Программа по химии для абитуриентов
1. Предмет химии. Явления химические и физические.
2. Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Молекулярное и немолекулярное строение вещества. Относительная атомная и молекулярная масса. Закон сохранения массы, его значение в химии. Моль единица количества вещества. Молярная масса. Закон Авогадро и молярный объем газа. Относительная плотность вещества.
3. Химический элемент. Простые и сложные вещества. Химические формулы.
4. Валентность. Составление химических формул по валентности.
5. Строение атома. Состав атомных ядер. Физический смысл порядкового номера химического элемента. Изотопы. Явление радиоактивности. Электронное строение атома. Понятие об электронном облаке. Атомная электронная орбиталь. Энергетический уровень и подуровень. S-, p-, d-орбитали в атоме. Строение электронных оболочек атомов на примере элементов 1-го, 2-го, 3-го периодов периодической системы.
6. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе учения о строении атомов. Структура периодической системы. Изменение свойств химических элементов и их соединений по группах и периодах периодической системы.
7. Природа и типы химической связи. Образование ковалентной связи на примере молекул водорода, хлороводорода и аммиака. Полярная и неполярная ковалентные связи. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи на примере иона аммония. Ионная связь. Водородная связь. Примеры химических соединений с разными видами связи.
8. Классификация химических реакций по различным оценкам. Типы химических реакций: соединения, разложения, замещения, обмена. Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения.
9. Окислительно-восстановительные процессы. Степень окисления элемента. Окисление и восстановление как процессы присоединения и отдачи электронов. Практическое использование окислительно-восстановительных процессов.
10. Представление о скорости химических реакций. Зависимость скорости от природы и концентрации реагирующих веществ, температуры. Катализ и катализаторы.
11. Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия, которые влияют на смещение химического равновесия.
12. Растворы. Растворимость веществ. Зависимость растворимости от их природы, температуры и давления. Массовая доля растворенного вещества в растворе.
13. Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена и условия их необратимости.
14. Оксиды. Классификация оксидов. Способы получения и свойства оксидов. Понятие об амфотерности.
15. Основания. Щелочи и нерастворимые основания. Способы получения и химические свойства.
16. Кислоты. Классификация кислот. Способы получения и общие химические свойства.
17. Соли. Состав солей и их названия. Получение и химические свойства солей. Гидролиз солей.
18. Взаимосвязь между различными классами неорганических соединений.
19. Металлы, их размещение в периодической системе. Физические и химические свойства. Основные способы промышленного получения металлов. Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа. Значение металлов в народном хозяйстве.
20. Щелочные металлы, их характеристика на основе размещения в периодической системе и строении атомов. Соединения натрия и калия в природе, их использование. Калийные удобрения.
21. Общая характеристика элементов главной подгруппы второй группы периодической системы. Кальций, его соединения в природе. Жесткость воды и способы ее устранения.
22. Алюминий, характеристика элемента и его соединений на основе размещения в периодической системе и строения атома. Физические и химические свойства алюминия. Амфотерность оксида и гидроксида алюминия.
23. Металлы побочных подгрупп (хром, железо, медь). Физические и химические свойства. Оксиды и гидроксиды. Соли хрома, железа и меди. Роль железа и его сплавов в технике.
24. Водород, его химические и физические свойства. Получение водорода в лаборатории, его использование.
25. Галогены, их характеристика на основе размещения в периодической системе и строении атомов. Хлор. Физические и химические свойства. Хлороводород. Соляная кислота и ее соли. Качественная реакция на хлорид-ион.
26. Общая характеристика элементов главной подгруппы шестой группы периодической системы. Сера, ее физические и химические свойства. Сероводород и сульфиды. Оксиды серы. Серная кислота, ее свойства и химические основы производства контактным способом. Соли серной кислоты. Качественная реакция на сульфат-ион. Сульфаты в природе, промышленности и быту.
27. Кислород, его физические и химические свойства. Аллотропия. Получение кислорода в лаборатории и промышленности. Роль кислорода в природе и использование его в технике.
28. Вода. Электронное и пространственное строение молекулы воды. Физические и химические свойства воды. Вода в промышленности, сельском хозяйстве, быту.
29. Общая характеристика элементов главной подгруппы пятой группы периодической системы. Фосфор. Оксид фосфора, фосфорная кислота и ее соли. Фосфорные удобрения.
30. Азот, его физические и химические свойства. Аммиак. Физические и химические свойства. Химические основы промышленного синтеза аммиака. Соли аммония. Азотная кислота. Химические особенности азотной кислоты. Соли азотной кислоты. Азотные удобрения.
31. Общая характеристика элементов главной подгруппы четвертой группы периодической системы. Кремний, его физические и химические свойства. Оксид кремния и кремниевая кислота. Соединения кремния в природе.
32. Углерод, его аллотропные формы. Химические свойства углерода. Оксиды углерода, их химические свойства. Угольная кислота, карбонаты и гидрокарбонаты, их свойства. Превращения карбонатов и гидрокарбонатов. Качественная реакция на карбонат-ион.
33. Теория химического строения органических веществ. Зависимость свойств органических веществ от химического строения. Изомерия. Электронная природа химической связи в молекулах органических соединений, типы разрыва связи, понятие о свободных радикалах.
34. Гомологический ряд предельных углеводородов (алканов), их электронное и пространственное строение, sp-ибридизация. Номенклатура алканов. Физические и химические свойства алканов (реакции галогенирования и окисления). Представления о механизме цепных реакций с участием свободных радикалов. Метан, его использование.
35. Этиленовые углеводороды (алкены); - и -связи, sp-ибридизация. Пространственная (геометрическая) изомерия. Номенклатура этиленовых углеводородов. Химические свойства (реакции присоединения водорода, галогенов, галогеноводородов, воды; реакции окисления и полимеризации). Правило Марковникова. Получение и использование этиленовых углеводородов.
36. Общие понятия химии высокомолекулярных соединений (мономер, полимер, структурное звено, степень полимеризации). Полиэтилен. Полихлорвинил.
Отношение полимеров к нагреванию, действию растворов кислот и щелочей. Использование полимеров.
37. Диеновые углеводороды, их строение, химические свойства и использование. Природный каучук, его строение и свойства. Синтетический каучук.
38. Ацетилен. Строение тройной связи (sp-гибридизация). Получение ацетилена карбидным способом и из метана. Химические свойства (реакции присоединения). Использование ацетилена.
39. Главные представители ароматических углеводородов. Бензол. Электронное строение бензола и его химические свойства (реакции замещения и присоединения). Получение бензола в лаборатории и промышленности, его использование.
40. Углеводороды в природе: нефть, природный и попутные газы. Переработка нефти: перегонка и крекинг. Использование нефтепродуктов в химической промышленности для получения различных веществ.
41. Предельные одноатомные спирты. Строение и номенклатура. Химические свойства одноатомных спиртов (реакции замещения, дегидратации и окисления). Промышленные и лабораторные способы синтеза этанола, его использование.
42. Многоатомные спирты: этиленгликоль и глицерин, их использование.
43. Фенол, его строение. Сравнение химических свойств фенола со свойствами предельных одноатомных спиртов. Кислотные свойства фенола. Влияние гидроксильной группы на реакции замещения в ароматическом ядре. Получение и применения фенола.
44. Альдегиды, их строение, номенклатура, химические свойства (реакции окисления и восстановления). Получение и использование муравьиного и уксусного альдегидов. Фенолформальдегидные смолы.
45. Карбоновые кислоты. Строение карбоксильной группы. Химические свойства карбоновых кислот. Муравьиная кислота, ее восстановительные способности. Уксусная и стеариновая кислоты, их применение. Олеиновая кислота как представитель непредельных карбоновых кислот. Мыла как соли высших карбоновых кислот.
46. Сложные эфиры, их номенклатура. Получение сложных эфиров и их гидролиз. Применения сложных эфиров. Синтетические волокна на основе сложных эфиров.
47. Жиры как представители сложных эфиров, их роль в природе и свойства. Химическая переработка жиров.
48. Углеводы, их классификация. Моносахариды. Глюкоза, ее строение, химические свойства (реакция окисления и восстановления). Роль в природе. Сахароза, ее гидролиз.
49. Полисахариды как природные полимеры. Крахмал и целлюлоза, их строение, химические свойства. Углеводы как источник сырья для химической промышленности. Искусственные волокна на основе целлюлозы.
50. Амины, их строение и номенклатура. Амины как органические основания, взаимодейст-вие с кислотами. Анилин. Сравнение свойств алкил- и арилзамещенных аминов. Получение анилина из нитробензола (реакция Зинина).
51. Аминокислоты, их строение и кислотно-основные свойства. Синтетические полиамидные волокна.
52. Понятие о строении белковых молекул. -аминокислоты как структурные единицы белков. Свойства и биологическая роль белков.
53. Взаимосвязь между классами органических соединений.
Предмет химии. Явления химические и физические.
Химия - это наука о веществах и их превращениях. Она изучает состав и строение веществ, зависимость их свойств от строения, условия и способы превращения одних веществ в другие.
Химия имеет большое практическое значение. Много тысячелетий тому назад человек использовал химические явления при выплавке металлов из руд, получении сплавов, варке стекла и т. д. Ещё в 1751г. М.В. Ломоносов в своём знаменитом "Слове о пользе химии" писал: "Широко распростирает химия руки свои в дела человеческие. Куда ни посмотрим, куда не оглянёмся - везде обращаются перед очами нашими успехи её применения."
В наше время роль химии в жизни общества неизмерима. Химические знания сейчас достигли такого уровня развития, что на их основе коренным образом меняются представления о природе и механизме ряда важнейших естественных и технологических процессов. Химия помогла нам открыть и использовать не только ранее неизвестные свойства веществ и материалов, но и создать новые, не существующие в природе вещества и материалы.
Вещество - это вид материи, обладающей при определённых условиях постоянными физическими свойствами. Однако с изменением условий свойства вещества изменяются.
Всякие изменения, происходящие с веществом, называются явлениями. Явления бывают как физические, так и химические.
Физическими называются такие явления, которые приводят к изменению формы, агрегатного состояния, температуры вещества, не изменяя его состава. Химический состав вещества в результате физического явления не изменяется. Например, воду можно превратить в лёд, в пар, но её химический состав при этом остаётся прежним.
Химическими называются такие явления, при которых происходит коренное изменение состава и свойств веществ. В результате химических явлений происходит превращение одних веществ в другие, т.е. изменяется состав молекул, образуются молекулы другого вещества. Однако атомы при химических реакциях остаются неизменными. Примером может служить разложение известняка:
CaCO3 CaO + CO2
Химические явления иначе называют химическими реакциями. Характерные признаки химических явлений (реакций): выделение тепла, газа, выпадение осадка, изменение цвета, появление запаха. При физических явлениях этого наблюдать нельзя.
Атомно-молекулярное учение. Атомы. Молекулы. Молекулярное и немолекулярное строение вещества. Относительная атомная и молекулярная масса. Закон сохранения массы, его значение в химии. Моль единица количества вещества. Молярная масса. Закон Авогадро и молярный объем газа. Относительная плотность вещества.
Теоретическую основу современной химии составляет атомно-молекулярное учение.
Атомы мельчайшие химические частицы, являющиеся пределом химического разложения любого вещества.
Химический элемент представляет собой вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.
Следовательно, атом это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. В настоящее время известно 110 элементов, из которых 92 встречаются в природе.
В зависимости от природы частиц, из которых построено вещество, различают вещества с молекулярной и немолекулярной структурой. Практически все органические вещества (т.е. подавляющее большинство известных веществ) состоят из молекул. Среди неорганических соединений молекулярное строение имеют примерно 5%. Таким образом, наиболее типичной формой существования вещества является молекула.
Молекула наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его основные химические свойства.
При обычных условиях вещества с молекулярной структурой могут находиться в твердом, жидком или газообразном состоянии. Вещества с немолекулярной структурой находятся только в твердом состоянии, преимущественно в кристаллической форме. Носителями химических свойств таких веществ являются не молекулы, а комбинации атомов или ионов которые образуют данное вещество.
Символическая запись простейшего численного соотношения, в котором атомы различных элементов образуют химическое соединение,
называется формулой. Следовательно, формула выражает определенный (качественный и количественный) состав соединения. Так, SO2, N2, CO - формулы веществ, имеющих молекулярное строение. Их состав всегда строго постоянен. NaCl, AlF3, ZnS формулы веществ, не имеющих молекулярное строение при обычных условиях. Состав таких веществ не всегда постоянен и часто зависит от условия их получения. Отклонение от целочисленного соотношения могут быть выражены при записи формулы: Fe0,9S, TiO0,7, ZrN0,69. Вещества с постоянным составом называются дальтонидами, вещества с переменным составом бертоллидами.
Массы атомов химических элементов чрезвычайно малы. В химии пользуются не их абсолютными значениями, а относительными.
Относительной атомной массой химического Ar элемента называется величина, равная отношению средней массы атомов данного элемента (с учетом процентного содержания его изотопов в природе ) к 112 массы изотопов углерода 12. 112 массы атома изотопа углерода 12 принята за атомную единицу массы (а. е. м.), международное обозначение - u.
Относительная атомная масса является величиной безразмерной.
Относительной молекулярной массой Mr вещества называется отношение массы его молекулы к 112 массы атома изотопа углерода 12.
Поскольку большинство неорганических веществ при обычных условиях не имеют молекулярного строения, в данном случае можно говорить о формульной массе F, понимая под ней сумму атомных масс всех элементов, входящих в соединение, с учетом числа атомов каждого элемента в формуле.
Единицей измерения количества вещества n () в Международной системе единиц является моль.
Моль количество вещества, содержащее столько структурных элементарных единиц (атомов, ионов, молекул, электронов, эквивалентов и т.д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12.
Число атомов NA в 0,012 кг углерода (т.е. в 1моль) легко определить, зная массу атома углерода. Точное значение этой величины 6,0210 . та величина называется постоянной Авогадро и является одной из важнейших универсальных постоянных. Она равна числу структурных единиц в 1 моль любого вещества.
Масса 1 моль вещества Х называется молярной массой М(Х) и представляет собой отношение массы m этого вещества к его количеству n.
Закон сохранения массы: "Масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции, с учетом массы, соответствующей тепловому эффекту реакции". Он был сформулирован великим русским ученым М.В.Ломоносовым в 1748г. и подтвержден экспериментально им самим в 1756г. и независимо от него французским химиком А.Л.Лавуазье в 1789г.
Закон постоянства состава вещества: "Любое сложное вещество молекулярного строения независимо от способа получения имеет постоянный количественный состав".
Закон Авогадро: "В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одно и то же количество молекул".
Следствия: 1. Если число молекул некоторых газов равно, то при н.у. они занимают равные объемы. Если же число молекул равно 6,0210, о объем газа равен 22,4 л. Этот объем называется молярным объемом.
1. Абсолютная плотность газа равна отношению его молекулярной массы к молярному объему
2. Относительная плотность газа (Х) по другому газу (Y) равна отношению молярной массы газа (Х) к молярной массе газа (Y).
Уравнение Клаперона:
Уравнение Менделеева-Клаперона:
Уравнение Бойля-Мариотта:
Уравнение Шарля-Гей-Люсака:
Химический элемент. Простые и сложные вещества. Химические формулы.
Вид атомов с одинаковыми химическими свойствами называется элементом. Атомы одного и того же элемента могут отличаться только массой. Химические свойства у них одинаковы. Существуют разновидности атомов одного и того же элемента, называемые изотопами.
Понятие "химический элемент" в равной мере относится к атомам данного элемента как находящимся в свободном виде, так и входящим в состав соединений.
Молекулы образуются из атомов. В зависимости от того, состоит ли молекула из атомов и того же элемента или из атомов различных элементов, все вещества делятся на простые и сложные.
Простыми веществами называются такие, молекулы которых состоят из атомов одного элемента. Молекулы простых веществ могут состоять из одного, двух и большего числа атомов одного элемента. В настоящее время является неоспоримым факт существования одного и того же элемента в свободном состоянии в виде ряда различных форм, т.е. в виде нескольких простых веществ.
Существование элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией. Простые вещества, образованные одним и тем же элементом, называются аллотропическими видоизменениями этого элемента. Эти видоизменения отличаются как числом, так и расположением одних и тех же атомов в молекуле.
Сложными веществами или химическими соединениями называются такие, молекулы которых состоят из атомов двух или более элементов. Атомы, вступившие в химическое соединение, не остаются неизменными. Они оказывают друг на друга взаимное влияние. В различных молекулах атомы находятся в различных состояниях.
Химическая формула это изображение состава вещества посредством химических знаков. Химические формулы обозначают молекулу вещества, ее качественный и количественный состав.
Валентность. Составление химических формул по валентности.
Важным понятием химии является валентность. Валентность способность атома соединяться с другими атомами определенным числом химических связей. Числовое значение валентности определяется общим числом атомных орбиталей, участвующих в образовании химической связи:
СО: СО С: 1s22s22p2 валентность:3
O: 1s22s22p4
Все сказанное относится к соединениям с ковалентной связью. Если элемент образует ионные связи, то его валентность называется стехиометрической. Она ничего не говорит о числе связей. Высшая валентность равна номеру группы, в которой находится элемент, однако N, O и F имеют высшую валентность 4. Это объясняется тем, что атомы этих элементов не могут переходить в возбужденное состояние из-за отсутствия вакантных орбиталей на ВЭУ.
Строение атома. Состав атомных ядер. Физический смысл порядкового номера химического элемента. Изотопы. Явление радиоактивности. Электронное строение атома. Понятие об электронном облаке. Атомная электронная орбиталь. Энергетический уровень и подуровень. S-, p-, d-орбитали в атоме. Строение электронных оболочек атомов на примере элементов 1-го, 2-го, 3-го периодов периодической системы.
Атом любого элемента состоит из ядра и и электронной оболочки (QA = 0, QЯ = 1, MЯ = 1). Ядро состоит из протонов (Q = 1) и нейтронов (Q = 0). Количество протонов равно порядковому номеру элемента. Число нейтронов в ядре равно разности между массовым числом изотопа и порядковым номером.
Массовое число сумма количества нейтронов и протонов в ядре. Оно получается округлением относительной атомной массы изотопа до целого числа.
Атомы одного элемента с разными числами нейтронов в ядре называются изотопами (Протий 1p0n, Дейтерий 1p1n, Тритий
1p2n, Квадрий 1p3n).
Число электронов в электронной оболочке равно заряду ядра (или порядковому номеру элемента). Электроны в атоме различаются энергией, формой электронных облаков, размерами электронных облаков, расположением их в пространстве.
Устойчивому состоянию ядер атомов соответствуют определенные соотношения чисел нейтронов и протонов. При нарушении устойчивого протонно-нейтронного соотношения ядро (а вместе с ним и атом) становится радиоактивным. Радиоактивность самопроизвольное превращение неустойчивых атомных ядер в другие ядра, сопровождающееся испусканием различных частиц. Основными типами радиоактивного распада являются б-аспад и -распад.
Чем больше расстояние от ядра до электрона, тем выше энергия последнего. Все электроны с одинаковым запасом энергии образуют один энергетический уровень. Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода.
В пределах одного уровня электроны могут иметь различную форму облаков. Электронное облако область околоядерного пространства, в которой вероятность пребывания электрона равна 90-95%. Электроны одного уровня с одинаковой формой облаков образуют один энергетический подуровень. Число подуровней на данном уровне равно его номеру.
S P D F
Электроны одного подуровня различаются расположением электронных облаков в пространстве. Каждому варианту расположения соответствует одна орбиталь.
S 1
P 3
D 5
F 7
S: P:
y y
z z
D:
Атомы разных элементов с одинаковым числом нейтронов в ядре называются изотонами (K и Ca). Атомы элементов с одинаковыми массами называются изобарами.
Каждый электрон в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: n главное, l орбитальное (побочное), m магнитное, ms спиновое. Главное квантовое число характеризует энергию электронов на данном уровне и размер электронного облака: чем больше значение n, тем больше энергия электронов и размер электронного облака. Число n изменяется от 1 до 7. Значение n данного электрона равно номеру уровня, на котором он находится.
О ) ) ) )
1 2 3 4
Орбитальное квантовое число характеризует форму электронного облака и принимает значения от 0 до n1. Число значений l равно числу подуровней на данном уровне:
L 0 1 2 3 4
s p d f g
Магнитное квантовое число характеризует расположение облаков в пространстве и принимает значения + l.0.- l. Число значений m равно числу орбиталей в главном подуровне:
S l=0 m=
P l=1 m=
D l=2 m=
F l=3 m=
Спиновое квантовое число характеризует собственный момент количества движения электрона и принимает значения +1/2 и 1/2. Спин чисто квантовое понятие, не имеющее аналогов в макромире. Это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве.
Принцип минимальной энергии атомные орбитали заполняются электронами последовательно с увеличением суммы n+l:
1s2s2p3s3p3d4s4p4d.
1+0 2+0 2+1 3+0 3+1 3+2 4+0 4+1 4+2
1 2 3 3 4 5 4 5 6
Если сумма n+l для двух орбиталей одинакова, то в первую очередь заполняется орбиталь с меньшим n.
77s7pгг66s6p6d6f6g6hггг55s5p5d5f5gУгггР44s4p4d4fОггВ33sа3p3dНгИ22sа2pб11sSPDFGHПОДУРОВНИПринцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями их квантовых чисел. Электроны должны различаться одним, двумя или тремя квантовыми числами обязательно!
Принцип Хунда: суммарный спин подуровня должен быть максимальным по абсолютной величине.
2p:
Явление проскока электрона наблюдается в атомах Cu, Cr, Mn, Ag, Mo, Nb и др.
24Cr ) ) ) )
s s s s
p p p
d d
f
Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе учения о строении атомов. Структура периодической системы. Изменение свойств химических элементов и их соединений по группах и периодах периодической системы.
С развитием науки элементов открывали все больше и больше, причем некоторые из них имели сходные свойства. Появилась необходимость упорядочить, классифицировать их, т. к. это позволило бы более основательно изучать свойства элементов и их соединений. Вначале попытались классифицировать элементы, положив в основу их химические и физ. свойства. Однако эти попытки не привели к желаемым результатам. Правильно подошел к этому вопросу Д. И. Менделеев. Он обратил внимание, что атомный вес объединяет и связывает отдельные элементы между собой, и положил его в основу классификации. Располагая известные в то время элементы в порядке возрастания атомных весов, Д. И. Менделеев обнаружил, что свойства элементов периодически повторяются. В 1869 г. он сформулировал свой закон:
Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений химических элементов находятся в периодической зависимости от величины их атомных весов.
В 1913 г. английский ученый Мозли открыл, что важнейшей характеристикой химического элемента является не атомная масса, а заряд ядра, который совпадает с порядковым номером. Поэтому в настоящее время закон формулируется так:
Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер.
Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Формы такого изображения различны: их насчитывается около 500, однако подход к построению таблиц единый - элементы располагаются в порядке возрастания заряда их атомных ядер.
Периодом в периодической системе называется последовательный ряд элементов, электронная конфигурация ВЭУ которых изменяется от ns1 до ns2np6. При этом номер периода совпадает со значением главного квантового числа n ВЭУ. Каждый из периодов (кроме 1) начинается типичным металлом и заканчивается благородным газом, которому предшествует неметалл.
В вертикальных колонках, называемых группами объединены элементы, имеющие сходное электронное строение. Каждая группа состоит из главной и побочной подгрупп. Элементы, расположенные в одной подгруппе, называются аналогами и имеют сходные строения ВЭУ при разных значениях n и поэтому проявляют сходные химические свойства. Элементы главных и побочных подгрупп различаются своими химическими свойствами, но их объединяет номер группы. Он, как правило, указывает число электронов, участвующих в образовании химических связей. У элементов главных подгрупп валентными являются только электроны ВЭУ, а у элементов побочных подгрупп и электроны предвнешних уровней. Это основное различие между элементами гл. и побочных подгрупп.
Периодически изменяются радиусы атомов, энергия ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность:
1.Радиус: 2.Еион: 3.Еср 4.Электроотрицательность:
Периодический закон сыграл большую роль в развитии химии. Он помог установить взаимную связь между элементами и объединить их по свойствам, расположить элементы в естественной последовательности, исправить и уточнить атомные массы, предсказать существование новых элементов.
Периодическая система помогает определить состав и формулы химических соединений. Она является выражением общего закона природы закона развития
в неорганическом мире.
Периодический закон величайшее открытие человечества!
Природа и типы химической связи. Образование ковалентной связи на примере молекул водорода, хлороводорода и аммиака. Полярная и неполярная ковалентные связи. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи на примере иона аммония. Ионная связь. Водородная связь. Примеры химических соединений с разными видами связи.
Химическая связь взаимодействие, связывающее атомы в молекулы, кристаллы или радикалы, а также ионы в ионные радикалы. Природа ХС электрическая. Т. к. связь образуется за счет валентных электронов. Механизм образования связи квантово-механический. Расчеты показали, что связь образуется за счет перекрывания эл. облаков и образования общей эл. плотности между атомами. Типы химической связи определяются разностью в значениях ЭО связанных атомов: ЭО = 0 ковалентная неполярная; 0<ЭО2 ионная. Ковалентная связь характеризуется энергией Е, длиной l, кратностью k, полярностью, насыщаемостью, направленностью. Энергия связи это энергия, которая выделяется при образовании 1 моль связи или поглощается при разрыве 1 моль связи. Чем больше энергия, тем прочнее связь. Длина связи расстояние между ядами атомов в молекуле. Кратность число общих электронных пар. Полярность связи определяется смещением ОЭП к одному из атомов. Количественно полярность выражается через дипольный момент m ( m = |q|l ). Чем больше m, тем полярнее связь. Насыщаемость способность атома соединяться с др. атомом определенным числом связей, которое определяется числом валентных электронов. Направленность определяется величиной угла между направлениями связей в пространстве. Существуют два вида образования связи: обменный и донорно-акцепторный. Ионная связь, в отличие от ковалентной, является ненаправленной и ненасыщаемой. Ненаправленность ионной связи заключается в том, что каждый ион создает вокруг себя электрическое поле, силовые линии которого направлены во все стороны от него, поэтому любой положительный ион притягивает к себе множество отрицательных ионов, образуя кристалл. Никогда нельзя определить направление ионной связи: она действует сразу во всех направлениях. Например, в кристалле NaCl каждый ион натрия окружен 8-ю ионами хлора, и каждый ион хлора окружен 8-ю ионами натрия.
Особыми типами связей является водородная и металлическая связи. Водородная связь осуществляется между положительно поляризованным атомом водорода одной молекулы и отрицательно поляризованным атомом другой молекулы: Х Н Х , где Х атом F, O, N, реже Cl, S. Возникновение ВС обусловлено тем, что у атома водорода имеется только один электрон, который при образовании ковалентной связи с сильно электроотрицательным элементом смещается в сторону этого элемента. На атоме водорода возникает эффективный положительный заряд, что в сочетании с отсутствием внутренних электронных слоев позволяет другому атому сближаться до расстояний, близких к длинам атомных связей. Наличие ВС влияет на физические и химические свойства веществ. В частности, аномально высокие температуры плавления и кипения. С повышением температуры число ВС сокращается.
Металлическая связь особый тип химической связи, напоминающей как ионную, так и ков. полярную связи. В основе образования МС лежит возникновение "электронного газа". Небольшая часть атомов (3-5%) теряют свои валентные электроны (обычно с s-подуровня). Облака свободных электронов перекрываются и образуют одно электронное облако, занимающее весь объем кристалла. "Электронный газ", заряженный в целом отрицательно, удерживает в кристалле катионы металлов. Этот тип связи встречается во всех металлах, а также в некоторых карбидах.
Вид связи определяется формой перекрывающихся облаков и характером их перекрывания: -связь образуется, если области перекрывания лежат на линии, соединяющей центры атомов; -связь образуется, если область перекрывания находится выше и ниже линии связи; -связь образуется при перекрывании двух d-облаков в 4-ех точках пространства.
Классификация химических реакций по различным оценкам. Типы химических реакций: соединения, разложения, замещения, обмена. Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения.
Химическая реакция процесс, при котором из одних веществ получаются другие. В общем виде уравнение химической реакции можно записать следующим образом:
а1А1 + а2А2 + b1В1 + b2В2 +
Здесь, А1, А2 называются реагентами, В1, В2 продуктами, а числа а1, а2, b1, b2 стехиометрическими коэффициентами. Химические реакции классифицируются различными способами. При этом классификации делится на феноменологические, когда за основу берется некий наблюдаемый параметр, и по механизму реакции.
Феноменологические классификации
1.По виду взаимодействия:
а) разложения 2H2O2 2H2O + O2
б) соединения H2 + I2 2HI
в) замещения Fe + CuCl2 FeCl2 + Cu
г) обмена Na2SO4 + BaCl2 2NaCl + BaSO4
2. По изменению СО участвующих в реакции веществ:
а) ОВР 2HgO > 2Hg + O2
б) без изменения СО HgO + 2HCl > HgCl2 + H2O
3. По полноте протекания процесса:
а) необратимые 2H2О2 2H2O + O2
б) обратимые 3H2 + N2 == 2NH3
4. По тепловому эффекту:
а) экзотермические P2O3 + 3H2O 2H3PO4 + Q
б) эндотермические N2 + O2 2NO Q
Окислительно-восстановительные процессы. Степень окисления элемента. Окисление и восстановление как процессы присоединения и отдачи электронов. Практическое использование окислительно-восстановительных процессов.
Все химические реакции можно разделить на 2 группы. К первой из них относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов элементов, входящих в состав реагирующих веществ. Ко второй группе относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ. Такие реакции носят название окислительно-восстановительных реакций. ОВР самые распространенные и играют большую роль в природе и технике. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При окислении степень окисления повышается. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. При восстановлении степень СО понижается. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстановляются. Восстановители и окислители могут быть как простыми веществами, так и сложными. Металлы содержат на ВЭУ 1 2 электрона. Поэтому в химических реакциях оно отдают валентные электроны, т.е. окисляются и проявляют восстановительные свойства. В периодах с повышением порядкового номера восстановительные свойства понижаются, а окислительные возрастают. У элементов главных подгрупп окислительные свойства ослабевают и усиливаются восстановительные с ростом порядкового номера. Элементы побочных подгрупп имеют металлический характер, поэтому проявляют восстановительные свойства. Неметаллы могут быть как окислителями, так
и восстановителями. Важнейшими восстановителями являются: металлы, водород, углерод, оксид углерода (II), сероводород, оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли, галогенводородные кислоты, хлорид олова (II), сульфат железа (II), сульфат марганца (II), сульфат хрома (III), азотистая кислота, аммиак, гидразин, оксид азота (II), фосфористая кислота, альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислоты, глюкоза, катод при электролизе. Важнейшие окислители галогены, перманганат калия, манганат калия, оксид марганца (IV), азотная кислота, кислород, озон, пероксид водорода, концентрированная серная кислота, оксиды меди (II), серебра (I), свинца (IV), хлорид железа (III), гипохлориты, хлораты и перхлораты, "царская водка", анод при электролизе.
ОВР классифицируются по нескольким признакам:
1. По числу элементов, атомы которых меняют СО:
1) 1 элемент: KClO3 KCl + KClO4
2) 2 элемента: CuS + O2 CuO + SO2
3) 3 элемента: FeS + O2 Fe2O3 + SO2
2. По принадлежности атомов окислителя и восстановителя одному или нескольким элементам:
1) в одном веществе: NH4NO3 N2O + H2O
2) в разных веществах: H2S + HNO3 H2SO4 + NO2 + H2O
3. По способу изменения СО одного элемента:
1) Диспропорционирования: Эy Эx Эz
KClO3 KCl + KClO4 Cl-1 Cl+5 Cl+7
2) компропорционирования: Эy Эx Эz
NH3 + NO2 N2 + H2O N-3 N0 N+4
Представление о скорости химических реакций. Зависимость скорости от природы и концентрации реагирующих веществ, температуры. Катализ и катализаторы.
Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени. Рассмотрим в общем виде скорость реакции, протекающей по уравнению:
A + B C + D.
По мере расхода вещества А скорость реакции уменьшается. Отсюда следует, что скорость реакции может быть определена лишь для некоторого промежутка времени. Так как, концентрация вещества А в момент времени t1 измеряется величиной с1, а в момент времени t2 величиной с2, то за время t= t2 - t1 концентрация изменится на с= с2 - с1:
Обычно скорость измеряется в моль/лс.
Поскольку скорость все время изменяется, то в химической кинетике рассматривают только истинную скорость, т.е. скорость в данный момент времени. При рассмотрении скорости необходимо различать реакции, протекающие в гомогенной и гетерогенной системе. Гомогенной системой называется система, состоящая из одной фазы. Гетерогенная система состоит из нескольких фаз. Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются скачком. Если реакция идет в гомогенной системе, то она идет во всем объеме этой системы. Если реакция протекает в гетерогенной системе, то она может идти только на поверхность раздела. В связи с этим скорость определяется различно. Скорость гомогенной реакции определяется количеством вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции в единицу времени в единице объема:
Скорость гетерогенной реакции определяется количеством вещества, вступившего в реакцию или образовавшегося в результате реакции за единицу времени на единице поверхности фазы:
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции, важнейшими из которых являются концентрация, температура и присутствие катализатора. Чтобы осуществить химическое взаимодействие, необходимо, чтобы вещества А и В столкнулись. Чем больше столкновений, тем быстрее идет реакция. Число столкновений тем выше, чем больше концентрация. Следовательно, скорость химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ. Для реакции A +B = C + D этот закон выразится уравнением:
V = kc[A]c[D].
Этот закон химической кинетики назван законом "Действующих масс". Константа скорости k зависит от природы реагирующих веществ и температуры, но не зависит от концентрации! Зависимость скорости реакции от температуры отражается правилом Вант-Гоффа: при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость большинства химических реакций увеличивается в 2-4 раза:
Правило Вант-Гоффа является приближенным и применимо лишь для ориентировочной оценки влияния температуры на скорость реакции. Изменение скорости под действием температуры связано с тем, что неактивные молекулы превращаются в активные, обладающие энергией для осуществления данной реакции. Эта энергия называется энергией активации.
Другой способ регулирования скорости применение катализаторов. Катализаторы вещества, которые ускоряют химическую реакцию путем многократного участия в промежуточном химическом взаимодействии с реагентами, но после каждого цикла восстанавливающие свой химический состав. Различают положительные катализаторы, которые ускоряют реакцию, и отрицательные катализаторы (ингибиторы), замедляющие ее. Ускоряющее действие катализаторов заключается в уменьшении энергии активации. Различают два вида катализа: гетерогенный (1) катализатор и реагирующие вещества находятся в разных фазах, и гомогенный (2) катализатор и вещества находятся в одной фазе:
1. MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O
2. 2NO + O2 2NO2
2NO2 + 2SO2 2SO2 + 2NO.
Обратимость химических реакций. Химическое равновесие и условия, которые влияют на смещение химического равновесия.
Химическая реакция процесс, при котором из одних веществ получаются другие. Как известно, по признаку процесса различают несколько типов реакций: разложения, замещения и т. д. По характеру обратимости реакции делятся на обратимые и необратимые. Реакции, протекающие в одном направлении и приводящие к полному превращению исходных веществ в продукты реакции, называются необратимыми:
K2CO3 + 2HCl 2KCl + CO2 + H2O.
Обратимыми называются реакции, которые одновременно идут в двух взаимно противоположных направлениях: слева направо прямая, справа налево обратная. Обе реакции идут с определенной скоростью. В ходе обратимой реакции концентрация исходных веществ уменьшается, а концентрация продуктов реакции увеличивается. Соответственно скорость прямой реакции будет уменьшаться, а обратной увеличиваться до тех пор, пока эти скорости не станут равными. Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной, называется химическим равновесием. При состоянии химического равновесия реакция не прекращается, а обе реакции идут с равными скоростями
Выразим скорости прямой и обратной реакций:
К константа химического равновесия.
Полученное уравнение выражает закон Действующих масс для химического равновесия. При установившемся химическом равновесии отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ есть величина постоянная при определенных условиях. Физический смысл константы химического равновесия состоит в том, что она показывает во сколько раз прямая реакция идет быстрее обратной. Если K>1, то преобладает прямая реакция, если K<1 обратная. Это положение дает возможность не только определить направление реакции, но и регулировать
любой химический процесс, смещая его в ту или иную сторону.
При изменении температуры, давления или концентрации регентов равновесие может сместиться. Изменения, происходящие в системе в результате внешних воздействий, определяются принципом "подвижного равновесия" или принципом Ле-Шателье:
Внешние воздействия на систему, находящуюся в состоянии химического равновесия, приводят к смещению этого равновесия в направлении, при котором ослабевает эффект произведенного воздействия.
[c]: при увеличении концентрации одного из реагирующих веществ равновесие сместится в сторону расхода вводимого вещества, при уменьшении концентрации равновесие сместится в сторону образования этого вещества.
[t]: при повышении температуры равновесие сместится в стороны эндотермической реакции, при понижении в сторону экзотермической реакции.
[p]: при увеличении давления равновесие сместится в сторону уменьшения газообразных веществ, при уменьшении в сторону увеличения газообразных веществ. Если реакция протекает без изменения числа молекул газообразного вещества, то давление не влияет на химическое равновесие.
Растворы. Растворимость веществ. Зависимость растворимости от их природы, температуры и давления. Массовая доля растворенного вещества в растворе.
Раствором называют гомогенную систему переменного состава, состоящую из двух и более компонентов. Каждый из компонентов раствора равномерно распределен в массе другого в виде молекул, атомов или ионов. Растворы бывают газообразные, жидкие и твердые. Практически наиболее важны жидкие растворы. Условно компоненты раствора делятся на растворенные вещества и растворитель. Если раствор образуется при смешивании компонентов одинакового агрегатного состояния, растворителем считается компонент, которого в растворе больше. В остальных случаях растворителем является тот компонент, агрегатное состояние которого не меняется при образовании раствора. При растворении происходит взаимодействие растворенного вещества и растворителя, называемое сольватацией, в случае водных растворов гидратацией. Растворение в жидкостях газов и жидкостей сопровождается обычно выделением теплоты (H0). Энтропия при растворений твердых веществ, как правило, увеличивается (S>0), газов уменьшается (S0), поэтому с повышением температуры растворимость их увеличивается. Влияние давления на растворимость газов в жидкостях выражает закон Генри:
Растворимость газа при постоянной температуре прямо пропорционально его парциальному давлению над раствором:
x = kpгде x молярная доля растворенного вещества в насыщенном растворе; k коэффициент пропорциональности, называемый константой (коэффициентом) Генри; р парциальное давление.
Закон Генри справедлив для случая сравнительно разбавленных растворов, невысоких давлений и отсутствия химического взаимодействия между молекулами растворяемого газа и растворителя.
Присутствие посторонних веществ, как правило, уменьшает растворимость данного вещества. Уменьшение растворимости веществ в присутствии солей называется высаливанием. Растворимость малорастворимых электролитов уменьшается при введении в насыщенный раствор одноименных ионов.
На практике состав растворов выражают с помощью следующих величин: безразмерных массовая и молярная доли и размерных молярная концентрация вещества, молярная концентрация вещества эквивалента, моляльность и массовая концентрация вещества.
Массовая доля растворенного вещества w отношение массы растворенного вещества m1 к общей массе m:
Массовая доля выражается в процентах и в долях единицы.
Молярная доля i-го компонента раствора xi отношение количества вещества данного компонента к общему количеству вещества раствора. Для бинарного раствора:
Молярная доля также выражается в процентах и в долях единицы.
Моляльность раствора b(X) отношение количества растворенного вещества Х к массе растворителя m:
Моляльность выражается в моль/кг.
Молярная концентрация вещества в растворе частиц Х с(Х) отношение количества вещества к объему раствора:
Молярная концентрация выражается в моль/л.
Молярная концентрация вещества эквивалента (1/z*)X в растворе c[(1/z*)X] отношение количества растворенного вещества эквивалента (1/z*)X к объему раствора:
Она выражается в моль/л.
Массовая концентрация вещества Х в растворе Т(Х) отношение массы растворенного вещества Х к объему раствора:
Массовая концентрация выражается в г/л.
Электролиты и неэлектролиты. Электролитическая диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Химические свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации. Реакции ионного обмена и условия их необратимости.
Взаимодействие с растворителем растворенного вещества может вызвать распад последнего на ионы. Распад растворенного вещества на ионы под действием молекул растворителя называется электролитической диссоциацией или ионизацией веществ в растворах.
Возможность и степень распада растворенного вещества на ионы определяется природой растворенного вещества и растворителя. Электролитической диссоциации подвергаются ионные соединения и молекулярные соединения с полярным типом связи в полярных растворителях. Вода относится к наиболее сильноионизирующим растворителям.
Вещества, распадающиеся в растворах или расплавах на положительно заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы) ионы, называются электролитами. Электролитами являются кислоты, основания, соли.
Ионы в растворе сольватированы
(гидратированы), т.е. окружены оболочкой из молекул растворителя. Катионы К связаны с молекулами воды гидратной оболочки донорно-акцепторной связью и являются акцепторами электронных пар; доноры атомы кислорода Н2О.
Анионы А связаны с молекулами Н2О либо кулоновскими силами, либо водородной связью, при образовании которой они доноры электронных пар. Схематически гидратную оболочку ионов можно изобразить следующим образом:
Обычно пользуются упрощенными уравнениями электролитической диссоциации, в которых гидратная оболочка ионов не указывается.
По степени диссоциации б в растворах электролиты подразделяют на сильные и слабые:
Степень диссоциации выражают в долях единицы или процентах. Электролиты, у которых <1, относятся к слабым, у сильных электролитов = 1.
К сильным электролитам в водных растворах принадлежат почти все соли, многие неорганические кислоты, гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
Сильные электролиты в водных растворах распадаются на ионы полностью. Их истинная степень диссоциации не зависит от концентрации раствора.
Диссоциация слабых электролитов - обратимый процесс. Для диссоциации слабого бинарного электролита КА
на основании ЗДМ справедливо соотношение:
Константу равновесие К в данном случае называют константой ионизации.
Согласно закону разбавления Оствальда, константа диссоциации бинарного электролита связана со степенью диссоциации соотношением:
Это уравнение выражает зависимость степени диссоциации от концентрации раствора. Если < реакция не идет
SO32- + HOH HSO3- + OH-
HSO3- + HOH H2SO3 + OH-
Na2SO3 + HOH NaHSO3 + NaOH
NaHSO3 + HOH H2SO3 + NaOH
Гидролизу по катиону подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Создается кислая среда.
CuCl2 Cu2+ + 2Cl-
Cl- + HOH > реакция не идет
Cu2+ + HOH CuOH+ + H+
CuCl2 + HOH CuOHCl + HCl
Гидролизом по второй ступени при обычных условиях можно пренебречь.
Гидролизу по катиону и аниону подвергаются соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты. Реакция среды зависит от соотношения констант диссоциации образующихся кислот и оснований.
CuF2 Cu2+ + 2F-
Cu2+ + HOH CuOH+ + H+
F- + HOH HF + OH-
Cu2+ + F- + HOH CuOH+ + HF
CuF2 + HOH CuOHF + HF
Гидролиз в данном случае протекает довольно интенсивно. Если кислота и основание, образующие соль, не только являются слабыми электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с образованием газообразных продуктов, гидролиз таких солей в ряде случаев протекает практически необратимо:
Al2S3 + 6H2O 2Al(OH)3+ 3H2SКоличественно гидролиз соли характеризуется степенью гидролиза:
Для гидролиза по аниону в общем виде А + НОН - НА + ОН , согласно закону действующих масс, приближенно справедливо
.
Используя соотношение , получаем
.
Для гидролиза по катиону К+ + НОН - КОН + Н+ аналогично
.
Для гидролиза по катиону и аниону К+ + А + НОН - КОН + НА
В соответствии с принципом Ле Шателье гидролиз по катиону (аниону) усиливается при добавлении к раствору соли основания (кислоты).
Взаимосвязь между различными классами неорганических соединений.
1. Металл соль:
2Na + Cl2 2NaCl (t);
2. Соль металл:
NiSO4 + 2H2O Ni + O2 + H2 + H2SO4 (электролиз);
2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2 (t);
3. Неметалл соль:
2Na + Cl2 2NaCl (t);
4. Соль неметалл:
SiCl4 + 2Zn Si + 2ZnCl2;
5. Металл оксид металла:
2Mg + O2 2MgO;
6. Оксид металла металл:
2Fe2O3 + 3C 4Fe + 3CO2 (t);
7. Неметалл оксид неметалла:
4Р + 5О2 > 2Р2О5;
8. Оксид неметалла неметалл:
SiO2 + 2Mg Si + 2MgO (t);
9. Оксид металла соль:
CuO + 2HCl CuCl2 + H2O;
10. Соль оксид металла:
СаСО3 > СаО + СО2 (t);
11. Оксид неметалла соль:
СО2 + 2NaOH Na2CO3 + H2O;
12. Соль оксид неметалла:
СаСО3 > СаО + СО2 (t);
13. Оксид металла основание:
CaO + H2O Ca(OH)2;
14. Основание оксид металла:
Cu(OH)2 CuO + H2O (t);
15. Оксид неметалла кислота:
SO3 + H2O H2SO4;
16. Кислота оксид неметалла:
H2SO3 SO2 + H2O (t);
17. Основание соль:
NaOH + HCl NaCl + H2O;
18. Соль основание:
СuSO4 + NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4;
19. Соль кислота:
NaCl + H2SO4 HCl + NaHSO4 (t);
20. Кислота соль:
NaOH + HCl NaCl + H2O.
Металлы, их размещение в периодической системе. Физические и химические свойства. Основные способы промышленного получения металлов. Электрохимические способы получения металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов. Понятие о коррозии на примере ржавления железа. Значение металлов в народном хозяйстве.
В настоящее время известно 109 элементов, большинство из которых как по физическим, так и по химическим свойствам являются металлами. В природе металлы встречаются как в свободном виде, так и в виде соединений. В свободном виде существуют химически менее активные, трудно окисляющиеся кислородом металлы: платина, золото, серебро, ртуть, медь и др. все металлы, за исключением ртути, при обычных условиях твердые вещества с характерным блеском, хорошо проводят электрический ток и тепло. Большинство металлов может коваться, тянуться и прокатываться. По цвету, все металлы условно подразделяются на две группы: черные и цветные. По плотности различают металлы легкие (5). Примером легких металлов служат калий, натрий, кальций, алюминий и др. К тяжелым металлам относятся осмий, олово, свинец, никель, ртуть, золото, платина и т.д. Температура плавления металлов также различна: от 38.9 (ртуть) до 3380 (вольфрам). Металлы могут отличаться и по твердости: самыми мягкими металлами являются натрий и калий (режутся ножом), а самыми твердыми никель, вольфрам, хром (последний режет стекло). Тепло и электричество различные металлы проводят неодинаково: лучшим проводником электричества является серебро, худшим ртуть.
В расплавленном состоянии металлы могут распределяться друг в друге, образуя сплавы. Большинство расплавленных металлов могут смешиваться друг с другом в неограниченных количествах. При смешивании расплавленных металлов происходит либо простое растворение расплавов одного металла в другом, либо металлы вступают в химическое соединение. Чаше всего сплавы представляют собой смеси свободных металлов с их химическими соединениями. В состав сплавов могут входить также и неметаллы (чугун сплав железа с углеродом). Свойства металлов существенно отличаются от свойств составляющих их элементов.
Известно, что у металлов на ВЭУ имеется 1-3 валентных электрона. Поэтому они сравнительно легко отдают свои электроны неметаллам, у которых на ВЭУ 5-7 электронов. Так, металлы непосредственно реагируют с галогенами. Большинство Ме хорошо реагируют с кислородом (исключая золото, платину, серебро), образуя оксиды и пероксиды; взаимодействуют с серой с образованием сульфидов. Щелочные и щелочноземельные металлы легко реагируют с водой с образованием растворимых в ней щелочей. Ме средней активности реагируют с водой только при нагревании. Малоактивные Ме с водой вообще не реагируют. Большинство металлов растворяется в кислотах. Однако химическая активность различных металлов различна. Она определяется легкостью атомов металла
отдавать валентные электроны. По своей активности все металлы расположены в определенной последовательности, образуя ряд активности или ряд стандартных электродных потенциалов:
Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au.
В этом ряду каждый предыдущий металл вытесняет из соединений все последующие металлы.
Электролиз ОВ процесс, протекающий при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. Анодом называется положительный электрод, на нем происходит окисление; катодом называется отрицательный электрод, на нем происходит восстановление. При электролизе расплава происходит распределение ионов соли в анодном и катодном пространстве. Ион металла восстанавливается до металла, а кислотный остаток бескислородной кислоты окисляется до соответствующего газа или элемента. Электролиз растворов солей более сложен из-за возможности участия в электродных процессах молекул воды. На катоде: 1) ионы металлов от лития до алюминия не восстанавливаются, но идет процесс восстановления водорода из воды, 2) ионы металлов от алюминия до водорода восстанавливаются до металлов вместе с восстановлением водорода из воды, 3) ионы металлов от висмута до золота восстанавливаются до металлов. На аноде: 1) анионы бескислородных кислот окисляются до соответствующих элементов, 2) при электролизе солей кислородсодержащих кислот происходит окисление не кислотных остатков, а воды с выделением кислорода, 3) в щелочных растворах происходит окисление гидроксид-ионов до кислорода и воды, 4) при использовании растворимых анодов, на них образуются катионы металла, из которого сделан анод.
Основные промышленные способы получения металлов:
1. Пирометаллургический:
1) коксотермия Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
Fe(CO)3 Fe + 5CO
2) алюмотермия Fe2O3 + 2Al 2Fe + Al2O3
3) магнийтермия TiO2 + 2Mg Ti + 2MgO
4) водородотермия CuO + H2 Cu + H2O
2. Электрохимический:
1) электролиз расплавов: NiCl2 Ni + Cl2
2) электролиз растворов: MgSO4 + 2H2O Mg + O2 + H2 + H2SO4
3. Гидрометаллургический:
Cu + 2H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O
CuSO4 + Fe Cu + FeSO4.
Щелочные металлы, их характеристика на основе размещения в периодической системе и строении атомов. Соединения натрия и калия в природе, их использование. Калийные удобрения.
К элементам группы 1А относятся литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций. Все металлы серебристого цвета, кроме цезия (желтый). Относятся к легким металлам. Очень мягкие режутся ножом. Все щелочные металлы сильные восстановители. Реакционная способность возрастает в ряду литий цезий