III) и никеля (III) получают из соединений Со (II) и Ni (II). Так, кобальт (III) гидроксид образуется при окислении Со(ОН)₂ пероксидом водорода:

Гидроксид никеля(II) можно окислять только такими сильными окислителями, как Вr₂ или КВrО:

Равновесие смещается вправо вследствие низкой растворимости гидроксида Ni(OH)₃, которая уменьшается в связи со старением и образованием метагидроксида NiO(OH).

Гидроксиды Со(ОН)₃ и Ni(OH)₃ имеют сильные окислительные свойства. При попытке получить соли Со (III) и Ni (III) подкислением соответствующих гидроксидов происходит их восстановление до Е (+2):

Доменный процесс производства чугуна

Добыча железа из руд основывается на восстановлении его оксидов оксидом углерода (II) и углем (коксом). При этом получают не чистое железо, а его сплав с углеродом и некоторыми количествами кремния Si, марганца Мn, фосфора Р, серы S. Массовая доля углерода в чугуне превышает 1,7%.

Чугун добывают из железных руд в специальных печах, которые называют доменными.

Это сложное сооружение объемом 5000 м³ и высотой до 80 м, внутри обложена огнеупорами, извне имеет стальной кожух для большей прочности. Верхнюю часть доменной печи называют колошником, среднюю - шахтой, а самую широкую часть - распаром. В нижней части доменной печи находится горн, цилиндрической формы. Внизу горна слоями накапливаются жидкий чугун и шлак, которые удаляют через отверстия: через верхний - шлак, через нижний - чугун. В верхней части горна имеется отверстие для вдувания воздуха.

В доменную печь загружают шихту - смесь сырьевых материалов, состоящую из железной руды, топлива и флюсов. В качестве топлива чаще всего используют каменноугольный кокс. Он является источником теплоты, поддерживает высокую температуру в печи, а также участвует в восстановлении железа из оксидов, содержащихся в руде. Горение и необходимую температуру поддерживают вдуванием через специальные отверстия в горне горячего воздуха. Производительность доменной печи возрастает примерно на 1/3 при вдувании воздуха, обогащенного кислородом, то есть в случае использования кислородного дутья.

Сначала сгорает кокс с образованием оксида углерода (IV):

В результате этой экзотермической реакции температура достигает 1850 ° С. Образованный оксид углерода (IV), поднимаясь, сталкивается с раскаленными углями и реагирует с ним:

Оксид углерода (II) является основным восстановителем железа из его оксидов, хотя в этом процессе участвует также и твердый углерод, содержащийся в коксе. Восстановление железа оксидом углерода (II) происходит последовательно:

    

При температуре 450-500 ° С оксид железа (III) превращается в оксид железа (II, III) Fe₃О₄:

При 600 ° С Fe₃О₄ восстанавливается до оксида железа (II):

 а при температуре 700 ° С оксид железа (II) восстанавливается до свободного металла:

Уголь (кокс) также восстанавливает оксид железа (II, III):

Восстановление железа из руды заканчивается примерно при 1100 ° С. При этой температуре частично восстанавливаются кремний, марганец, фосфор и сера из их соединений, содержащихся в руде в виде примесей. Эти процессы происходят по уравнениям

Губчатые комочки восстановленного железа легко впитывают углерод и другие компоненты и превращаются в чугун. Происходит химическое взаимодействие железа с коксом и оксидом углерода (II) с образованием цементита - карбида железа, который также входит в состав чугуна:

поэтому чистое железо добыть в доменной печи невозможно. В доменную печь вместе с рудой попадает и пустая порода, содержащая кремнезем SiО₂ и другие оксиды. Эти примеси, как правило, тугоплавкие и могут закупорить печь, которая работает непрерывно в течение многих лет. Чтобы тугоплавкие примеси удалить из печи, их переводят в легкоплавкие соединения - в шлак с помощью флюсов. В качестве флюса используют, например, известняк СаСО₃, который в печи при высокой температуре разлагается:

Оксид кальция взаимодействует с веществами пустой породы и образует в основном алюмосиликаты и кальций силикаты:

Шлак значительно легче чугуна, поэтому он всплывает на его поверхность и тем самым защищает металл от окисления. Чугун и шлак собираются в нижней части доменной печи - в горне, откуда их периодически выпускают.

Ранее шлак был отходом, а сейчас его используют для производства щебня, гравия, шлакобетона, шлаковаты и других строительных материалов.

Из чугуна изготавливают различные изделия, детали сложной конфигурации. Ведь чугун имеет важную особенность, которая заключается в том, что во время твердения он не сжимается, как большинство металлов, а расширяется (как вода, когда она переходит в лед).

Чугун, который применяют для литья изделий, называют литейным. В литейный чугун часто добавляют магний и другие металлы, улучшают его механические свойства, уменьшают хрупкость. Из литейного чугуна изготавливают станины машин, маховые колеса, плиты, решетки, художественные изделия.

Из верхней части доменной печи выходит доменный газ. Он содержит смесь СО (28%), СО₂, N₂ и много пыли. Доменный газ горючий. Теплоту от его сжигания используют для предварительного нагрева воздуха, обогащенного кислородом, которое подают в печь.

Нагрев осуществляют в воздухонагревателей - кауперах. Это высокие башни, сложенные из огнеупорного кирпича, куда попадают горячие газы, которые выходят из доменной печи. Они отдают свою теплоту кирпичу. Оксид углерода (II) сгорает в каупере и также повышает его температуру. Затем доменный газ автоматически направляется в другой каупер, а через первый поддувают воздух, подаваемый в доменную печь. В раскаленном каупере воздух нагревается. Это позволяет экономить топливо, которое в большом количестве тратилось бы на его нагрев. Каждая доменная печь имеет несколько кауперов.

Условия, которые ускоряют химические реакции в доменной печи. Производительность доменной печи зависит не только от ее размеров, но и от скорости течения в ней химических процессов.

1. Скорость химических реакций увеличивается при повышении концентрации реагирующих веществ. Для этого железную руду обогащают, а в воздух, который вдувают в доменную печь, добавляют кислород.

Концентрацию реагирующих веществ увеличивают также введением в доменную печь природного газа, который состоит преимущественно из метана. При сгорании метана образуются оксид углерода (IV) и вода:

Оксид углерода (IV) и водяной пар реагируют с раскаленными углями:

В результате повышается концентрация оксида углерода (II) и образуется еще один дополнительный восстановитель - водород.

2. Скорость химических реакций зависит от площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ. С учетом этого загружаемые в доменную печь руда, кокс и флюсы должны состоять из определенных кусков оптимального размера. Большие куски измельчают, а очень мелкие - укрупняют спеканием, потому что мелкие куски препятствуют прохождению газов.

3. Скорость химических реакций зависит от температуры. Чтобы повысить температуру воздуха, вдувают в доменную печь, его предварительно нагревают в регенераторах. С этой целью используют теплоту экзотермических реакций: раскаленные газы из нижней части доменной печи, поднимаясь, подогревают до нужной температуры плавильные материалы, поступающие сверху (принцип противотока).

Производство стали

Сталь добывают из чугуна и железного лома. Частично для этого используют также железную руду.

В чугуне содержится немало серы и фосфора. Эти примеси нежелательны, поскольку сера придает стали красноломкости (при горячей механической обработке в ней образуются трещины), а фосфор - хладноломкости (хрупкость при обработке в обычных условиях). Итак, чтобы добыть из чугуна сталь, надо уменьшить в нем содержание углерода и кремния, а серу и фосфор удалить как можно полнее. Это достигается окислением примесей кислородом воздуха. Однако при этом в расплавленной стали растворяется азот, ухудшает ее механические свойства. Поэтому для окисления примесей в последнее время применяют кислород. В результате процесс окисления примесей ускоряется (увеличивается концентрация реагирующих веществ, повышается температура) и удается добыть качественную сталь, которая не содержит растворенного азота.

Основные реакции, которые происходят при производстве стали. Процесс окисления примесей, содержащихся в чугуне, довольно сложен. Это объясняют тем, что при соприкосновении кислорода с жидким чугуном окисляются не только примеси, но и железо. Сначала реакции окисления происходят так:

 Продукт реакции - оксид железа (II) также участвует в окислении примесей, что связано с двумя факторами. Во-первых, в связи с большой концентрацией железа образуется относительно много оксида железа (II); во-вторых, примеси в чугуне (углерод, кремний, марганец, фосфор) энергичнее реагируют с кислородом, чем железо:

 Для удаления кремний и фосфор оксидов к перерабатываемому чугуну добавляют известняк:

Кальция силикат и ортофосфат как легкоплавкие вещества в виде шлака всплывают на поверхность расплавленной стали.

После окончания окислительных реакций в стали обычно еще остается некоторое количество оксида железа (II), который ухудшает ее свойства. Для его удаления в расплавленную сталь добавляют так называемые раскислители, например, ферромарганец. Марганец реагирует с оксидом железа (II):

а оксид марганца (II) - с оксидом кремния (IV) :

Силикат марганца (II) удаляется в виде шлака.

Во время выплавки сталей к ним добавляют легирующие добавки - кобальт, никель, ванадий, хром, вольфрам, молибден, титан и другие металлы. Это позволяет добывать стали различного состава, которые имеют повышенные прочность, коррозионную стойкость (нержавеющая сталь), повышенную устойчивость к износу.

Сталь добывают несколькими способами: кислородно-конвертерным, мартеновским, электротермическим. Все они основаны на рассмотренных выше окислительно-восстановительных реакциях.

Кислородно-конвертерный способ. Конвертерный способ добывания стали разработал английский ученый Г. Бессемер (1813 - 1898). При переработке чугуна в сталь по этому способу процесс окисления примесей осуществляется в больших металлических сосудах грушевидной формы - так называемых конвертерах.

                                                                             Конвертер: 
  1 - механизм перекидного устройства; 2 - корпус конвертера; 3 - фурма; 4 - площадка для заливки чугуна

Кислородный конвертер изнутри обложен огнеупорным кирпичом. Через горло в него заливают расплавленный чугун, загружают металлолом с небольшим количеством извести общей массой около 100 т. В конвертер под давлением нагнетают воздух, обогащенный кислородом, или чистый кислород. При этом происходит окисление примесей.

Основное положительное преимущество этого способа в его экономичности. Для поддержания нужной температуры в конвертере не надо сжигать топливо. Она (около 1700 ° С) достигается в результате экзотермических реакций окисления примесей. В случае замены воздуха на кислород примеси окисляются очень быстро. После окончания процесса конвертер наклоняют, сливают шлак и выпускают готовую сталь.

Мартеновский способ. При производстве стали мартеновским способом примеси окисляются в печи, которая состоит из двух основных частей: ванны и регенераторов.

Ванная обложена огнеупорным кирпичом и перекрыта сверху сводом.

Шихту (чугун, металлолом) загружают через загрузочные окна, которые закрывают крышками с отверстиями для наблюдения за процессом. В задней стенке имеется специальное отверстие для выпуска стали.

Воздух и горючий газ предварительно нагревают в регенераторах. Мартеновская печь оснащена четырьмя такими регенераторами. Через два из них пропускают газы, образовавшиеся в результате сгорания топлива. Стенки регенераторов сильно нагреваются. После этого меняют направление потока газов: через нагретые регенераторы пропускают воздух и газ, предназначенные для сжигания, а через ненагретые - раскаленные газы, образовавшиеся в результате сгорания топлива. Нагретые регенераторы отдают свою теплоту газу и воздуху, подают в печь для сжигания и т. д. Температура в печи повышается до 1700 - 1750 ° С. Поскольку в мартеновской печи в отличие от кислородного конвертера воздух (или воздух, обогащенный кислородом) пропускают не через расплавленный чугун, а над ним, то есть примеси окисляются только на поверхности. Внутри расплавленной массы они окисляются кислородом оксидов железа, которые есть в железном ломе. Иногда к расплавленному чугуна добавляют железную руду.

Преимущество мартеновского способа в том, что процесс переработки чугуна в сталь легко контролировать, поэтому можно добывать сталь различных марок. В мартеновских печах удобно перерабатывать железный лом.

Производство стали в электропечах. В электропечах достигают нужной температуры (около 2000 ° С) и поддерживают ее с помощью дугового метода.

Это позволяет получать высококачественные легированные стали с высокими темпаратурами плавления. Кроме того, строительство электропечей значительно дешевле, чем мартеновских.

Разливки стали. Как в кислородных конвертерах, так и в мартеновских и электрических печах сталь добывают в жидком состоянии. Чтобы получить заготовки, надо выполнить ряд операций. Расплавленную сталь из печи выпускают в специальные ковши, обложенные изнутри огнеупорным кирпичом. С ковшей сталь разливают в изложницы, где она затвердевает. Добытые слитки стали вынимают из изложниц, нагревают и прокатывают на обжимных станах (блюмингах).

Перспективным, по мнению ученых, является пока лабораторный метод добычи стали из руд при очень высокой температуре в плазменном состоянии. При этом не требуются ни домны, ни конвертеры, ни электропечи, но препятствием для его внедрения является огромная трата энергии. 

Органическая химия

Предмет органической химии

Органическая химия - это наука, изучающая многочисленные соединения Углерода (за исключением угольной кислоты и ее солей).

Название «органическая химия» не совсем точно. Оно сохранилось с тех времен, когда химические вещества в зависимости от источников их получения разделяли на два класса: неорганические (минеральные) и органические. Первые получали в основном из минералов, вторые имели растительное или животное происхождение. При этом где-то до середины XIX в. химики выделяли химию растений и химию животных. Однако уже с начала XIX в. становилось известно все больше веществ, которые были общими для растительного и животного мира: некоторые кислоты, жиры, белки и тому подобное. Предел между химией растений и химией животных постепенно исчезала, и тогда по предложению известного шведского химика Й.Я. Берцелиуса (1779 - 1848) эту отрасль химической науки стали называть органической химией. (Следует отметить, что к органическим соединениям были отнесены не только вещества, непосредственно полученные из природных объектов, но и продукты их химических превращений.)

Подавляющее большинство этих веществ обязательно имела в своем составе углерод, связанный с некоторыми другими химическими элементами, прежде всего с Н, О, N, S, Р, галогенами. Эти элементы были названы органогенами.

Кстати, органические вещества были известны человеку с давних времен. Еще древние египтяне знали уксус (водный раствор уксусной кислоты), этиловый спирт, некоторые сложные эфиры (эстеры), красители и тому подобное.

Ряд сложных органических соединений (мочевину, диэтиловый эфир и др.) алхимики добыли еще в средние века. Однако началом научной органической химии следует считать вторую половину XVIII - начало XIX в., когда в результате интенсивного изучения состава растений и животных были выделены многочисленные органические кислоты (щавелевую, лимонную, молочную и т.п.), органические основания (алкалоиды) и многие другие вещества.

Следует отметить, что в этот период химики занимались в основном анализом различных природных объектов, потому что они были искренне убеждены в том, что органические вещества нельзя получить искусственно. Они образуются в растительном или животном организме под воздействием какой-то особой «жизненной силы» и человек не может добыть их в принципе. Такие взгляды получили название виталистических (vita (лат.) - жизнь). их придерживались такие выдающиеся химики, как Й.Я. Берцелиус, Ш.Ф. Жерар, Ж.Л. Гей-Люссак и другие, которых мы сегодня считаем классиками химической науки! Утверждение истины (и не только в науке) не всегда происходит легко и безболезненно.

 У1824 г. Немецкий химик Ф. Вйолер (1800- 1882) гидролизом неорганического соединения - дициана получил органическую щавелевую кислоту:

К сожалению, это не привлекло должного внимания химиков, а вот когда все тот же Ф. Вйолер в 1828 осуществил преобразования неорганической соли - цианата аммония на мочевину

то это заинтересовало многих химиков мира, потому что полностью разрушило стену, разделявшую органическую и неорганическую химию и убедила многих (но не всех!) химиков в том, что и органические вещества можно получить искусственно, без гипотетической «жизненной силы».

Только после того, как в 1842 российскому химику М.М. Зинину удалось получить синтетический анилин, в 1854 французский химик П. Бертло синтетически добыл жиры, а в 1861 русский химик А.Н. Бутлеров - сахара, виталистические взгляды уступили место настоящим научным взглядам и теориям.

Уже в 1830-х годах на основании богатого фактического материала стало понятно, что для органической химии надо искать новое определение. Именно тогда немецкий химик Л. Гмелин (1788 - 1853) и дал определение органической химии как химии соединений Углерода, принятое и в наше время. (Не путайте определение и сам термин «органическая химия», который царит и в настоящее время!)

Почему среди большого количества химических элементов именно Углерод занял такое особое место? Что это именно так, подтверждает хотя бы то, что соединений Углерода в 20 раз больше, чем соединений всех других элементов вместе взятых!

Это обусловлено прежде всего удивительной способностью Углерода образовывать самые разнообразные по своей структуре молекулы. Большое разнообразие и численность представителей соединений Углерода (органических соединений) обусловлены в основном тремя факторами.

 1. Явление изомерии (открытое Й.Я. Берцелиусом) очень распространено в органической химии. Заключается в возможности существования многих веществ, которые имеют один и тот же состав, одну и ту же молекулярную массу, но различаются строением молекулы из одинакового числа одинаковых атомов. Иногда теоретическое число изомеров может быть очень большим. Так, для соединения, состав С₃₀Н₆₂ можно написать 4111846768 изомеров, в тысячи раз превышает общее число известных в наше время органических соединений.

2. Явление гомологии (установлено ПИ.Ф. Жераром). Заключается в существовании химически сходных между собой рядов веществ, состав последовательных членов которых отличается друг от друга на группу -СН₂- (гомологическую разницу).

3. Существованием рядов веществ, построенных из одинакового числа атомов Углерода, но отличаются по составу так, что каждый следующий член этого ряда содержит на два атома Водорода меньше, чем предыдущий (изологические ряды). Например: этан, этилен, ацетилен.

Даже для углеводородов - простых по составу органических соединений, через эти факторы есть строго систематизированные ряды, которые в принципе образуют безграничное число веществ. Если к этому добавить, что в состав органических веществ кроме атомов Углерода и Водорода могут входить еще и атомы других элементов (N, О, S, Р и т.п.), то становится понятно, почему органические соединения так многочисленны. В наше время описано более 7 млн ​​органических соединений, их количество постоянно увеличивается.

К середине XIX в. был накоплен огромный фактический материал, который буквально захлестнул химиков. Не было единой стройной теории, способной систематизировать то, что уже было известно, и предсказывать новые факты и явления. Отставание теории стало тормозом в развитии органической химии.

Важным шагом в развитии теоретических представлений в химии стало создание учения о валентности (Е. Франкланд, 1852). Мнение о четырёхвалентности атомов Углерода и их способность сочетаться между собой с образованием цепей и циклов выразили такие выдающиеся химики, как Ф. Кекуле, А. Купер (1857 -1858). Однако целостную теорию химического строения органических веществ создал в 1861 великий русский химик А.Н. Бутлеров. Именно ему принадлежат и сами термины «строение», или «структура».

Почти за 150 лет своего существования эта теория была развита в работах многих поколений химиков.

Основные положения и последствия теории химического строения органических веществ А.М. Бутлерова коротко можно сформулировать так:
1) атомы в молекулах расположены не беспорядочно, а соединены в определенной последовательности, согласно их валентности; порядок сообщения атомов в молекулах называют химическим строением;
2) свойства вещества зависят не только от того, какие атомы и в каком количестве входят в состав ее молекулы, но и от того, в каком порядке они соединены между собой, то есть от химического строения молекулы;
3) по свойствам данного вещества можно определить ее строение, а по строению молекулы - предсказать свойства;
4) атомы или группы атомов, образовавшие молекулу, влияют друг на друга, от этого зависит реакционная способность молекулы.

В 1874 французский химик Ле-Бель и голландский химик Я.Х. Вант-Гофф независимо друг от друга предложили тетраэдрическое модель строения атома Углерода, что позволило объяснить пространственное строение органических веществ и явление оптической изомерии.

Особенно бурно органическая химия развивалась в XX в. Были разработаны новые методы синтеза и исследования органических веществ. Появились принципиально новые материалы, которые не могла дать природа. Это способствовало развитию многих отраслей промышленности.

Классификация органических соединений

В основу классификации органических соединений положена теория строения молекул. Систематическая классификация, в свою очередь, является фундаментом номенклатурных правил, по которым можно дать название любому соединению, исходя из
соответствующей классической структурной формулы.

С точки зрения систематики, структура органических соединений характеризуется двумя важнейшими особенностями: строением углеродного скелета и природой, числом и положением функциональных групп. По строению углеродного скелета органические соединения можно разделить на две группы.

1. Алифатические, или ациклические - соединения с открытой углеродной цепью. Ациклические соединения могут иметь нормальное строение (без разветвлений) или быть разветвленными:

 нормальный бутан

изобутан (разветвленный бутан)

             3-метил-1-бутен                        1-бутен-3-ин

В зависимости от наличия или отсутствия кратных (двойных, тройных) связей различают насыщенные и ненасыщенные соединения. Соединения, в молекулах которых есть только  связи (С-С), относятся к насыщенным, а при наличии кратных -  и  связей (С = С, С = С) - к ненасыщенным.

2. Циклические - соединения, молекулы которых образуют замкнутые структуры. Если циклы образованы только атомами Углерода, такие соединения называют карбоциклическими. Если в состав цикла кроме атомов Углерода входят атомы других элементов - гетероциклическими (от греч. «гетерос» - другой, отличный).

Циклические соединения также разделяют на насыщенные и ненасыщенные. Среди ненасыщенных особой группой являются ароматические соединения:

      Циклогексан                  Циклогексен                 Бензол                  Пиридин            Фуран

Химические свойства органических соединений зависят от характера химических связей и наличия в их молекулах функциональных групп.

Функциональной группой называют группу атомов, которая придает веществам определенных химических свойств.

Например, свойства спиртов обусловлены наличием в их молекулах группы ОН (гидроксильной группы), альдегидов - группы СН=О (альдегидной группы), карбоновых кислот - группы -СООН (карбоксильной группы), аминов - группы -NH₂ (аминогруппы) и др. Функциональные группы определяют принадлежность соединения к определенному классу. Если в молекуле есть две и более функциональных ируп, то принадлежность к определенному классу соединений определяет старшая функциональная группа. В таблице приведены важнейшие функциональные группы, размещены в порядке убывания старшинства.

Темным шрифтом обозначены атомы Углерода, входящих в состав главной цепи.

Например, если в молекуле органического вещества одновременно содержится карбоксильная и аминогруппы, то это аминокислота, то есть она относится к классу кислот, а не аминов.

Номенклатура органических соединений

Номенклатурой в химии называют систему официальных названий химических веществ. Известно три номенклатурные системы: тривиальная (историческая), рациональная и систематическая. Тривиальные названия сложились в давние времена на основании источника, из которого было добыто вещество (муравьиная, яблочная, винная кислоты и т.д.), или способа ее получения (пировиноградная кислота). Происхождение большинства тривиальных названий веществ сейчас установить невозможно.

Рациональная номенклатура была создана в XIX в. Суть ее заключалась в том, что за основу названия брали название первого члена гомологического ряда. Все остальные представители этого ряда рассматривали как производные. Продемонстрируем это на примере спиртов. Первый член гомологического ряда спиртов в древности назывался «карбинол». Названия других спиртов строили так:

По этой системе невозможно дать только одно название каждому веществу, что вносило путаницу и создавало трудности при публикации химических справочников, научных трудов и тому подобное.

В 1892 г. на международной научной конференции по органической химии в Женеве были сделаны первые предложения по созданию систематической номенклатуры. Эти правила уточнялись и дополнялись в 1930 году. На Международном конгрессе химиков в Льеже, в 1936 - в Люцерне, в 1938 - в Риме. С 1947 по 1969 гг. работала специальная Комиссия по номенклатуре в органической химии - Международный союз по чистой и прикладной химии (IUPAC), которая разработала более совершенные правила построения названий с учетом предыдущего опыта.

Суть систематической номенклатуры заключается в том, что названия органических соединений строят по правилам, которые образуют определенную систему. Соблюдение всех требований этих правил исключает разнообразие названий. Каждая молекула, имеет определенную структуру, получает только одно название. По названию вещества можно однозначно воспроизвести ее структурную формулу.

Прежде чем приступить к изложению принципов номенклатуры, рассмотрим некоторые специальные термины, используемые при составлении названия химического соединения. 

Систематические названия - это названия полностью составленные из слов, специально созданных или выбранных для описания структурных особенностей соединений. Например, гексан, пент-1,3-диен.

Тривиальные названия - названия, ни одна часть которых не используется в систематическом понимании. Например, ксантофил, фуран, анилин.

Полусистематические-полутривиальные названия - названия, в которых лишь некоторые части (корень слова, суффикс, префикс и т.п.) применяют в систематическом понимании. Например, метан, бутан, фторенон. В органической химии большинство названий принадлежит к этому типу. Многие из химиков считает их просто «тривиальными» названиями, но это неточно и неправильно.

Родоначальные названия - названия, указывающие на химическое родство. Например, бензол является родоначальным названием для нитробензола, так как его получают нитрованием бензола. Иногда формируются сложные родословные названия: бензантрацен (происходит от бензола и антрацена). Родословные названия бывают систематическими (гексан), тривиальными (фуран) и полутривиальными (метан).

Заместители - нейтральные группы атомов, связанные тем или иным образом с главной цепью или между собой. Например, СН₃-; ОН; -NО₂; -СООН. Они замещают один атом Водорода в органических соединениях. Нейтральные группы атомов, имеющих более одной свободной валентности, называют группой. Например,  карбонильная группа,  имино-группа. Термина радикал как фрагмента молекулы следует по возможности избегать, чтобы не путать их с частицами, которые имеют свободный электрон.

Функции и функциональные группы. Эти понятия не идентичны. Функция - это группа атомов, которая определяет «функцию», то есть характер активности соединения. Так, свойства спиртов определяются группой -ОН, свойства кетонов - атомом кислорода, который связан с атомом Углерода двойной связью. В этом случае кетонная функцией будет  (без Углерода!). Здесь в отличие от гидроксогрупы -ОН кетонная функция не совпадает с понятием химической группы. Аналогично карбоксильную функцию изображают формулой (1), а карбоксильную группу - формулой (2):

 

В химической литературе понятие «функция», «функциональная группа», «радикал» часто используют как синонимы, но на самом деле они не взаимозаменяемы. Различия в понятиях «функция» и «функциональная группа» играют существенную роль при составлении названий многих классов соединений, о чем речь ниже.

Главная (старшая) группа. Этим термином обычно обозначают функциональную группу, название которой отражено в суффиксе, или, если в составе содержатся функциональные группы разного характера, то ту из них, которую нужно отбить в суффиксе. Такая группа точно указывает на принадлежность к определенному классу соединений и на свойства вещества; кроме того, этот суффикс определяет выбор родоначального соединения и порядок нумерации.

Выбор суффиксов подлежит определенным правилам. Если соединение содержит более одного типа групп, то за главную (старшую) группу берут ту из них, которая в приведенной таблице размещена выше (функциональные группы приведены в порядке уменьшения их старшинства). Именно она будет определять принадлежность соединения к определенному химическому классу. В названии соединения ее обозначают в суффиксе, все остальные функциональные группы - в приставке.

Локант. Это слово означает цифру или букву, что указывает на положение того или иного заместителя в молекуле. Например, 1,3-дихлорпропан, -аминопропионовая кислота. Иногда локантом может быть слово: орто- (например, ортодинитробензол).

Локанты размещают в названии вещества как можно раньше, если это не приводит к недоразумению. Локант размешивают или перед названием заместителя, положения которого нужно указать, или перед названием соединения, если надо показать место кратных связей, или заместителя, что отмечается в суффиксе. Простыми примерами могут быть такие названия: 2 хлоргексан, 3-метил-2-хлоргексан, бут-2-ол, бут-1,3-диен. В некоторых случаях локанты размешивают непосредственно перед суффиксом 3-метил-4-гексен-2-ол.

Буквенные локанты используют, как правило, тогда, когда родоначальное название имеет тривиальный характер. В этом случае атом Углерода главной цепи, непосредственно связан со старшей функциональной группой, обозначают буквой , второй - и т.д

Числовые (множительные) префиксы. Множительные приставки используют тогда, когда в молекуле имеется несколько одинаковых заместителей. Примеры таких приставок приведены ниже:

Некоторые заместители по своему старшинству стоят ниже углеводородного радикала, с которым они связаны. В этом случае их наличие в молекуле обозначают только в приставках. Например:

Как начать построение систематического названия органического соединения, если известна ее структурная формула? Этот процесс предполагает несколько этапов.

♦ Первое, что нужно сделать - это выбрать все заместители и другие функциональные группы, которые есть в молекуле. Затем выбрать среди них старшую. Именно старшая группа лежит в основании всего названия и нумерации. Например, соединение HO-СН₂-СН₂-NH₂ является 2-аминоетанолом, а не 2-гидроксиетиламином, потому что -ОН группа старше NH₂-гpyппы.

♦ Если соединение ациклическое, определяют главную цепь и родоначальное название. Родоначальной в этом случае будет название алкана нормального строения, содержащее столько же атомов Углерода, что и главная цепь. Далее цепь нумеруют с учетом ненасыщенности и замещения. При этом наименьший возможный номер присваивают тому атому Углерода, который связан со старшей (главной) группой. Называют цепь, добавляя суффикс, характерный для старшей (главной) группы. Называют остальные функциональные группы в приставке в алфавитном порядке с использованием системы локантов и получают полное название соединения.

♦ Если главная функциональная группа соединена с циклом, то называют циклическую систему (объяснено ниже), нумеруют ее, приписывая наименьший из возможных номеров гетероатому, дальше атомам Углерода, несущие «обозначенные» атомы Водорода, если таковые имеются, затем атомам, связанным с главной группой и, наконец, атомам, связанным с другими атомами и группами, названия которых должны быть включены в название соединения в приставках.

♦ Если главная функциональная группа присоединена к цепи, а тот, в свою очередь, присоединен к циклу, то цикл можно считать заместителем, или использовать сложное родоначальное название, которое включает в себя родоначальные названия цикла и цепи.

Конкретные примеры построения названий органических соединений рассмотрены в разделах, посвященных определенным классам органических соединений.

Классификация органических реакций

Все классификации искусственные. Есть различные классификации органических реакций. Наиболее совершенные из них учитывают природу реагирующих частиц, особенности механизма (детального пути) химического процесса. Мы рассмотрим наиболее распространенные типы химических превращений органических веществ, предусмотренные программами по органической химии для средних учебных заведений.

1. Реакции полного окисления (горения). Реакции с молекулярным кислородом, которые приводят к деструкции органической молекулы с образованием продуктов горения (СО₂, Н₂О и др.):

2. Реакции частичного окисления. Реакции, в результате протекания которых увеличивается степень окисления отдельных атомов, входящих в состав молекулы:

3. Реакции восстановления. Реакции, в результате протекания которых уменьшается степень окисления отдельных атомов, входящих в состав молекулы:

4. Реакции разложения. Реакции, при которых молекулы вещества разрушаются и образуются соединения с меньшей молекулярной массой:

5. Реакции присоединения. Реакции характерны для соединений, имеющих в молекулах кратные связи или малые (3- и 4-членные) циклы:

6. Реакции отщепления. Реакции, сопровождающиеся образованием соединений с кратными связями или циклами в молекулах:

7. Реакции замещения. Чаще всего в молекулах органических веществ замещается атом Водорода на различные функциональные группы:

8. Реакции изомеризации. Реакции, в результате протекания которых качественный и количественный состав молекулы не меняется, но меняется структура:

9. Реакции полимеризации. Образование высокомолекулярных соединений из молекул, имеющих кратные связи:

10. Реакции поликонденсации. Образование высокомолекулярных соединений с одновременным выделением низкомолекулярных неорганических веществ:

 Типы разрыва химической связи

Ковалентная связь двухэлектронная. Во время химических реакций в зависимости от условий их проведения ковалентная связь может разрываться двумя способами.

1. Гомолитический разрыв химической связи:

Характерный для неполярных и малополярных связей. В результате образуются частицы, имеющие неспаренный электрон. Их называют свободными радикалами, они имеют высокую реакционную способность. Реакции с их участием называют радикальными.

2. Гетеролитический разрыв химической связи:

Характерный для полярных химических связей. В результате образуются пара ионов (катион и анион). Реакции с участием заряженных частиц называют гетеролитическими.

Изомерия органических соединений

Под термином «изомерия» понимают явление, когда соединения одинакового качественного и количественного состава с одинаковыми молярными массами различаются строением молекул, своими физическими и химическими свойствами.

Изомерия обусловлена ​​разным химическим строением молекул, которые имеют одинаковый состав.

Известно несколько типов изомерии. Самой распространенной является структурная изомерия, которую, в свою очередь, делят на несколько подтипов.

1. Изомерия углеродного скелета. Этот подтип изомерии следует из возможности построения различных (с разной степенью ветвления) углеродных скелетов с некоторого заданного числа n атомов Углерода (при условии, что n> 4). Например, n = 5:

Число изомеров возрастает с увеличением числа атомов Углерода (n) в молекуле:

2. Изомерия положения гетероатома в цепи («гетероатом» - атом, отличный от атома Углерода):

3. Изомерия положения функциональной группы и кратных связей:

Структурные изомеры отличаются друг от друга порядком соединения атомов. Если порядок их соединения одинаковый, но отдельные структурные фрагменты по-разному размещены в пространстве, такую изомерию называют геометрической. Геометрические изомеры не могут превращаться друг в друга без разрыва химической связи. Этот тип изомерии характерен для этиленовых углеводородов и циклических соединений:

Если возле одного и того же атома Углерода, находящегося в состоянии sр³-гибридизации, размещено четыре различных заместителя, этот атом называют асимметричным. Структуры с таким атомом несовместимы с собственным зеркальным отражением, то есть их нельзя наложить друг на друга так, чтобы совпадали все фрагменты молекулы. Примером этого может быть правая и левая рука. Наличие асимметричного атома Углерода обусловливает оптическую активность соединения, то есть ее способность вращать плоскость поляризации света в ту или иную сторону. Это явление лежит в основе оптической изомерии. Соединение с одним асимметричным атомом Углерода может существовать в виде двух оптических изомеров, которые относятся друг к другу как предмет и его зеркальное отражение. Такие изомеры называют антиподами, оба они оптически активны, но один из них вращает площадь поляризации света вправо на определенный угол, а второй - влево точно на такой же угол. Первый изомер называют правоврающим, второй -левовращающим. В отличие от структурных и геометрических изомеров эти соединения имеют абсолютно одинаковые химические и физические свойства, а различаются лишь направлением вращения плоскости поляризации света.

Оптическая изомерия очень распространена среди органических веществ природного происхождения и играет важную роль в биологических процессах.

Строение и валентные состояния атома углерода

Углерод - уникальный элемент. Он единственный (кроме Водорода), у которого число электронов на последнем энергетическом уровне совпадает с числом орбиталей этого уровня. Поскольку атом Углерода - элемент 2-го периода периодической системы Д.И. Менделеева, у него на первом уровне есть одна 1s-орбиталь с двумя электронами, на втором уровне - два подуровня. На первом из них одна 2s-обиталь, на втором - три 2р-орбитали, расположенные в пространстве под углом 90 °:

В невозбужденном состоянии атом Углерода имеет два неспаренных электрона (на двух 2р-орбиталях) и неразделенную пару электронов на 2s-орбитали. В случае поглощения определенного количества энергии один электрон с 2s-орбитали переходит на свободную р-орбиталь. Теперь все четыре его орбитали имеют по одному электрону и могут образовывать ковалентные химические связи, что очень выгодно, потому что число возможных химических связей увеличивается, а при образовании каждого из них выделяется значительное количество энергии. Вследствие образования четырех ковалентных связей выделяется больше энергии, чем требуется для возбуждения атома Углерода.

Четыре заместителя могут оптимально разместиться вокруг атома Углерода только в вершинах тетраэдра. В этом случае они будут удалены друг от друга на одинаковые расстояния и силы взаимного отталкивания уравновесятся. Чтобы реализовалась возможность образования четырех ковалентных связей, направленных к вершинам тетраэдра у атома Углерода происходит взаимодействие атомных орбиталей, в результате чего образуется такое же количество, но качественно новых равноценных орбиталей, оси симметрии которых направлены в пространстве к вершинам тетраэдра (под углом 109°28'). Этот процесс называют гибридизацией, а вновь орбитали - гибридными. В зависимости от числа заместителей у атома Углерода тип гибридизации может изменяться:

В зависимости от того, сколько р-орбиталей вступает в гибридизацию с s-орбиталью, различают sp³-, sp²- и sp-гибридные состояния атома Углерода. Валентное состояние (тип гибридизации) атома Углерода определяется числом атомов, с которыми он образует химические связи. В насыщенных углеводородах, где каждый атом Углерода образует связи с четырьмя соседними атомами, он находится в состоянии sр³-гибридизации (первое валентное состояние). В соединениях, где атом Углерода образует кратные связи, он может находиться в состоянии sр²-гибридизации (второе валентное состояние), или sp-гибридизации (третье валентное состояние). Новообразованные гибридные орбитали отличаются от исходных s- и р-орбиталей. Они имеют форму несимметричной объемной восьмерки, вытянутой в одну сторону от ядра. Такая гибридизованая форма орбиталей способствует лучшему взаимодействию с электронными орбиталями других атомов, чем взаимодействие «чистых» негибридизованых 2s- и 2р-орбиталей. Гибридные орбитали имеют осевую симметрию, что обуславливает определенное размещение связей в пространстве.

Гибридные орбитали в различных валентных состояниях атома Углерода неодинаковы по своим свойствам. При sp³-гибридизации (первое валентное состояние) каждая из четырех гибридных орбиталей содержит 25% доли s-орбитали. При sp²-гибридизации (второе валентное состояние) - 33,3%, при sp-гибридизации (третье валентное состояние) - 50%. Поэтому связи, образованные с участием этих орбиталей, отличаются по своим свойствам (длиной, прочностью и т.д.). С изменением валентного состояния атома Углерода меняется его электроотрицательность.

Природа химических связей

С участием гибридных орбиталей атом Углерода образует связи, для которых характерны:

♦ один участок наибольшей электронной плотности (одно перекрытие с другой орбиталью)

♦ большая прочность связи (при их образования выделяется значительное количество энергии)

♦ малая подвижность электронов, образующих -связи под действием внешних факторов.

 ♦ возможность вращения фрагментов молекулы вокруг этой связи без его разрыва

Типы химических связей

р-орбитали, которые не принимали участия в sp²- и sp-гибридизации, могут образовывать ковалентные химические связи. Атом Углерода во втором валентном состоянии может создать только одну связь, в третьем валентном состоянии - две связи, которые всегда являются дополнительными к -связи. Итак, двойные С = С-, С = О-, С = N- связи содержат одну и одну связь. Тройные  и  связи - одну и две  связи. Рассмотрим образования кратных (двойных, тройных) связей на примере молекул этилена и ацетилена:

-связи принципиально отличаются от связей. Они никогда не бывают самостоятельными и в молекулах существуют только как дополнительные к соответствующим связей. Для связей характерны:

♦ два участка крупнейшей электронной плотности (два участка перекрывания с другой орбиталью);

♦ меньшая по сравнению с связями прочность (при их образовании выделяется меньшее количество энергии, чем при образовании -связей); 

♦ большая подвижность электронов, которые образуют связь, под действием внешних факторов

♦ невозможность вращения вокруг кратной связи фрагментов молекул без разрыва этой связи.

Свойства связей в зависимости от валентного состояния атома Углерода, который их создает, приведены ниже.

Современные представления о взаимном влиянии атомов в молекуле

Одним из важных положений теории химического строения органических веществ А.М. Бутлерова является представление о взаимном влиянии атомов в молекуле. Состояние развития химии и физики в середине XIX в. не давало А.Н. Бутлерову возможности объяснить природу этого явления. Решению этой важной проблемы посвящены труды многих его учеников и последователей.

Только с развитием теории строения атома и химической связи стало возможным объяснение сути взаимного влияния атомов.

С современных позиций взаимное влияние атомов в молекуле - это не что иное, как перераспределение электронной плотности в пределах молекулы по системам химических связей. В результате таких смещений на одних атомах увеличивается отрицательный заряд, на других - положительный. Наличие и величина этих зарядов существенно влияет на реакционную способность вещества. Во многих случаях именно эти атомы участвуют в образовании новых химических связей. В органических соединениях преимущественно есть два типа ковалентной связи:  и связи.

Электроны по этим связям смещаются по-разному и по разным причинам. Смещение электронов по системам -связей называют индукционным эффектом, по системам -связей - мезомерным эффектом, или эффектом сопряжения.

Индукционный эффект

Пара электронов, образущая -связь, очень редко бывает размещена на одинаковом расстоянии от обоих атомов. Это возможно только тогда, когда эти атомы одинаковы и связаны, в свою очередь, с одинаковым числом одних и тех же атомов. Такие связи называют неполярными:

В основном ковалентная связь образуется между разными по электроотрицательности атомами. В этом случае пара электронов связи смещается в сторону более электроотрицательного элемента, причем тем сильнее, чем больше разница электроотрицательности атомов. Такие связи называют полярными.

Смещение электронов по одной связи приводит к появлению на атомах, соединенных этой связью, соответствующих зарядов. В свою очередь, это вызывает смещение электронов соседних связей, но каждое последующее смещение слабее предыдущего (то есть индукционный эффект затухает).

Индукционный эффект очень удобно изучать на примере производных карбоновых кислот. Вследствие введения в углеводородный радикал вместо атома Водорода различных заместителей меняется константа диссоциации этих кислот, что можно измерить с высокой точностью. Заместители, которые вызывают смещение электронов химической связи к себе (их называют электроноакцепторными), обусловливают усиление кислотных свойств вследствие увеличения полярности связи О-Н и облегчения процесса его диссоциации. Заместители, которые вызывают смещение электронов химической связи от себя (их называют электронодонорными), наоборот, ослабляют кислотные свойства. Электроноакцепторными заместителями (по индукционному механизму) являются:

и другие.

Электронодонорными заместителями (по индукционному механизму) являются:

 и другие алкильные заместители.

 и другие. 

 Смещение электронов -связей обозначают прямой стрелкой 

Для индукционного эффекта, который передается только системами  связей, характерно:

♦ наложения одного эффекта на другой (аддитивность) в результате замены одного атома Водорода в метильной группе уксусной кислоты на атом Хлора кислотные свойства усиливаются из-за смещения электронов в сторону более электроотрицательного атома Хлора:

 если в этой группе заместить два или все три атома Водорода на атомы Хлора, кислотные свойства усиливаются существенно:

♦ затухания индукционного эффекта с ростом длины цепи атомов; электроноакцепторное влияние атома Хлора на карбоксильную группу уменьшается с увеличением расстояния между ними:

Вследствие замены атома Водорода на электродонорный заместитель кислотные свойства ослабляются. Вот почему в гомологическом ряда карбоновых кислот сильной является муравьиная. Она единственная в этом ряду, не имеет углеводородного (электронодонорного!) заместителя:

Смещение электронов системами  связей обусловливает полярность молекул, их дипольный момент.

Дипольным моментом  называют произведение величины заряда, который смещается, на расстояние этого смещения:

Дипольный момент выражают в дебаях (D). 1D = 1 • 10^-18 электростатических единиц. Дипольный момент является векторной величиной, поэтому молекулы равна сумме всех химических связей этой молекулы с учетом размещения их в пространстве.

Индукционный эффект определенных заместителей лучше проявляется в насыщенных молекулах. В последних, особенно в тех, где наблюдается дополнительная взаимодействие  электронных систем (сопряжение), в молекулах ароматических соединений одни и те же заместители могут вызвать другие смещение электронов, которые происходят по другому механизму, а иногда и в обратном направлении. Это так называемый мезомерный эффект, или эффект сопряжения.

Мезомерный эффект (эффект сопряжения)

В отличие от индукционного мезомерный эффект распространяется только по цепи сопряжения.

Сопряжением считают дополнительные взаимодействия  электронных систем кратных связей с различными орбиталями.

Различают три вида сопряжения:

В первом случае в дополнительное взаимодействие с  электронной системой двойной С = С-связи вступает одна р-орбиталь, которая может содержать один электрон, два электрона или вовсе не иметь электронов. Во время сопряжения наблюдается тенденция к выравниванию электронной плотности в рамках системы сопряжения, что приводит к смещению электронов. Если на р-орбитали было два электрона, смещение происходит в сторону кратной связи, если она была свободной - в сторону этой орбитали. В результате двойная связь соответственно поляризуется:

Такой тип сопряжения имеет место не только в производных алкенов, но и в других ненасыщенных алифатических и ароматических соединениях (галогенпроизводных бензола, фенол, анилин, нитробензол т.д.).

 сопряжение означает дополнительное взаимодействие двух и более  электронных систем. Такой тип сопряжения характерен для бут-1,3-диена, что обусловливает его характерные химические свойства, а также ароматические свойства бензола.

В случае  сопряжения в своеобразную дополнительное взаимодействие вступают  электронная система и три  связи, расположенных в пространстве под углом 109 ° 28 '. Этот необычный тип сопряжения в химической литературе называют «надсопряжением», или «гиперконьюгацией». Он встречается в ненасыщенных алифатических углеводородах, а также в ароматических соединениях (толуол, ксилол и т.д.).

Электронодонорное влияние на  электронные системы оказывают те заместители, в которых первый атом, который имеет хотя бы одну неразделенную пару электронов:

 и другие. 

Электронодонорные свойства проявляют также все алкильные радикалы (-СН₃, -С₂Н₅, СН(СН_з)₂ и т.д.).

Электроноакцепторное влияние на -электронную систему оказывают те заместители, в которых на первом атоме полный или частичный положительный заряд (полностью или частично свободная орбиталь):

 и другие. 

Именно эффектом сопряжения можно объяснить присоединения по месту двойной связи соединений типа Н-X по правилу и против правила Марковникова:

Сопряжение заместителей с ароматическим ядром обусловливает их ориентирующее действие в реакциях замещения. Электронодонорные заместители облегчают реакции замещения и ориентируют их в орто (2,6) и пара-положения (4). Электроноакцепторные заместители затрудняют реакции замещения и ориентируют их в мета-положения (3,5):

Для мезомерного эффекта, который передается только системой  связей в рамках системы сопряжения, характерно:

♦ смещение электронов в результате сопряжения;

♦ отсутствие затухания его с ростом длины цепи атомов;

♦ электроны  связей смещаются значительно легче, чем электроны связей; поэтому, если мезомерный и индукционный эффекты одного и того же заместителя (-F,-Cl и т.д.) вступают в противодействие, решающее значение всегда имеет мезомерный эффект.

Электронные смещения, которые происходят с индукционным или мезомерным механизмом и вызывают перераспределение электронной плотности в пределах молекулы, создают так называемые «реакционные центры», то есть атомы с определенными зарядами. Это приводит химические свойства вещества, его реакционную способность.

Углеводороды

Простейшими органическими соединениями являются углеводороды. В состав их молекул входят только два элемента - Углерод и Водород. Углеводороды разделяют на насыщенные, ненасыщенные и ароматические зависимости от характера химических связей в молекулах:

Насыщенные углеводороды

Определение. Углеводороды, в молекулах которых атомы Углерода связаны между собой только простыми одинарными связями, а другие их валентности использованы для образования связей с водородом, называют насыщенными.

Классификация. Насыщенные углеводороды с открытыми углеродовыми цепями (разветвленными или неразветвленными) называют ациклическими (алифатическими), или алканами. Если в молекулах насыщенных углеводородов атомы Углерода образуют замкнутые циклы, их называют алициклическими, или циклоалканами.

Насыщенные ациклические углеводороды

Определение. Алканы - это насыщенные углеводороды с открытой углеродной цепью. Они образуют гомологический ряд веществ с общей формулой С₂Н_2n+2. Для алканов характерна структурная изомерия, в частности изомерия углеродного скелета. Первые три члена гомологического ряда алканов изомеров не имеют, а начиная с бутана число изомеров с увеличением числа атомов Углерода в молекуле стремительно растет.

Номенклатура. Употребляют такие общие названия насыщенных ациклических углеводородов: алканы, насыщенные алифатические углеводороды, парафины. Названия конкретных соединений, согласно номенклатурным правилам IUPAC, образуют от греческого названия числительного, указывающий число атомов Углерода в главной цепи, с добавлением суффикса -ан. Первые четыре члена гомологического ряда алканов имеют полутривиальные названия, в систематическом плане у них использован только суффикс.

Если молекула алкана разветвленная, то надо выбрать главную цепь (у алканов - это самая длинная неразветвленная цепь), дать ему название, а затем приставками перечислить в алфавитном порядке все ответвления, которые рассматривают как заместители, отмечая локантами их местонахождение. Одновалентные фрагменты алканов (углеводородные радикалы) называют так же, как и алканы, но с суффиксом -ил. Атомы Углерода главной цепи нумеруют так, чтобы атом Углерода, возле которого стоит углеводородный радикал, получил как можно меньший номер. Если в молекуле имеется несколько углеводородных заместителей, нумерацию проводят так, чтобы сумма локантов была наименьшей. Например:

Строение молекул алканов. Все атомы Углерода в молекулах алканов находятся в состоянии sp³-гибридизации. Молекула метана СН₄ имеет форму тетраэдра:

Углы между осями симметрии  связей, образует атом Углерода в состоянии sp³- гибридизации, равны 109 ° 28 '. Поэтому молекулы алканов даже нормальной (неразветвленной) строения имеют не линейную, а зигзагообразную форму:

Вокруг простой С-С  связи возможно вращение, поэтому молекулы алканов могут приобретать различную пространственную конфигурацию: изгибаться, образовывать спирали и т.д. (существовать в виде различных конформаций). Конформации не следует рассматривать как настоящие изомеры, потому что они относительно легко превращаются друг на друга.

Способы получения алканов. Алканы довольно распространены в природе. Метан входит в состав природного газа (92 - 96%), болотного газа и тому подобное. В составе нефти много алканов с различным числом атомов Углерода в молекуле и различным строением. В промышленности подавляющее большинство алканов добывают фракционной перегонкой нефтепродуктов и газового конденсата, который образуется при очистке природного газа. Метан в промышленности можно получить также по реакции между водородом и графитом при 500 ° С в присутствии катализатора (никеля):

синтезом из водорода и оксида углерода (II) , которые входят в состав водяного газа:

В лабораторных условиях метан добывают взаимодействием алюминий карбида с водой (а) или нагреванием смеси ацетата натрия с гидроксидом натрия (б)

Другие алканы можно получить взаимодействием металлического натрия с моногалогенпроизводными алканов (реакция Вюрца):

Химические свойства. В молекулах алканов есть только малополярные и довольно крепкие  связи С-С и С-Н. Поэтому такие соединения малоактивны в химических реакциях. Это отражено в давнем названии алканов - «парафины» (от лат. parum - мало и affinis - смежный, причастен). Однако в жестких условиях (высокая температура, повышенное давление, ультрафиолетовое облучение и т.д.) эти соединения могут вступать в некоторые реакции:

1) полное окисление (горение):

2) частичное окисление (каталитическое окисление):
Смесь кислородсодержащих соединений;
3) разложение:

4) замещение:

 эти реакции происходят по радикальному механизму (с образованием промежуточных свободных радикалов), например:

Механизм реакции хлорирования метана

5) изомеризация:

Физические свойства. Первые четыре члена гомологического ряда алканов (С₁-С₄) - газы, следующие 10 - 13 членов (С₅-С₁₇ ) - жидкости. Алканы, в состав молекул которых входит 20 и более атомов Углерода - твердые вещества.

Температуры кипения и плавления алканов растут с увеличением молярной массы, иллюстрируют приведенные ниже данные.

Это объясняют тем, что с удлинением углеродной цепи растут силы межмолекулярного взаимодействия. Алканы с разветвленной цепью имеют относительно низкие температуры кипения и плавления по сравнению с алканами с таким же числом атомов Углерода в цепи, но нормального строения.

Алканы легче воды и в воде практически не растворяются.

Применение алканов. Алканы широко используют в различных отраслях промышленности и сельского хозяйства. Метан является сырьем для получения многих химических продуктов, его используют в качестве топлива на предприятиях и в быту. Из высших алканов добывают ароматические углеводороды, применяют в качестве топлива для двигателей внутреннего сгорания (бензин), для дизельных двигателей (соляровые масла) и реактивных двигателей (керосин). Насыщенные углеводороды - хорошие растворители жиров и других органических веществ.

Насыщенные алициклические углеводороды (циклоалканы)

Определение. Алициклическими углеводородами (циклоалканами) называют насыщенные углеводороды, молекулы которых образуют замкнутые циклы. Например:

Изомерия. Изомерия циклоалканов обусловлена ​​строением цикла и строением боковых цепей. Так, соединению состава С₆Н₁₂ соответствуют такие изомерные циклоалканы:

Номенклатура. Названия циклоалканов образуют так же, как и названия алканов с добавлением префикса цикло-.

Физические и химические свойства. По своим свойствам циклоалканы очень похожи на алканы. Существенно различаются лишь соединения, содержащие малые циклы (трех- или четырехчленные). Эти циклы имеют довольно большое напряжение из-за значительного отклонения от нормального валентного угла атома Углерода, находящегося в состоянии sр³-гибридизации. Поэтому в отличие от больших циклов они могут вступать в реакции присоединения:

Применение циклоалканов. Циклопропан используют в медицине в качестве наркотического средства (в смеси с кислородом), циклопентан - в промышленности как растворитель и в органическом синтезе, циклогексан является сырьем для синтеза полиамидных волокон (капрона, нейлона), из него также добывают бензол.

Помни! Насыщенные углеводороды имеют относительно низкую реакционную способность. Это обусловлено высокой прочностью связей С-С и С-Н, а также их слабой полярностью. Большинство реакций этих соединений сопровождается гомолитическим разрывом химических связей и образованием свободных радикалов.

Ненасыщенные углеводороды

Углеводороды, в молекулах которых двойные С = С- или тройные С = С-связи, называют ненасыщенными. Важнейшими представители этого класса соединений - этиленовые углеводороды (содержат одну двойную связь), диеновые углеводороды (содержат две двойные связи) и ацетиленовые углеводороды (содержат одну тройную связь).

Этиленовые углеводороды (алкены)

Определение. этиленовыми углеводородами (алкенами) называют ненасыщенные углеводороды, в молекулах которых одна двойная С = С-связи. Гомологический ряд алкенов имеет общую формулу С₂Н_2n.

Изомерия. Для алкенов характерна не только структурная изомерия (изомерия углеродного скелета, изомерия положения двойной связи), но и геометрическая. Поскольку вращение вокруг двойной связи невозможно без его разрыва, геометрические изомеры отличаются по физическим и химическим свойствам соединениями:

Номенклатура. Широкоупотребляемыми общими названиями этиленовых углеводородов являются: алкены, олефины. Названия конкретных соединений образуют из названий соответствующих алканов, заменив суффикс -ан на суффикс -ен. Положение
двойной связи указывают локантом, углеродную цепь нумеруют с того конца, к которому он находится ближе. Если молекула алкена имеет разветвленное строение, то главной цепью будет самый длинный из содержащих двойную связь. Согласно правилам IUPAC, название «этилен» сохраняется.

Строение молекул. В отличие от алканов, в состав молекул которых входит углерод только в sр³-гибридизованому состоянии, в молекулах алкенов есть два атома Углерода в состоянии  sр² гибридизации (второе валентное состояние). Эти два атома расположены рядом и при участии своих р-орбиталей, которые не принимали участия в гибридизации, дополнительно к -связи образуют между собой  связь:

 

Двойная С = С-связь короче простой С-С-связи и прочнее ее. По прочности связь уступает  связи, поэтому в реакциях присоединения по месту двойной связи разрывается именно она.

Способы добывания алкенов. Двойная С = С-связь образуется в результате отщепления двух заместителей от соседних атомов Углерода насыщенных соединений. В частности, алкены являются продуктами таких реакций:

1) отщепление галогеноводородов от моногалогенпроизводного алкана

2) отщепление галогена от дигалогенпроизводных алканов, в которых атомы галогена связаны с соседними атомами Углерода

3) отщепление воды от спиртов

4) отщепление водорода от алканов (дегидрогенизация)

Отщепление галогеноводородов и воды происходит по правилу Зайцева:

При отщеплении элементов НХ от галогенпроизводных или воды от спиртов атом Водорода отходит от наименее гидрогенизированного соседнего атома Углерода

В промышленности значительные количества алкенов получают крекингом нефтепродуктов. Крекинг - процесс расщепления высокомолекулярных углеводородов при высокой температуре на продукты с меньшей молекулярной массой. Вследствие крекинга алканов образуется 50% алканов и 50% алкенов:

Во время крекинга С-С-связь может разрываться в любом положении, поэтому образуется сложная смесь насыщенных и ненасыщенных соединений.

Химические свойства. Из-за наличия двойной С = С-связи алкены химически значительно активнее алканов. Большинство химических реакций алкенов связана с разрывом -связи.

Реакции присоединения

Присоединение водорода (гидрогенизация):

Присоединение галогенов:

Присоединение галогеноводородов:

Присоединение воды (гидратация):

Присоединение соединений типа НХ по месту двойной связи алкенов происходит по правилу Марковникова:

Атом Водорода присоединяется к наиболее гидрогенизированному атому Углерода.

Реакции окисления

Частичное окисление:

                                                                                  Этиленгликоль

Полное окисление (горение):

 

Реакции полимеризации
 

Алкены, как и другие ненасыщенные соединения, вступают в реакции полимеризации. Полимеризация - это последовательное соединение одинаковых молекул (мономеров) в соединения с относительно большой молярной массой. Вследствие полимеризации образуются высокомолекулярные соединения (полимеры). Этилен при высоком давлении и повышенной температуре образует полиэтилен:

где n - степень полимеризации.

Степень полимеризации переменная. Молярная масса полимера определяется средней молярной массой отдельных его молекул.

Физические свойства. Алкены легче воды и в ней практически не растворяются, однако хорошо растворяются в неполярных органических растворителях. Температуры их кипения и плавления повышаются с увеличением длины углеродной цепи. Как и алканы, алкены с разветвленной углеродной цепью имеют более низкие температуры кипения и плавления по сравнению с соединениями с нормальной структурой.

Применение алкенов. Алкены широко используют в промышленности органического синтеза для получения различных веществ. Например, этилен является сырьем для получения этанола, 1,2-дихлорэтана, полиэтилена. Его используют в сельском хозяйстве для ускорения созревания плодов. Пропен является сырьем для получения пропан-2-ола, ацетона, глицерина и полипропилена.

Помни! Химическая активность этиленовых углеводородов связана с наличием в их молекулах двойной С = С-связи. Этим обусловлена ​​способность алкенов вступать в реакции присоединения, окисления и полимеризации, сопровождающиеся разрывом -связи, прочность которой меньше, чем  связи.

Диеновые углеводороды (алкадиены)

Определение. Диеновыми углеводородами (алкадиенами) называют ненасыщенные углеводороды в молекулах которых две двойные С=С-связи. Они образуют гомологический ряд соединений с общей формулой С_n Н_{2n -2}, где n  3.

Изомерия. Для диенов характерна структурная изомерия (изомерия углеродного скелета при n> 4, изомерия взаимного положения двойных связей), а также геометрическая.

Классификация. В зависимости от взаимного расположения двойных связей различают три типа алкадиенов: алленовые углеводороды (о), алкадиены с сопряженными двойными связями (б) и алкадиены с изолированными двойными связями (в):

Что касается алленовых углеводородов и диенов с изолированными двойными связями, то они по своим химическим свойствам мало чем отличается от алкенов. Сопряжение в молекуле бут-1,3-диена (и в подобных ему соединениях) приводит к появлению специфических химических свойств, которые рассмотрены ниже.

Номенклатура. Названия диеновых углеводородов образуют заменой суффикса -ан у соответствующего насыщенного углеводорода на суффикс -адиен. Положение двойных связей обозначают локантами. Если молекула диена разветвленная, то главной цепью считают самую длинную из тех, что содержит обе двойные связи. Нумеруют атомы Углерода главной цепи так, чтобы сумма локантов, которые обозначают положение кратных связей, была наименьшей.

Строение молекулы бут-1,3-диен. В молекуле бут-1,3-диена две двойные С = С-связи разделены одной простой С-С-связью, то есть четыре подряд размещенные атомы Углерода находятся в состоянии sp²-гибридизации (второе валентное состояние). Попарно они образуют две -связи, между которыми существует дополнительная взаимодействие (-сопряжения), что приводит к выделению определенного количества энергии, в результате чего молекула становится устойчивой. Кроме этого, в результате сопряжения меняются длины двойных связей и простой связи между 2- и 3-м атомами Углерода: двойные связи становятся несколько длиннее обычного С = С-связь, а простой - короче. В рамках четырех атомов Углерода возникает единственная общая для них электронная система:

Молекула бут-1,3-диена имеет плоское строение (четыре атома Углерода и шесть атомов Водорода размещены в одной плоскости).

Химические свойства. Наличие сопряжения приводит к появлению специфических, не характерных для алкенов химических свойств. Диены с сопряженными двойными связями, например, своеобразно вступают в реакции присоединения и реакции полимеризации. Присоединение водорода, галогенов и галогеноводородов к бут-1,3-диену может происходить не только по месту отдельных С = С-связей, но и в положениях 1 и 4:

В этом случае система сопряжения срабатывает как единственная -связь. При избытке реагента возможно полное насыщение углеводорода:

Полимеризация сопряженных алкадиенов также происходит в положениях 1 и 4 с образованием ненасыщенного высокомолекулярного соединения, которая в каждом мономерном фрагменте содержит С = С-связи. Такие соединения называют каучуками:

Каучуки. Натуральный каучук - высокоэластичный материал растительного происхождения. Его добывают из латекса - сока некоторых тропических растений, в частности гевеи. Латекс является водным коллоидным раствором каучука. После нагрева или действия кислоты он коагулирует, каучук отделяют от воды и сушат. Каучук растворяется в неполярных растворителях: алканах (бензин), бензоле и др. Это очень ценный материал, газо- и водонепроницаемый. Мономером натурального каучука является изопрен - 2-метил-бут-1,3-диен:

Это высокомолекулярный ненасыщенный углеводород (п ~ 2500). Макромолекула каучука имеет линейное строение, как и полиэтилен, однако отличается от последнего своей эластичностью, которая обусловлена ​​ее спиралевидной структурой. Молекула натурального каучука имеет стереорегулярную структуру, то есть отдельные мономерные фрагменты в ней размещены в определенной последовательности. Метиленовые группы (-СН₂) в молекуле натурального каучука находятся в цис-положении (по одну сторону от двойного С = С-связи):

Сейчас в промышленных масштабах добывают различные по составу и свойствам синтетические каучуки. Полимеризацией бут-1,3-диена получают бутадиеновый каучук, из которого изготавливают обувь, изоляционные материалы, автомобильные шины и тому подобное. Если мономером является 2-хлорбут-1,3-диен, добывают хлоропреновый каучук - очень устойчив к воздействию растворителей и горюче-смазочных материалов:

 

Чтобы придать каучукам большей устойчивости и лучших механических свойств, их подвергают вулканизации - нагреванию с небольшим количеством серы (3 - 5% массы каучука). При взаимодействии с серой происходит сшивание отдельных макромолекул каучука по месту двойных связей дисульфидными мостиками. При этом образуется резина. Она эластичнее и устойчивее к изменению температуры, чем невулканизированный каучук, нерастворим в органических растворителях, а лишь набухает в бензине и других углеводородах:

Чтобы предоставить резине определенных свойств, в каучук до вулканизации добавляют различные наполнители: сажа (черная резина), SiО₂ (белая резина) и др.

Если во время вулканизации добавить большее количество серы (> 30%), то вместо эластичной резины образуется твердый и прочный материал - эбонит, который обладает свойствами изолятора. Его широко используют в электротехнике.

Каучуки и резины на их основе чрезвычайно важны для промышленности и сельского хозяйства. Многие из них используют в автомобильной, авиационной, электротехнической отраслях промышленности, в медицине. Из резины производят прокладки для соединения трубопроводов, различные шланги и тому подобное.

Помни! Особенности химического поведения диеновых углеводородов в  реакциях присоединения и полимеризации обусловлены сопряжением.

Ацетиленовые углеводороды (алкины)

Определение. Ацетиленовыми углеводородами (алкинами) называют ненасыщенные углеводороды, в молекулах которых одна тройная связь. Они образуют гомологический ряд с общей формулой С _nН_2n-2, где n> 2.

Изомерия. Начиная с бутина, у алкинов наблюдается структурная изомерия (изомерия углеродного скелета и изомерия положения тройной связи):

Номенклатура. Названия алкинов образуют из названий соответствующих предельных углеводородов заменой суффикса -ан на суффикс -ин. Если молекула алкина разветвленная, главной цепью считают самую длинную из тех, что содержит тройную связь. Нумеруют атомы Углерода главной цепи с того края, к которому ближе находится тройная связь. Согласно номенклатурным правилам IUPAC, сохраняется название «ацетилен».

Строение молекулы ацетилена. Образование тройной связи возможно лишь тогда, когда два рядом размещенных атома Углерода находятся в третьем валентном состоянии (sp-гибридизация). В этом состоянии оси симметрии двух гибридных орбиталей образуют одну прямую линию (180 °). Итак, каждый атом Углерода в таком случае может образовывать две связи, направленные в противоположные стороны. В молекуле ацетилена все четыре атома (два атома Углерода и два атома Водорода) размещены на одной прямой, то есть она имеет линейное строение. Поскольку в третьем валентном состоянии атом Углерода имеет две р-орбитали, не принимавших участия в процессе гибридизации, он дополнительно может образовать две связи. Итак, тройная связь состоит из одной связи и двух связей:

Способы получения алкинов. Самый распространенный представитель алкинов - ацетилен. В промышленности его добывают тремя методами.

Карбидный метод. Сначала из известняка и кокса получают карбид кальция, который при взаимодействии с водой образует ацетилен:

Пиролиз метана. При нагревании метана без доступа воздуха (пиролиз) образуется ацетилен, а как побочный продукт - водород:

Дегидрогалогенирование дигалогенпроизводных алканов:

Химические свойства. Наличие тройной С = С-связи обусловливает реакции присоединения и полимеризации ацетилена и других алкинов, а относительно высокая полярность связи С-Н - слабые кислотные свойства этих соединений. В отличие от алкенов реакции присоединения к алкинам происходят в два этапа (сначала разрывается одна  связь и образуются производные алкенов, затем - вторая с образованием производных алканов). Повышенную, по сравнению с углеводородами других классов, полярность связи С-Н в алкинах объясняют тем, что на этапе sp-гибридизации (третье валентное состояние) атом Углерода имеет большую электроотрицательность, чем в первом и втором валентных состояниях. Рассмотрим химические свойства алкинов на примере ацетилена.

Реакции присоединения

Присоединение водорода (гидрогенизация):

Присоединение галогенов. Бром присоединяется очень легко при обычных условиях. При пропускании ацетилена через бромную воду она обесцвечивается. Эта реакция является качественной для всех ненасыщенных углеводородов:

Присоединение галогеноводородов. Если молекула алкина имеет несимметричное строение, присоединение галогеноводородов происходит согласно правилу Марковникова в две стадии:

Присоединение воды (гидратация). Реакция открыта в 1881 русским химиком М. Кучеровым и носит его имя. Она происходит в присутствии катализатора (HgSО₄) в кислой среде. В результате присоединения воды к ацетилену сначала образуется неустойчивый ненасыщенный спирт (виниловый), который быстро изомеризуется в уксусный альдегид - ценное химическое сырье:

Реакции окисления

Частичное окисление. В случае пропускания ацетилена через водный раствор калий перманганата (КМnO₄) последний обесцвечивается:

Полное окисление (горение). В атмосфере кислорода ацетилен горит с выделением большого количества теплоты:

Температура пламени при сгорании ацетилена достигает ~ 2800 ° С, поэтому эту реакцию используют для резки и сварки металлов.

Реакции полимеризации

Реакции полимеризации ацетилена происходят по-разному в зависимости от условий их проведения.

Образование бензола (тримеризация):

Ди- и тримеризация ацетилена в растворах солей Меди (I)

В отличие от предыдущей реакции в этом случае одна молекула ацетилена присоединяется к другой. Винилацетилен являются сырьем для получения хлоропрена, из которого производят хлоропреновый каучук.

Реакции замещения

Атомы Углерода, образующие тройную связь, находятся в состоянии sp - гибридизации (третье валентное состояние). Электроотрицательность Углерода в этом случае составляет 2,75, что на 10% больше, чем у атома Углерода в первом валентном состоянии. Полярность связи С-Н при этом возрастает почти в 3,5 раза, в результате чего кислотность ацетилена по сравнению с алканами и алкенами увеличивается в ~ 1018 раз!

Ацетилен в отличие от алканов и алкенов может образовывать солеобразные соединения - ацетилениды. Так, в случае пропускания ацетилена через растворы аммиачные комплексов гидроксидов серебра и меди (I) , образуются не растворимые в воде серебра и меди (I) ацетилениды:

В сухом состоянии оба ацетиленида взрываются при ударе. К ацетиленидам принадлежит также кальций карбид:

 

Поскольку ацетилен является слабой кислотой, ацетилениды при взаимодействии с сильными кислотами выделяют его:

Физические свойства. Все ацетиленовые углеводороды легче воды и в ней практически не растворяются. Первые три члена гомологического ряда алкинов - газы, алкины с числом атомов Углерода С₄ - С₈ - жидкости, высшие алкины - твердые вещества. Некоторые физические свойства алкинов приведены ниже.

Применение алкинов. Среди всех алкинов наибольшее применение имеет ацетилен. Мировое производство его исчисляется миллионами тонн в год. Большая часть С₂Н₂ тратится на сварку и резку металла. Ацетилен также является сырьем для получения многих химических веществ: уксусного альдегида, уксусной кислоты, этанола, галогенпроизводных этилена и этана, синтетического каучука, пластических масс и др. Чистый ацетилен имеет типичный для ненасыщенных углеводородов запах, оказывает наркотическое действие, поэтому находит применение в медицине.

Помни! Химическая активность ацетиленовых углеводородов обусловлена ​​наличием в их молекулах тройной С = С-связи и относительно высокой полярностью связей = С-Н, чем объясняют слабые кислотные свойства алкинов.

Ароматические углеводороды (арены)

Определение. Одним из простых определений ароматичности является следующее: «ароматическими являются соединения, подобные бензолу». Сходство заключается: 1) в наличии в ароматических молекулах плоского ненасыщенного цикла, содержащего единую -электронную систему, которая возникает в результате циклического -сопряжения; 2) в аномальной для ненасыщенных соединений устойчивости в реакциях окисления и присоединения.

Изомерия. Производные бензола с одним заместителем изомеров не имеют. При наличии двух и более заместителей становится возможной изомерия взаимного их положения. Дизамещенный бензол может иметь три (и только три!) изомеры, что подтверждает равноценность всех углерод-углеродных связей в молекуле бензола.

Чтобы указать местонахождение заместителей в ароматическом ядре, используют цифровые локанты. При этом атомы Углерода бензольного ядра нумеруют так, чтобы наименьший номер получил тот атом Углерода, который связан со старейшей функциональной группой, а сумма локантов была наименьшей. При наличии двух заместителей часто используют словесные локанты: орто- (размещение заместителей у соседних атомов Углерода), мета- (размещение заместителей через один атом Углерода) и пара- (размещение заместителей через два атома Углерода):

Классификация. Ароматические углеводороды разделяют на моноциклические (содержат одно ароматическое ядро) и полициклические (содержат два и более ароматических ядер). Полициклические углеводороды, в свою очередь, делятся на такие, в которых ароматические ядра соединены непосредственно простым С-С- связи или через атомы Углерода:

и на такие, в которых ароматические ядра имеют два и более общих атомов Углерода:

 
Моноциклические ароматические углеводороды - это в основном бензол и его гомологи:

 
Номенклатура. Термин «ароматические соединения» исторически связан с первыми представителями этого класса соединений, которые либо сами имели приятный запах, или были добыты из ароматного сырья. В настоящее время под термином «ароматичность» понимают комплекс специфических химических свойств, по которым эти соединения отличаются от других ненасыщенных соединений.

Названия многих ароматических углеводородов полутривиальные (бензол, толуол, нафталин и т.д.). В систематическом понимании использованы только суффиксы -ен, которые указывают на ненасыщенность этих соединений. Согласно номенклатурными правилам IUPAC, полутривиальные названия используют как родоначальные для образования названий соответствующих производных (нитробензол, 2-бромотолуол, 2,3 дихлоронафталин т.д.).

Одновалентный радикал бензола называется фенил (C₆H₅-).

Строение молекулы бензола. Впервые циклическую формулу бензола предложил в 1865 немецкий химик А. Кекуле:

Он считал, что в шестичленном кольце бензола чередуются три простых и три двойные углерод-углеродные связи, но это не находило экспериментального подтверждения и было предметом многолетних дискуссий ученых. Бензол чрезвычайно трудно вступает в реакции присоединения и выдерживает без изменений действие многих сильных окислителей (KMnО₄, Na₂Cr₂О₇). Кроме этого, дизамещенные бензолы могут образовывать только три изомера, что ставило под сомнение наличие различных связей в цикле.

Современная трактовка строения молекулы бензола и других ароматических соединений стало возможной в первой половине XX в. с появлением квантовой химии, в частности метода MO ЛKAO (молекулярные орбитали как линейная комбинация атомных орбиталей).

В состав молекулы бензола входят шесть атомов Углерода в состоянии sр²-гибридизации, каждый из которых имеет три гибридные орбитали (оси симметрии размещены в одной плоскости под углом 120 °) и одну р-орбиталь, которая не принимала участия в гибридизации (ось симметрии расположена перпендикулярно осям симметрии гибридных орбиталей). С привлечением гибридных орбиталей каждый атом Углерода образует -связи с атомом Водорода и двумя соседними атомами Углерода:

Так образуется плоский шестиугольник. Поскольку оси симметрии р-орбиталей шести атомов Углерода становятся при этом взаимно параллельными, становится возможным их взаимодействие. При этом каждая р-орбиталь в равной степени взаимодействует с обоими соседними р-орбиталями с образованием единой делокализованной  электронной системы:

Это циклическое сопряжения, в результате которого, во-первых, выравниваются длины углерод-углеродных связей, во-вторых - дополнительно выделяется ~ 153 кДж энергии. Если обычая С-С-связь имеет длину 0,154 нм, а двойная С = С-связь- 0,133 нм, то в молекуле бензола все связи длиной 0,139 нм. Вследствие уменьшения количество внутренней энергии, наблюдается определенная инертность (устойчивость) бензола в реакциях присоединения и окисления. Поскольку все системы стремятся к как можно меньшему запасу внутренней энергии, бензол преимущественно вступает в реакции замещения, при которых сохраняется его ароматичность.

Особенности строения молекулы бензола отразились и на ее графическом изображении. Современные структурные формулы бензола имеют следующий вид:

Изображение круга внутри шестиугольника символизирует наличие делокализованной (то есть не привязанной к определенному месту)  электронной системы. В рамках этой системы электроны могут двигаться по кругу, они принадлежат одновременно всем шести атомам Углерода.

Способы получения бензола и его гомологов. Определенное количество ароматических углеводородов содержится в некоторых сортах нефти, значительное количество аренов (особенно полициклических) добывают из каменноугольной смолы при
производстве кокса. Бензол и его гомологи можно синтезировать по приведенным ниже реакциями.

Тримеризация ацетилена.

Дегидрогенизация (ароматизация) циклогексана.

Циклогексан                                   Бензол
 
Эту реакцию, которая имеет огромное практическое значение, впервые осуществил в 1912 выдающийся русский химик Н. Д. Зелинский.

Алкилирование бензола.

при взаимодействии бензола (и других аренов) с галогенпроизводных алканов при наличии безводного  образуются соответствующие гомологи.

Химические свойства бензола. Химические свойства аренов существенно отличаются от химических свойств других ненасыщенных углеводородов. Как уже отмечалось, потеря значительного количества внутренней энергии вследствие -сопряжения обуславливает определенную инертность этих соединений в реакциях присоединения и окисления. Бензол выдерживает длительное кипячение с раствором КМnО₄, не обесцвечивает бромную воду, то есть не дает характерных качественных реакций непредельных углеводородов. Для бензола и других аренов характерны реакции замещения, при которых сохраняется ароматический характер этих соединений.

Реакции замещения

Галогенирование (замещение одного или нескольких атомов Водорода в ароматическом ядре на атомы галогена). Реакция происходит при нагревании при наличии катализаторов - FeBr₃, АlСl₃:

                                                                        Бромбензол

Бромбензол - бесцветная жидкость с температурой кипения 156 ° С, в 1,5 раза тяжелее воды, в воде не растворяется.

Нитрование (введение в молекулу функциональной нитрогруппы -NO₂):

                                                                        Нитробензол

Нитробензол - жидкость светло-желтого цвета с температурой кипения 210 ° С, тяжелее воды, не растворяется в ней. Имеет запах горького миндаля, ядовита.

Сульфирование (введение в молекулу функциональной сульфогруппы -SO₃H):

                                                                             Бензолсульфокислота

Бензолсульфокислота - твердое кристаллическое соединение, сильная кислота, хорошо растворимая в воде.

Реакции присоединения

Реакции присоединения в ряду ароматических углеводородов происходят значительно труднее, чем у ненасыщенных углеводородов, требующие значительной затраты энергии и использования катализаторов. Галогеноводороды и воду бензол не присоединяет, но при определенных условиях может присоединять водород и галогены. 

Гидрогенизация бензола происходит при температуре ~ 200 ° С, давлении 5066 кПа и наличии катализатора - никеля или платины:

Бензол                                          Циклогексан

Эта реакция, открытая в 1900 французским химиком П. Сабатье, подтвердила циклическую строение бензола.

Присоединение хлора к бензолу происходит при УФ-облучении смеси бензола и хлора. Вследствие реакции образуется гексахлорциклогексан (гексахлоран), ранее широко использовали в сельском хозяйстве как инсектицид:

Реакции окисления

Бензол в отличие от ненасыщенных углеводородов очень устойчив к окислению. Частичное его окисление происходит только при наличии катализаторов (V₂О₅). Однако как и большинство углеводородов он горит на воздухе:

При этом образуется много копоти в результате неполного его окисления:

Химические свойства гомологов бензола. В состав молекул гомологов бензола входит одна или несколько алкильных групп, которые проявляют электронодонорные свойства как по индукционному, так и по мезомерному механизмам. Поэтому эти соединения легче вступают в реакции замещения, чем бензол. Толуол, например, во время нитрования образует 2,4,6-тринитротолуол, который используют как взрывчатку (тол, тротил):

Толуол                                                               2,4,6-тринитротолуол

В этом случае реакция нитрования происходит легче вследствие влияния группы -СН₃ на бензольное ядро. В свою очередь бензольное ядро ​​также влияет на метильную группу, поэтому она может окисляться под действием сильных окислителей:

Бензол                                          Бензойная кислота

Эти факты подтверждают положения теории химического строения органических веществ А.М. Бутлерова о взаимном влиянии атомов в молекуле. Метан не окисляется до карбоновой кислоты. Замена одного атома Водорода на фенильный радикал делает возможным такое окисление.

Правила ориентации при замещении в бензольном ядре. Электронная природа заместителя (его электронодонорные или электроноакцепторные свойства) определяет, в каком положении бензольного ядра относительно этого заместителя произойдет замещение атома Водорода. По ориентационному влиянию различают две группы заместителей:

1) ориентанты  I рода (орто-пара-ориентанты) -F, -Cl, -Вг, -I, ОН, -NH₂, -СН₃ и др .; являются электронодонорными по мезомерному механизму (смещают электроны от себя) и ориентируют замещение атома Водорода на новый заместитель в орто- и пара-положение (положение 2,4,6) относительно себя; кроме того, за исключением галогенов, эти заместители облегчают протекание реакций замещения;

2) ориентанты II рода (мета-ориентанты) -СООН, СН = О, -NО₂, -SО₃H и др. имеют электроноакцепторные свойства по мезомерному механизму (смещают электроны к себе) и ориентируют вхождения нового заместителя в метa-положение (положение 3,5) относительно себя; наличие этих заместителей в бензольном ядре усложняет следующие реакции замещения.

Физические свойства аренов. Бензол и его ближайшие гомологи - бесцветные жидкости с характерным запахом. Они легче воды и практически в ней не растворяются. Жидкий бензол и его пары ядовиты. Смесь пары бензола с воздухом - взрывоопасна. Некоторые физические свойства гомологов бензола приведены ниже.

Применение ароматических углеводородов. Ароматические углеводороды широко применяют в промышленности. Бензол и его гомологи в химической промышленности служат сырьем для получения анилина и красителей на его основе, фенола, лекарств, химических средств защиты растений. Из толуола добывают бензойную кислоту, взрывчатые вещества, из этилбензола - важный мономер стирол. Стирол производят в больших количествах и используют для получения ценной пластмассы - полистирола (о) и бутадиенстирольного каучука (б)

Содержание стирола в составе каучука определяет его физико-химические свойства.

Бутадиенстирольный каучук, содержащий в качестве наполнителя сажу, используют для изготовления автомобильных шин, шлангов, подошв для обуви и тому подобное. Большие количества полистирола идут на изготовление пенопластов, электро- и радиодеталей.

Помни! Из-за наличия в молекулах ароматических углеводородов циклического  сопряжения дополнительно уменьшается запас внутренней энергии этих соединений, что обуславливает их относительную инертность в реакциях присоединения и окисления.

Природные источники углеводородов

В природе углеводороды встречаются преимущественно в виде природного газа, нефти и каменного угля.

Природный газ. Химический состав природного газа изменяется в зависимости от месторождения, но главным его компонентом является метан (до 98%). Кроме метана в состав природного газа входят этан, пропан, бутан, пентан и в относительно небольших количествах высшие углеводороды. Большие объемы газообразных продуктов получают при добыче нефти. Такие газы называют сопутствующими, а отделенные от их низкомолекулярных компонентов высшие углеводороды - газовым конденсатом. Последний используют для получения топлива и различных растворителей. Очищенный природный газ - это не только высокоэффективное топливо, но и ценное сырье для химической промышленности. Из метана в промышленности производят ацетилен, технический углерод (сажу) как наполнитель для изготовления резиновых изделий, а также водород, из которого синтезируют аммиак.

Нефть. Нефть известна человечеству с давних времен. Тысячи лет назад ее использовали как зажигательную смесь. С XVIII ст. продукт перегонки нефти - керосин применяли для освещения домов и улиц. В XIX в. с изобретением двигателей внутреннего сгорания нефть стала главным источником топлива для различного вида транспортных средств.

Химический состав нефти зависит от месторождения. Нефть может содержать алканы, циклоалканы, ароматические углеводороды с различными молярными массами, но в химическом производстве используют пока что легкую часть нефти. На нефтеперерабатывающих заводах нефть подвергают фракционной перегонке и выделяют следующие фракции:

Смесь углеводородов с температурой кипения> 300 ° С называют мазутом и используют в качестве топлива для теплоэлектростанций, а также как сырье для получения соляровых масел, смазочных материалов, вазелина и тому подобное.

Остаток после перегонки нефти - нефтяной пек, или асфальт, применяют в строительстве.

Поскольку прямой перегонкой нефти можно добыть не более 10 - 15% бензина, потребность в котором очень велика, высококипящие фракции нефти подвергают крекингу (нагреванию без доступа воздуха до 600 - 700 ° С в присутствии катализатора) и получают дополнительно значительное количество моторного топлива. Это топливо имеет хорошую детонационную стойкость из-за наличия в его составе ненасыщенных углеводородов.

Промышленный крекинг изобрел русский инженер В.Г. Шухов в 1891 г. Сейчас большую часть моторного топлива добывают методом крекинга, что позволяет более рационально использовать продукты перегонки нефти.

Каменный уголь. Каменный уголь также известен человечеству с давних времен. Сначала его использовали только как топливо. Позже начали перерабатывать в кокс, необходимый для производства чугуна и стали. Кокс образуется вследствие нагревания угля до 1000 ° С без доступа воздуха в специальных коксовых печах. Кроме кокса - твердого пористого вещества, который является почти чистым углеродом, образуются коксовые газы и каменноугольная смола. Эта смола - важное сырье для получения многих органических веществ преимущественно ароматической природы.

Итак, природный газ, нефть и уголь - очень ценное сырье для химической промышленности. Сегодня многие ученые работает над тем, чтобы уменьшить расходы этих даров природы на топливо и сохранить их как важный источник углеводородов для будущих поколений. Замена углеводородного сырья в качестве топлива на другие источники энергии - солнечную, ветровую, гидравлическую, ядерную и т.д. - важная задача XXI века.

Кислородсодержащие органические соединения

В состав органических соединений наряду с атомами Углерода и Водорода могут входить атомы других элементов. Чаще всего в органических соединениях попадаются Кислород, Азот, Сера. Среди кислородсодержащих органических соединений выделяют такие важнейшие классы: спирты, фенолы, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты, эфиры, эфиры, углеводы.

Спирты

Определение. Спирты являются производными ациклических и а