Конспекты по химии

Полетаев Олег Николаевич, учитель химии и биологии
средней общеобразовательной школы №2 г. Пошехонье Ярославской области
Конспекты по химии

ПРЕДМЕТ И ЗАДАЧИ ХИМИИ
Окружающий нас мир образован различными видами материи, которая находится в состоянии непрерывного движения, изменения и развития. При этом одни формы движения могут переходить в другие. Так механическое движение переходит в тепловое, тепловое – в химическое, химическое – в электрическое и т.д. Отдельные формы движения материи изучаются различными естественными науками: физикой, химией, биологией и др.
Химия – наука о веществах, их свойствах, строении и взаимных превращениях. Предметом химии являются химические элементы и их соединения, а также закономерности, которым подчиняются различные химические реакции.
Под химической реакцией (химическим изменением) понимается процесс образования из одних веществ, других, новых веществ. При этом происходят такие физические изменения как: выпадение или растворение осадков, выделение газов, изменение цвета, температуры, образование пламени, взрыв. Поэтому химия тесно связана с физикой. Химия также связана и с биологией, поскольку жизненные процессы сопровождаются непрерывными химическими реакциями.
Современная химия настолько обширная область естествознания, что многие её разделы по существу являются самостоятельными науками, хотя и тесно взаимосвязанными: неорганическая химия, органическая химия, биохимия, физическая химия, аналитическая химия, фармацевтическая химия и др.

В современной жизни, особенно в производстве, химия играет очень важную роль, решая при этом следующие задачи:
изучение строения веществ;
описание веществ (выявление их свойств);
определение для веществ области применения;
разработка способов получения веществ.
Отсюда важнейшая задача химии – всемерное развитие химической промышленности, полное использование во всех областях достижений современной химии.
Химические методы исследования и химические теории находят применение в физике, биологии, медицине, – в разрешении их проблем.
АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ
Основы этого учения заложил и впервые применил в химической практике русский учёный-энциклопедист М.В.Ломоносов. Главные положения учения изложены в его работе «Элементы математической химии», вышедшей в 1741 году. Сущность учения можно свести к следующему:
все вещества состоят из молекул (по Ломоносову «корпускул»);
молекулы состоят из атомов (по Ломоносову – из «элементов»);
частицы вещества, то есть молекулы и атомы, находятся в непрерывном хаотическом движении; тепловое состояние тел есть результат движения этих частиц;
молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, а молекулы сложных веществ – из разных атомов.
Лишь через 67 лет после М.В.Ломоносова атомно-молекулярное учение стало известно в зарубежной Европе благодаря трудам английского учёного Джона Дальтона. Окончательно же оно утвердилось в науке в середине 19 века. Велики заслуги в развитии учения таких учёных как Амедео Авогадро, Жозеф Пруст, Д.И. Менделеев и других. В 1860 на Международном химическом съезде были приняты определения понятий «молекула» и «атом».
Молекула – наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими свойствами. Химические свойства молекулы определяются её составом и строением.
Атом – это наименьшая электронейтральная частица химического элемента, состоящая из положительного ядра и отрицательно заряженных электронов.
Молекулы в химических реакциях разрушаются и образуются вновь, а атомы остаются неизменными.
Согласно современным представлениям из молекул состоят лишь газообразные и жидкие (в парах) вещества, а твёрдые – только имеющие молекулярную кристаллическую решётку. Большинство же твёрдых неорганических веществ имеют немолекулярное строение и состоят из ионов или атомов, образуя макротела (обычно – кристаллы).
В 1808 году французский учёный Жозеф Пруст сформулировал закон постоянства состава – один из основных законов химии:
 «Всякое чистое вещество молекулярного строения имеет постоянный качественный и количественный состав независимо от способа получения и местонахождения».
Понятно, что этот закон неприменим к веществам в ионном, металлическом и атомном состоянии. Например, оксид урана (+6) обычно записывают UO3, на деле же его простейшая формула лежит в пределах от UO2,5 до UO3. На основании этого закона, учитывая валентность элементов, составляют и записывают химические формулы веществ: Н2О, СО2, С2Н5 ОН и другие.
ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ, ЗНАКИ, ФОРМУЛЫ
Одно из основных понятий химии – понятие о химическом элементе. Под химическим элементом понимается определенный вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Сейчас известно 114 химических элементов (многие получены ядерным синтезом). Из них в природе найдено 88. Элементы принято обозначать химическими знаками или символами, состоящими только из первой или из первой и одной из последующих букв латинского наименования. Такие символы введены в науку в 1813 г. шведским химиком Берцелиусом. Химический знак обозначает не только название, но также 1 атом и 1 моль атомов данного элемента.
Из химических элементов состоят все вещества, которые подразделяются на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов, молекул или кристаллов, образованных одним химическим элементом.
Сложные вещества состоят из молекул или кристаллов, образованных разными химическими элементами. Если один элемент образует несколько простых веществ, такое явление называется аллотропией (О2 и О3; Р4 и Рn). Элементарный состав веществ обозначают химической формулой. При этом вещества с атомным строением (металлы, некоторые неметаллы – C, Si, В) обозначают как и элемент символом.
Химическая формула – это условная запись химического состава вещества, выполненная при помощи химических символов и индексов: H2O, NaOH, H3PO4
Она обозначает:
1). Химический состав вещества;
2). 1 молекулу вещества;
3). 1 моль вещества.
По химической формуле можно определить массовую долю
· (или w) каждого элемента в веществе:
В природе распространены не чистые вещества, а в основном смеси: воздух, вода, горные породы Смеси могут быть гомогенными (однородными) – воздух, сплавы металлов или гетерогенными (неоднородными) – дым, туман, суспензии Как чистые вещества, так и смеси находят разнообразное применение в хозяйстве.
ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ ВЕЩЕСТВ
Современные методы исследования позволяют определить очень малые массы атомов с большой точностью. Так m A(Н) = 1,674 Ч 10 -27 (кг), m A(С) = 1,993 Ч 10 -26 (кг). Естественно, что такими малыми величинами пользоваться неудобно, поэтому в химии традиционно применяются не абсолютные значения атомных масс, а относительные. С 1961 г. за единицу атомной массы стали применять 1/12 массы атома №ІС.
Аr – относительная атомная масса –это величина, которая показывает во сколько раз масса данного атома больше 1/12 массы атома №ІС.В периодической системе указаны точные значения Аr с учетом распространенности в природе разных изотопов данного элемента. При расчетах принято их округлять:
Ar (H) = 1; Ar(C) = 12 ; Ar (O) = 16; Ar(Fe) = 56. Лишь Аr(Cl) = 35,5. Аr – одна из главных характеристик химического элемента.
Молекулы веществ состоят из атомов и их массы также ничтожно малы. Поэтому в расчетах применяют относительную молекулярную массу.
Мr – относительная молекулярная масса – это величина, которая показывает во сколько раз масса данной молекулы больше 1/12 массы атома 12С. Мr численно равна сумме Аr всех атомов, входящих в состав молекулы, поэтому ее легко сосчитать по формуле вещества, например:
Мr(H2SO4) = 1· 2+ 32 + 16· 4 =98; Mr(CaCO3) = 40 + 12 + 16 · 3 = 100.
В химических реакциях молекулы разрушаются и образуются вновь. В 1748 году М.В.Ломоносов открыл закон, характеризующий количественную сторону химических реакций. Этот закон был назван законом сохранения массы веществ Ломоносов экспериментально подтвердил его в 1756 году. Современная формулировка этого закона такова:
Масса исходных веществ равна массе продуктов реакции.
С точки зрения атомно-молекулярного учения этот закон можно объяснить так. В химических реакциях атомы не исчезают и не возникают вновь, они лишь группируются в новые молекулы. Общее число атомов каждого элемента до реакции и после нее остается неизменным (отсюда необходимость коэффициентов). А поскольку атомы имеют постоянную массу – не изменяется их суммарная масса до реакции (т.е. масса исходных веществ), и суммарная масса после реакции, (т.е. масса продуктов реакции).
2 Cu + O2 2 CuO
2 атома 1 молекула 2 молекулы
( 2 атома) (2 атома) (4 атома)
64
· 2 + 16
· 2 = 2
· ( 64 + 16)
128 +32 = 160
160 = 160
Закон сохранения массы лишь частный случай общего закона сохранения массы веществ и энергии, который выражается уравнением Эйнштейна:
Е = mс2
Закон сохранения массы – материальная основа для составления уравнений химических реакций, он позволяет производить по ним количественные расчеты.
МОЛЬ, МОЛЯРНАЯ МАССА. ЗАКОН АВОГАДРО
Наряду с широко известными характеристиками вещества – массой и объёмом в химии используется и такая специфическая величина как количество вещества – n (другое применяемое обозначение-n). Имеется в виду «вещество» в широком понимании, т.е. материя.
Единицей измерения количества вещества служит м о л ь. 1 моль любого вещества содержит 6,02 ґ 1023 структурных единиц данного вещества (атомов, молекул, ионов ). Эта величина носит название постоянной Авогадро и обозначается Na :
1 моль Na содержит 6,02 ґ 1023 атомов натрия;
1 моль Na+ содержит 6,02 ґ 1023 ионов натрия;
1 моль NaCl содержит по 6,02 ґ 1023 ионов как натрия, так и хлора;
1 моль Cl2 содержит 6,02 ґ 1023 молекул хлора.
1 моль – это такое количество вещества, в котором содержится столько же структурных единиц, что и в 12 г изотопа 12С.
Масса 1 моль вещества, выраженная в граммах, называется молярной массой и обозначается М(г/моль). Численное значение молярной массы легко определить, для этого используют Периодическую систему. М численно равна:

· у веществ с атомным строением – Ar;

· у веществ с молекулярным строением – Mr.
Можно записать, что {Ar} = M (г/моль) и {Mr} = M (г/моль), где г/моль обычная в химии единица измерения молярных масс:
М(Сu) = 64 г/моль; М(H2O) = 18 г/моль; М(C6H12O6) = 180 г/моль.
Изучение свойств газов позволило итальянскому учёному Амедео Авогадро в 1811 году выдвинуть гипотезу, которая впоследствии была подтверждена опытными данными и стала называться законом Авогадро:
«В равных объёмах разных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится одинаковое число молекул».
Поскольку 1 моль любого вещества, в том числе и газа, содержит одинаковое число частиц, следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый объём. При нормальных условиях (н.у.), то есть температуре 273 К (0о С) и давлении 101,325 кПа (760 мм рт. ст.), этот объём легко рассчитать.
Vm(O2) = 32г/моль : 1,43г/л = 22,4 л/моль.
Тот же результат получаем и для других газов:
Vm(H2) = 2г/моль : 0,09г/л = 22,4 л/моль;
Vm(N2) = 28г/моль : 1,25 г/л = 22,4 л/моль.
Итак, при н.у. молярный объём газов составляет:
Vm = 22,4 л/моль
Если вещество газообразное, то его молярная масса может быть определена с помощью закона Авогадро. Следствие из закона гласит:
массы двух газов, взятых в одинаковых объёмах, относятся как их молярные массы
m1 / m2 = M1 / M2
Другое следствие из закона может быть применено для определения объёма газа: объёмы участвующих в реакции газов относятся друг к другу как небольшие целые числа(численно равные стехиометрическим коэффициентам)
V1 / V2 = n1 / n2
Отношение массы одного газа к массе другого газа (при одинаковом объёме) называется относительной плотностью первого газа по второму. Измерения газов обычно производят при условиях, отличных от стандартных. В этом случае для приведения газа к н.у. можно воспользоваться объединённым газовым законом Бойля – Мариотта и Гей – Люссака:
PV / T = P0V0 / T0 => V = P0V0T / PT0
Где
V0 – объём газа при н.у., то есть при P0 = 101,325 кПа и T0 = 273K;
V – объём газа при давлении Р и температуре Т.
Если известно количество вещества или масса газа, а нужно вычислить объём, то применяют уравнение Клапейрона – Менделеева:
PV =mRT / M или PV = nRt
Где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/ моль Ч град.
КЛАССИФИКАЦИЯ РЕАКЦИЙ В НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
 1) Реакция соединения:
А + В АВ
2H2 + O2 2H2O
2) Реакция разложения:
АВ А + В
CaCO3 CaO + CO2
3) Реакция замещения:
АВ + С СВ + А
2HCl + Zn ZnCl2 + H2
4) Реакция обмена:
AB + CD CB + AD
NaOH + HCl NaCl + HOH

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Основные положения теории электролитической диссоциации сформулированы в 1887г. шведским химиком Сванте Аррениусом. Важную роль в разработке этой теории сыграли русские ученые Менделеев, Каблуков, Кистяковский:
1) вещества делятся на электролиты (их водные растворы и расплавы проводят электрический ток) – с ионными и ковалентными сильнополярными связями, и неэлектролиты (растворы и расплавы не проводят электрического тока) – с ковалентными неполярными или малополярными связями.
2)электролиты в водных растворах и расплавах распадаются (диссоциируют) на положительные и отрицательные ионы.
3) под действием электрического поля ионы приобретают направленное движение: положительные идут к отрицательному электроду – катоду (катионы), а отрицательные к положительному аноду (анионы).
4) диссоциация – обратимый процесс:
параллельно с распадом молекул на ионы (диссоциация) протекает процесс соединения ионов (ассоциация).
5) причинами электролитической диссоциации являются:
- ослабление химических связей между ионами в молекуле или кристалле дипольными молекулами воды и последующая гидратация ионов.
- ослабление химических связей при возрастании кинетической энергии ионов при нагревании (расплавлении).
С точки зрения теории электролитической диссоциации:
а) кислоты – электролиты, образующие при диссоциации катионы только H+ (ионы гидроксония H3O+);
б) основания – электролиты, образующие при диссоциации анионы только ОН (гидроксид-ионы);
в) соли – электролиты, образующие при диссоциации катионы металлов или NH4+ и анионы кислотных остатков.
Примечание: кислые соли дают также Н+
Основные соли дают также OH-
Сила электролитов определяется его степенью диссоциации –
·

· = nдис 100% / Nобщ

· < 2% - слабые электролиты (H2O, H2S)
30% >
·> 2% - средней силы электролиты (H2SO3)

· >> 30% (
·100%) - cильные электролиты (NaOH, HCl , NaCl и др.)
Большинство солей, основания щелочных, щелочноземельных металлов,
TlOH, многие кислоты, диссоциируют практически полностью и являются сильными электролитами.

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА
Реакции между электролитами в растворах – это реакции между ионами, образовавшимися при их диссоциации. Такие реакции называют ионными.
Рассмотрим поведение двух электролитов в растворе. Допустим, что мы налили в пробирку немного раствора бромида калия и начали приливать к нему раствор сульфата натрия. Поскольку мы взяли растворы солей, то в пробирке теперь находится два вида катионов К+ и Na+ и два вида анионов Br – и SO42-. Ионы в растворе движутся хаотично, сталкиваясь друг с другом своими гидратными оболочками, в результате такого взаимодействия протекает следующая реакция:
2KBr + Na2SO4 K2SO4 + 2NaBr
2K+ + 2Br - + 2Na+ + SO2-4 2Na+ + 2Br – + 2K+ + SO42-
Из уравнения видно, что образовавшиеся вещества K2SO4 и NaBr также диссоциируют и вновь взаимодействуют, поэтому реакция никогда не завершится. Ионы сколь угодно долго могут находиться в растворе, не образуя устойчивых связей друг с другом.
Реакции ионного обмена проходят необратимо, если в результате образуется малорастворимое или малодиссоциирующеее соединение, в том числе и вода. Продукт реакции может выделяться в виде осадка или газа.
Например:
Ba(OH)2 + 2HCI BaCI2 + 2H2O
Ba2+ + 2OH- + 2H+ + 2CI- Ba2+ + 2CI- + 2HOH
2H+ + 2OH- 2HOH
H+ + OH- H2O
AgNO3 + HCI HNO3 + AgCI
Ag+ + NO-3 + H+ + CI- H+ + NO-3 + AgCI
Ag+ + CI- AgCI
K2CO3 + H2SO4 K2SO4 + H2CO3 (CO2 + H2O)
2K+ + CO32- + 2H+ + SO42- 2K+ + SO42- + CO2 + H2O
2H+ + CO32- CO2 + H2O
При составлении уравнений ионных реакции вещества нерастворимые в воде, а также вещества, не диссоциирующие или слабо диссоциирующие записывают в молекулярной форме ( в том числе и летучие соединения), а все остальные – в ионной.
Обменные реакции между любыми кислотами и основаниями называют реакциями нейтрализации. Продуктами нейтрализации являются соли и вода.
KOH + HNO3 KNO3+H2O
K+ + OH- + H+ + NO3- K+ + NO3- + H2O
H+ + OH- H2O
В некоторых реакциях нейтрализации наряду с водой выпадает осадок, т.е. малорастворимая или нерастворимая соль, например:
Ba(OH)2 + H2SO4 BaSO4+ 2H2O
Тогда полное ионное уравнение будет иметь следующий вид:
Ba2+ + 2OH- + 2H+ + SO42- BaSO4 + 2H2O
Реакции ионного обмена используются в аналитической химии для определения ионов в неизвестных растворах. Реакции, с помощью которых можно установить, какие ионы находятся в растворе, называются качественными реакциями.
Например, качественная реакция на ионы Ag+, SO42- и так далее.
ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
Химические реакции протекают с поглощением или выделением энергии. Например, разложение многих веществ требует затраты энергии (поглощение). Такие реакции называют эндотермическими:
2H2O 2H2 + O2
CaCO3 CaO + CO2
Другие реакции, например, горение топлива, происходят с выделением энергии:
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O + Q кДж
C + O2 CO2 + Q кДж
Эти реакции называют экзотермическими. Иногда энергетические изменения, происходящие при химических реакциях, гораздо важнее, чем образование новых веществ. Например, реакции горения топлива.
Раздел химии, изучающий тепловые явления при химических реакциях, получил название термохимии.
Количество теплоты, которая поглощается или выделяется в химической реакции, называется тепловым эффектом химической реакции Q.
Установлено, что если при образовании какого-либо соединения поглощается (выделяется) некоторое количество теплоты, то столько же теплоты выделяется (поглощается) при разложении этого вещества:
2H2 + O2 2H2O + Q1, если 2H2O 2H2 + O2 - Q2
то в соответствии с законом сохранения энергии Q1 =Q2.
Чем больше энергии выделяется при образовании вещества, тем больше энергии нужно затратить на его разложение.
Потому то такие вещества как H2O, CO2 очень прочные. Тепловые эффекты (их относят к 1 моль вещества) можно включать в уравнения – термохимические уравнения:
Экзотермические
H2 + ЅO2 H2O + 286 кДж, или
2H2 + O2 2H2O + 572 кДж.
Эндотермические
N2 + O2 2NO – 180,5 кДж, или
ЅN2 + ЅO2 NO – 90,5 кДж.
В современной учебной и научной литературе по термохимии всё реже встречается понятие «тепловой эффект». Обычно говорят об энтальпии (от греческого «enthalpo» нагреваю)
·Н. Эту величину иногда называют теплотой реакции. Так теплоту образования веществ обозначают
·Нобр. Для стандартных условий, то есть нормального атмосферного давления 101,325 кПа и температуры 298К (+250С) принято обозначение энтальпии
·Н0. Экзотермические реакции сопровождаются уменьшением энтальпии продуктов реакции и энтальпия реакции отрицательна, –
·Но, а в эндотермической реакции энтальпия продуктов выше энтальпии реагентов и теплота реакции положительна, +
·Но. Теплоту реакции можно определить по формуле, следующей из закона Гесса (русский академик Герман Иванович Гесс):

· Нореакции=
· (
·Нопрод.)
·
· (
·Нореаг)
Теплота реакции равна разности между суммой теплот образования продуктов реакции и суммой теплот образования реагентов.
Для того, чтобы воспользоваться этой формулой, необходимо знать значения теплот образования веществ при стандартных условиях. Они указаны в специальных справочных таблицах.

СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
Сущность химических реакций сводится к разрыву химических связей в исходных веществах и образованию новых связей в продуктах реакций. Любая реакция протекает с определенной скоростью. Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени при неизменном объеме системы (моль/л · сек). Средняя скорость реакции определяется по формуле:
v = c2
· c1 / t2
· t1 =
·c /
·t
Где
·С – изменение концентрации вещества

·t – изменение времени
Так как реакции могут протекать в однородной среде (гомогенной) или в неоднородной (гетерогенной), то более точное выражение скорости:
а) Скорость гомогенной реакции равна числу молей вещества участвующего в реакции (прореагировавшего или образовавшегося) за единицу времени в единице объёма
v =
·n / V
·
·t
б) Скорость гетерогенной реакции измеряется изменением количества одного из участвующих в реакции веществ за единицу времени на единице поверхности, что в упрощённом виде можно выразить такой формулой:
v =
·n / S
·
·t
Скорость химической реакции зависит от многих факторов:
а) От природы реагирующих веществ, например: К активнее реагирует с водой, чем Na; Cl2 активнее реагирует с металлами, чем I2; белый фосфор активнее окисляется, чем красный фосфор.
б) Скорость химической реакции, пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ (закон действующих масс), например для реакции А + В = АВ, где k – константа скорости, зависящая от природы реагирующих веществ
·
v = k
· cA
· cB
в) При повышении температуры на каждые 10
· скорость большинства реакций возрастает в 2-4 раза
· правило Вант-Гоффа
v2 = v1
·
·
·t/10
где
·(гамма)
· температурный коэффициент.
г) Для веществ в твёрдом состоянии скорость пропорциональна поверхности соприкосновения реагирующих веществ.
д) Скорость реакции резко возрастает в присутствии катализатора (вещества, ускоряющего реакцию, но не расходующегося в ней). Явление катализа можно рассмотреть на следующем примере:
A + B = AB (медленно) 2SO2 + O2 = 2SO3
K + B = K (быстро) 2NO + O2 = 2NO2
A + KB = AB + K (быстро) SO2 + NO2 = SO3 + NO
 Таким образом, NO – катализатор, он ускоряет реакцию окисления SO2, но сам в ней не расходуется. Это пример гомогенного катализа, для которого скорость реакции пропорциональна концентрации катализатора. Для гетерогенного катализа скорость реакции пропорциональна поверхности катализатора.
4NH3 + 5O2 Pt 4NO + 6N2O
Кроме положительного катализа, существует отрицательный катализ или ингибирование (замедление). Ингибирование играет большую роль при транспортировке активных веществ (HNO3, H2SO4) и при защите металлов от коррозии.
Катализ играет важнейшую роль в химической промышленности, т. к. все химические производства используют те или иные катализаторы.
Раздел химической науки, посвященный скорости и механизму реакции, называется химической кинетикой.
ОБРАТИМЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ
Химические реакции могут быть необратимыми, т.е. протекающими только в одном направлении и завершающиеся полным превращением исходных веществ в конечные продукты:
2KClO3 2KCl + 3O2
AgNO3 + KCl AgCl + KNO3
И обратимыми, т.е. протекающими в двух взаимно противоположных направлениях ( в технике они невыгодны, поэтому их стремятся сделать практически необратимыми):
N2 + 3H2 2NH3 + Q
2SO2 + O2 2SO3 + Q
В обратимой системе через некоторое время наступает динамическое равновесие, когда:
vпрямой = vобратной
При этом прямая и обратная реакции не прекращаются, но видимых изменений не происходит, т.к. равновесные концентрации реагирующих веществ остаются неизменными. Чтобы сместить равновесие в нужном направлении применяют принцип Ле Шателье:
Если на систему в состоянии динамического равновесия оказать внешнее воздействие, то ускоряется та реакция, которая ослабляет воздействие.
Рассмотрим это на примере реакции синтеза аммиака:
N2 + 3H2 2NH3 + Q
 Прямая
Обратная

N2 + 3H2 2NH3 + Q
2NH3 + Q N2 + 3H2

Повышение t0
Понижение t0

Понижение давления (Р)
Повышение давления (Р)

Повышение [NH3]
Понижение [NH3]

Понижение [N2] и [H2]
Повышение [N2] и [H2]

 Отсюда видно, что для смещения равновесия вправо (т.е. для ускорения прямой реакции) в соответствии с принципом Ле Шателье нужно создать те условия, которые ослабляет прямая реакция:
Оптимальная tє
Высокое Р
Повышение [ N2 ] и [ H2 ]
Понижение [ NH3 ]
Что касается применения катализаторов, то установлено, что они ускоряют обе реакции - прямую и обратную, поэтому ускоряют и наступление химического равновесия. Во многих процессах смещение равновесия достигается путем вывода одного из продуктов из сферы реакции:
C2H5OH + HO-C2H5 C2H5-O-C2H5 + H2O
Многие важные производства были освоены благодаря применению принципа Ле Шателье, созданию оптимальных условий (синтез аммиака, производства серной и азотной кислот, метанола и др.)

РАСТВОРЫ. ИХ ЗНАЧЕНИЕ В МЕДИЦИНЕ И БИОЛОГИИ
Растворы - это гомогенные (однородные) системы переменного состава, состоящие из двух или более компонентов.
Чаще всего растворы состоят из двух компонентов - растворителя и растворённого вещества, которое может быть твёрдым, жидким или газообразным. Растворителем считается то вещество, которое при смешивании с другим веществом не меняет своего агрегатного состояния. Если оба компонента остаются при смешивании в той же фазе, то растворителем является тот, которого больше. Чаще всего растворителем служит вода (может быть спирт, ацетон и др.). Частицы растворённого вещества< 1· 10-9 м, их не удаётся обнаружить под микроскопом, они легко проходят через обычные фильтры и не рассеивают света. Всё это признаки истинных растворов. ( Жидкие растворы- спирт в воде, соли, щёлочи, кислоты в воде; газообразные- воздух, промышленные газовые смеси; твёрдые- сплавы бронза, латунь, ювелирное золото).
Характеристикой любого раствора является его состав. Существуют разные способы численного выражения состава.
а) Массовая доля растворенного вещества w (или
·) – это отношение массы растворенного вещества к массе раствора. Обычно выражают в %.
б) Молярная концентрация- это отношение количества растворенного вещества к объему раствора; в моль/л:
CM = n / V
Обозначения молярной концентрации: 1М, 2М, 3М и т. д.
0,1М называется децимолярный, 0,01М сантимолярный, а 0,001М миллимолярный растворы.
Различные вещества растворяются в воде по-разному.
Растворимость это свойство вещества растворяться в воде или другом растворителе, например в спирте С2Н5ОН.
По растворимости можно выделить три группы веществ:
Хорошо растворимые - HCl, NH3, C2H5OH, NaOH, KNO3, H2SO4 и многие другие.
Мало растворимые- O2, N2, C6H6, CaSO4.
Практически нерастворимые- благородные газы He, Ne и др., масла, стекло, Аu.
Надо помнить, что абсолютно нерастворимых веществ не бывает: даже Au - чуточку растворяется .
Данные о растворимости ионных соединений можно узнать в Таблице растворимости. Количественно растворимость выражается числом граммов вещества, которое растворяется в 100 г растворителя при данной t
·- коэффициент растворимости или просто растворимость.
Растворимость газов и жидкостей в воде при повышении t
· уменьшается, а твёрдых веществ - повышается (бывают и исключения: NaCl - растворимость повышается незначительно, Ca(OH)2 - уменьшается при нагревании).
Т.е. растворимость зависит от природы веществ и температуры. Наглядно растворимость веществ показывают кривые растворимости.
Давление влияет на растворимость газов и не оказывает влияния на растворимость твёрдых веществ. При повышении давления растворимость газов увеличивается. Особенно наглядно это видно на примере растворимости CO2 (шипучие напитки).
Растворы бывают:
ненасыщенные - содержание вещества в растворе ниже растворимости;
насыщенные – содержат столько растворённого вещества, сколько его может содержаться при данной t
· , каждая новая порция выпадает в осадок;
пересыщенные – образуются при осторожном охлаждении насыщенных при высокой t
· растворов. При внесении в такой раствор кристаллика, пылинки или при встряхивании может происходить мгновенная кристаллизация.
(грубая характеристика растворов: концентрированный – содержит много вещества, разбавленный – содержит мало вещества).
Изучением растворов занимались Д. И. Менделеев, Д. П. Коновалов, И. А. Каблуков и другие учёные. Было установлено, что растворение – сложный физико-химический процесс. Растворённое вещество химически взаимодействует с водой, образуя гидраты, при этом выделяется энергия (
·H< O): растворение H2SO4, KOH и др.
поглощается энергия (
·H > O): растворение NH4NO3, NaCl, Na2S2O3. При кристаллизации растворов электролитов молекулы воды могут входить в состав кристаллов (кристаллизационная вода), образуются кристаллогидраты, например: CuSO4 · 5H2O - медный купорос
FeSO4 · 7H2O - железный купорос
Na2SO4· 10H2O - глауберова соль.
Растворы играют очень важную роль в природе и жизни человека.
Во-первых, растворами являются все природные воды. Минеральное питание растений тоже связано с растворами. Люди и животные усваивают питательные вещества в растворённом виде, все процессы обмена протекают в растворах. Растворами являются такие физиологические жидкости как тканевая лимфа, кровь, пищеварительные соки и др. Лекарственные препараты действуют на организм больного в составе растворов. И, наконец, многие химические реакции в промышленности (не только в химической) и в быту (стирка, отбеливание, приготовление пищи, консервирование продуктов) протекают в растворах.
ОКСИДЫ
Оксидами называют вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления - 2.
Э2Оn
Например:
Na2O – оксид натрия
H2O – оксид водорода
FeO – оксид железа(ІІ)
Fe2O3 – оксид железа(ІІІ)
 Близки к оксидам пероксиды, в которых кислород находится в степени окисления – 1 и образует цепочку из двух атомов:
Na – O – Na оксид натрия
Na – O – O – Na пероксид натрия
H – O – H оксид водорода
H – O – O – H пероксид водорода
Ba = O оксид бария 
Настоящие оксиды делятся на следующие группы:
1).Основные оксиды (солеобразующие), им соответствуют основания:
K2O KOH щёлочь
Na2O NaOH щёлочь
CaO Ca(OH)2 щёлочь
FeO Fe(OH)2
CuO Cu(OH)2
 Основные оксиды реагируют с кислотами и кислотными оксидами :
CaO + CO2 CaCO3
CaO + 2HCl CaCl2 + H2O
Оксиды щелочных или щелочноземельных металлов растворяются в воде, образуя щёлочь:
K2O + H2O 2KOH
BaO + H2O Ba(OH)2
 2)Кислотные (солеобразующие), этим оксидам соответствуют кислоты:
SO3 H2SO4
N2O5 HNO3
Cl2O7 HClO4

Кислотные оксиды почти все растворяются в воде, образуя кислоту. Реагируют с основными оксидами и основаниями:
SO3 + H2O H2SO4
CO2 + H2O H2CO3
N2O5 + K2O 2KNO3
Cl2O7 + Li2O 2LiClO4
CO2 + Ca(OH)2 CaCO3+ H2O
SO2 + 2NaOH Na2SO3 + H2O
 3) Амфотерные (солеобразующие). Им соответствуют гидроксиды с двойственными свойствами:
ZnO Zn(OH)2 H2ZnO2
Al2O3 Al(OH)3 H3AlO3
Cr2O3 Cr(OH)3 H3CrO3
 В зависимости от окружающей среды амфотерные оксиды реагируют:
В кислой среде как основные:
ZnO + 2HCl ZnCl2 + H2O
 В щелочной среде как кислотные:
Al2O3 + 2NaOH 2NaAlO2 + H2O
ZnO + 2NaOH Na2ZnO2 + H2O
 Оксиды d - металлов в зависимости от степнеи окисления могут быть основными, амфотерными и кислотными:
 +2
CrO - оксид хрома (ІІ) основный, Cr(OH)2
+3
Cr2O3 - оксид хрома(ІІІ)
· амфотерный,_ Cr(OH)3 H3CrO3
+6
CrO3 - оксид хрома (VІ)
· кислотный, H2CrO4 - сильная кислота
 4).Безразличные или индифферентные (несолеобразующие).
Они не образуют ни кислот, ни оснований и неохотно вступают в химические реакции:
 CO - оксид углерода (ІІ)
N2O - оксид азота (І)
Cl2O - оксид хлора (І)
 Оксиды металлов по физическим свойствам - твёрдые порошкообразные вещества или кристаллы различного цвета.
MgO - белый Cu2O - оранжевый
MnO2 - чёрный CuO - чёрный
Cr2O3 - зелёный Fe2O3 - красно-коричневый
 Оксиды неметаллов обычно газы или летучие жидкости и очень редко твёрдые вещества.
CO2, SO2, N2O, NO2 - газы
SO3, N2O3 - жидкости
P2O5 - твёрдый
Применение - природные оксиды металлов - руды.
Цветные оксиды металлов используются как пигменты в производстве красок: ZnO, TiO2 - белая краска; Cr2O3 - зелёная; FeO, Fe2O3 - железный сурик.
Многие оксиды являются катализаторами реакций: K2O, Al2O3, V2O5 и др.
Оксиды неметаллов для получения кислот: SO3, NO2, SO2, P2O5
Получение. Многие оксиды добывают в природе как руды металлов, например: TiO2, Al2O3, Fe2O3 и др.
Искусственно получают при окислении простых веществ, доокислении низших оксидов до высших и при разложении некоторых сложных веществ.
2Mg + O2 2MgO
2CO + O2 2CO2
CuCO3 CuO + CO2
2Cr(OH)3 Cr2O3 + 3H2O
ОСНОВАНИЯ
Основания – это электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют гидроксид – анионы ОН-- . Т.к. не все основания являются сильными электролитами, определить их можно так: основания – это сложные вещ-ва, состоящие из атомов металла, соединённых с гидросогруппами
Ме (ОН)n
Ме(ОН)n nOH-- + Men+
Основания по современной номенклатуре называются гидроксидами металлов:
NaOH гидроксид натрия
КОН гидроксид калия
Fe(OH)2 гидроксид железа (+2)
Fe(OH)3 гидроксид железа (+3)
Сохраняются и исторические названия – едкий натр, едкое кали, гашёная известь. Число гидроксогрупп называется кислотностью основания, т.е. способностью данного основания нейтрализовывать кислоты:
NaOH однокислотное
Ва(ОН)2 двухкислотное
Fe(OH)3 трёхкислотное
Основания бывают:
а) Растворимые в воде или щёлочи – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (сюда относятся также ТlОН и газообразное основание NH3 ).
б) Гидроксиды прочих металлов ( в низших степенях окисления ) или нерастворимые основания:
Сu(OH)2 , Fe(OH)2 , Fe(OH)3
в) Амфотерные гидроксиды – при диссоциации одновременно образуют катионы водорода Н+ и гидроксид- аниона ОН--. Это Al(OH)3 , Be(OH)2 , Zn(OH)2 ,Cr(OH)3.
Основания кристаллические вещества различного цвета и растворимости (NH3 – газ). Щёлочи – мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов.
Химические свойства:
а) Нерастворимые основания разлагаются при нагревании:
Cu(OH)2 CuO + H2O
2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O
б) Щелочи изменяют окраску индикатора: лакмус синеет, универсальный индикатор синеет, фенолфталеин краснеет т.к. щёлочи диссоциируют:
КОН = К+ + ОН--
Ва(ОН)2 = Ва2+ + 2ОН--
NH3 H2O = NH4+ + OH--
 в) Щелочи реагируют с растворами солей:
2NaOH + CuSO4 Na2SO4 + Cu(OH)2
Ва(ОН)2 + Na2SO4 2NaOH + BaSO4
г) Все основания реагируют с кислотами и кислотными оксидами:
Са(ОН)2 + 2НСl CaCl2 + 2H2O
Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O
Cu(OH)2 + 2HCl CuCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + SO3 CuSO4 + H2O
Взаимодействие оснований с кислотами называется реакцией нейтрализации, которая сводится к следующему уравнению:
ОН-- + Н+ НОH
д) Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и щелочами:
Zn(OH)2 + 2HCl ZnCl2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH Na2ZnO2 + 2H2O
Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + NaOH Na [ Al(OH)4 ]
Получение: щёлочи получают при взаимодействии щелочных и щелочноземельных металлов или их оксидов с водой:
2К + 2НОН 2КОН + Н2
К2О + НОН 2КОН
Реально КОН и NаОН получают при электролизе растворов NaCl и KCl
2KCl + 2H2О ток 2KOH + H2 + Cl2
2NaCl + 2H2O ток 2NaOH + H2+ Cl2
Нерастворимые основания получают при взаимодействии солей данных металлов с щелочами:
FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl
Наибольшее значение имеют гидроксиды натрия и калия. Они широко используются в лаборатории как поглотители влаги, углекислого газа, реактивы; в промышлености в производстве мыла, бумаги, соды и других веществ. КОН – электролит щелочных аккумуляторов.

КИСЛОТЫ: СТРОЕНИЕ, КЛАССИФИКАЦИЯ, СВОЙСТВА, ПРИМЕНЕНИЕ И ПОЛУЧЕНИЕ
С точки зрения электролитической диссоциации, кислоты – это электролиты, которые при диссоциации образуют в качестве катионов только катионы водорода Н+. Также можно сказать, что кислоты это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, соединённых с кислотными остатками.

Кислоты бывают бескислородные и кислородсодержащие.
А) Кислородные кислоты (содержат в кислотном остатке кислород).
HNO3, H2SO4, H3PO4, и др.
Б) Бескислородные (в кислотном остатке нет кислорода).
HCl, HCN, H2S и др.
Кроме того, по числу катионов водорода, которые образует кислота при диссоциации, кислоты разделяют на:
А) Одноосновные
HNO3; HCl; HBr; HSCN;
В) Двухосновные
Н2 SO4; H2SO3; H2CrO4; H2S;
С) Трёхосновные
H3PO4
Номенклатура исходит от названия характеристического атома кислоты:
А) Бескислородные называют
НCl – хлороводородная (соляная)
HF – фтороводородная (плавиковая)
H2S – сероводородная
HCN – циановодородная (синильная)
В) Кислородные называют
(характеристический атом + -ная, -евая, -овая):
HNO3 - азотная
H3PO4 – фосфорная
Если один и тот же элемент образует несколько кислородных кислот, то название дают с прибавлением окончаний -ная, -оватая, -истая, -оватистая, по мере понижения степени окисления характеристического элемента:
HClO4 – хлорная
HClO3 - хлорноватая
HClO2 - хлористая
HClO – хлорноватистая
Физические свойства: при обычных условиях кислоты являются жидкостями, часто летучими, или твёрдыми веществами. Некоторые кислоты существуют только в водных растворах, например: H2CrO4 – хромовая
HMnO4 – марганцевая.
Растворы кислот имеют кислый вкус.
Химические свойства: кислоты окрашивают индикаторы - лакмус, универсальный, метиловый оранжевый, - в красный цвет.
 А) Реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее H:
2HCl + Zn ZnCl2 + H2
H2SO4 + Fe FeSO4 + H2
Б) Азотная и концентрированная серная взаимодействуют с большинством металлов, но водород не выделяется
4HNO3 (конц.)+ Cu Cu(NO3)2 + 2NO2 +2H2O
8HNO3 (разб.) + 3Mg 3Mg(NO3)2 + 2NO + 4H2O
2H2SO4 + 2Ag Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
В) С основными оксидами и основаниями.
2HCl + Na2O 2NaCl + H2O
HCl + NaOH NaCl + H2O
2HNO3 + CuO Cu(NO3)2 + H2O
2HNO3 + Cu(OH)2 Cu(NO3)2 + 2H2O
Г) Реагируют с солями более слабых и более летучих кислот:

«Вытеснительный» ряд кислот

H2SO4, HCl (HNO3, H3PO4 ) , H2SO3, H2CO3, H2S, H2SiO3
--------------------------------------------------------------
H2SO4 + CuCl2 2HCl + CuSO4
2HCl + K2CO3 2KCl + CO2 + H2O
Кислоты находят разнообразное применение в народном хозяйстве. Они служат для получения солей, минеральных удобрений, лекарств, взрывчатых веществ, для обработки металлов. Особенно большое значение имеют серная кислота («кровь» промышленности) и азотная.
Получение:
А) растворение кислотных оксидов в H2O
SO3 + H2O = H2SO4
SO2 + H2O = H2SO3
Б) вытеснение из солей с последующей отгонкой

H2SO4 + 2NaNO3 = 2HNO3 + Na2SO4
3H2SO4 + Ca3(PO4)2 = 2H3PO4 + 3CaSO4
В) бескислородные получаются, если растворить в воде соответствующее водородное соединение, так получают
HF, HCl, HI, H2Se, H2Te, H2S и др.

СОЛИ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.
Соли – это сложные вещества, которые состоят из атомов металла, соединённых с кислотными остатками.
Соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка. Данное определение относится к нормальным или средним солям:
NaC l = Na+ + Cl-
K3PO4 = 3K+ + PO43-
Кроме них, в зависимости от состава, различают такие группы солей:
Кислые – образуются только многословными кислотами, если для реакции нейтрализации основание взято в недостатке:
H2SO4 + KOH KHSO4+ H2O
Кислые соли диссоциируют ступенчато:
KHSO4 = K+ + HSO4- = K+ + H+ + SO42-
В названиях кислых солей указывается число атомов водорода в анионе:
KHSO4 – гидросульфат калия
Na2HPO4 – дигидрофосфат натрия
Na2HPO4 – гидрофосфат натрия
Основные – образуются многокислотными основаниями, если для реакции нейтрализации кислота взята в недостатке:
Cа(ОН)2 + НСl Ca(OH)Cl + H2 O
Основные соли диссоциируют ступенчато:
Ca(OH)Cl = Ca(OH)+ + Cl- =Ca2+ + OH- + Cl-
В названии основных солей указывается число гидроксогрупп:
Al(OH)2Cl – дигидроксохлорид алюминия
Са(OH)Cl - гидроксохлорид кальция.
Двойные соли – образованы несколькими металлами и одной кислотой:
KAl(SO4)2 – сульфат калия алюминия
(NH4)2Fe(SO4)2 – сульфат аммония железа (II)
Диссоциируют двойные соли обычно
KAl(SO4)2 =K+ + Al3+ + 2SO42-
Комплексные соли – образованы комплексными ионами:
K4[ (Fe(CN)6)] – гексаферрицианид калия
K3 [(Fe(CN)6)] – гексаферроцианид калия
[(Cu(NH3)4)]SO4 – сульфат тетраамминмеди
Комплексные соли диссоциируют ступенчато:
K3(Fe(CN)6) = 3K+ + Fe(CN)63- =3K+ + Fe3+ + 6CN-
 Физические свойства: соли – вещества с ионной кристаллической решеткой, имеют разный цвет и по-разному растворяются в воде:
хорошо растворяются все нитраты, ацетаты, хлориды (крoме AgCl , Hg2Cl2)
плохо растворяется большинство фосфатов, силикатов, карбонатов, сульфидов
На плохой растворимости этих солей основывается качественный анализ неорганических соединений:
Ag+ + Cl- AgCl ;
Ba2+ + SO42- BaSO4
Pb2+ + S2- PbS ;
Ca2+ + CO32- CaCO3
 Химические свойства:
 Реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее металла в составе соли
Fe + CuSO4 Cu + FeSO4
Cu + 2AgCl 2 Ag + CuCl2
Со щелочами реагируют соли тяжелых металлов (а также Be, Al, Ti):
3NaOH + FeCl3 3NaCl + Fe(OH)3
2KOH + CuSO4 K2SO4 + CuCl2
С кислотами в соответствии с «вытеснительным рядом кислот»:

H2SO4, HCl (HNO3, H3PO4 ) , H2SO3, H2CO3, H2S, H2SiO3
--------------------------------------------------------------
H2SO4 + 2KCl 2HCl + K2SO4
2HNO3 + CaCO3 H2O + CO2 + Ca(NO3)2
Реакция может идти и в том случае, если новая соль выпадает в осадок:
H3PO4 + AlCl3 AlPO4 + 3HCl
 Реагируют друг с другом, если при этом образуется осадок (Таблица растворимости!):
AgNO3 + KCl AgCl + KNO3
3BaCl2 + Al2(SO4)3 3BaSO4 + 2AlCl3
 Очень важным свойством некоторых солей является их гидролиз: ионообменная реакция соли с водой, ведущая к образованию новых малодиссоциированных ионов или веществ. Выделяют три случая гидролиза:
Соли сильных оснований и слабых кислот гидролизуются с образованием щелочной среды (карбонаты, силикаты, сульфиды):
K2CO3 = 2K+ + CO32-
+ HOH = H+ + OH-
H+ + CO32- HCO3-
K2CO3 + HOH 2K+ + HCO3- + OH-
щелочная среда
Соли слабых оснований и сильных кислот гидролизуются с образованием кислотной среды
( сульфаты, хлориды, нитраты).
AlCl3 = Al3+ + 3Cl-
+ HOH = H+ + OH-
Al3+ + OH- AlOH2+
AlCl3 + HOH AlOH2+ + H+ + 3Cl-
кислая среда
соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами, подвергаются полному гидролизу (разрушаются водой):
Al2S3 = 2Al3+ + 3S2-
6HOH = 6H+ + 6OH-
Al2S3 + 6HOH 2Al(OH)3 + 3H2S
Гидролиз солей приходится учитывать при использовании минеральных удобрений в с/х, при получении и применении лекарств и химических реактивов.
Область применения солей очень обширна. Они используются в быту, медицине, химии, промышленности, с/хозяйстве и т.д. Вот несколько примеров:
Na2CO3 – кальцинированная сода (карбонат натрия) – производство стекла, мыла, очистка сточных вод от солей тяжелых металлов, стирка белья, смягчение воды/
NaHCO3 – пищевая сода;
NaCl – поваренная соль; AgNO3 – ляпис; CaCl2 – хлористый кальций (в медицине);
CaSO4 0.5H2O – алебастр, полуводный гипс (в строительстве); KClO3 - бертолетова соль; KNO3 – калиевая селитра т. д.
Для получения солей можно использовать следующие способы:
металл + неметалл:
Cu + Cl2 CuCl2
основание + кислота (нейтрализация):
NH3 + HNO3 NH4NO
KOH + HNO3 KNO3 + H2O
металл + кислота ( ряд напряжений):
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
оксид металла + кислота:
CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O
металл + соль:
Fe + CuCl2 Cu + FeCl2
оксид основный + оксид кислотный:
CuO + SO3 CuSO4
соль + соль:
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3
соль + кислота:
CaCO3 + 2HCl CaCl2 + H2O + CO2
соль + щелочь:
Al(NO3)3 + 3KOH Al(OH)3 + 3KNO3

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТАЛЛОВ
Элементы металлы, составляют большую часть химических элементов периодической системы, более 90. На внешнем энергетическом уровне в атомах металлов находится 1 – 2 электрона (s-, d- и f – металлы) и как исключения 3
· ( Al, Ga, In, Tl ), 4
· ( Ge, Sn, Pb), 5
· (Sb, Bi) и 6
· (Po ). В связи с большими атомными радиусами внешние электроны непрочно связаны с ядром, легко переходят к другим атомам. Поэтому металлы ведут себя как восстановители:
Me° - n
· = Me+n
 Расположены металлы левее и ниже линии B – At в главных подгруппах, и образуют целиком побочные подгруппы.
Атомы металлов связаны между собой металлической связью в металлическую кристаллическую решётку. В узлах этой решётки расположены атомы или ионы металла, а в промежутках свободнодвижущиеся электроны (электронный «газ»), - они и осуществляют химическую связь. Упаковка частиц в металлическом кристалле отличаются высокой компактностью. Характерные физические свойства металлов связаны с металлической химической связью и металлической кристаллической решёткой.
ковкость (пластичность) – Au, Al, Ag, Cu и т.д. Хрупкость – исключение из общего правила ( Ge, Sb, W )
металлический блеск непрозрачность.
электропроводность: Ag, Cu, Au, Al, Fe.
высокая теплопроводность.
Наибольшие различия между металлами наблюдается по плотности ( Li – самый лёгкий 0,53 г/см3, Os – самый тяжёлый 22,6 г/см3 ), твёрдости ( Cr – самый твёрдый, Cs – самый мягкий ), температура плавления ( у Hg -39° C, у W +3390° C )
Металлы образуют твердые растворы друг в друге – сплавы. Например, бронза ( Cu – Sn ), латунь ( Cu – Zn ), мельхиор ( Cu – Ni ).
Химические свойства
Как уже сказано выше, металлы в химических реакциях выступают как восстановители и реагируют:
с неметаллами
2 Al0 + 3 Cl02 2 Al+3 Cl3-1 ( хлориды )
2 Mg0 + O02 2 Mg +2O – 2 ( оксиды )
2 K0 + H02 K +1 H – 1 ( гидриды )
Fe0 + S0 Fe+2S – 2 (сульфиды )
с кислотами и водой (в соответствии с положением в ряду напряжений)
2 Na + 2 HOH 2 NaOH + H2
Fe + H2O FeO + H2
Zn + 2HCl ZnCl2 + H2
Pb + H2SO4 PbSO4 + H2

(с HNO3 реагируют почти все металлы, но H2 - не выделяется)

более активные металлы с соединениями менее активных (ряд напряжений!)
2 Mg + MnO2 Mn + 2 MgO + Q
K + NaCl Na + KCl
Fe + CuSO4 Cu + FeSO4
Металлы и их сплавы – основные конструкционные материалы в современной технике.

МЕТАЛЛУРГИЯ. ПРОИЗВОДСТВО ЧУГУНА И СТАЛИ
В природе металлы встречаются в самородном виде (благородные металлы, метеоритное железо) не часто; главным образом в связанном виде – металлические руды.
Металлургия – это наука о промышленных способах получения металлов из природного сырья. Металлургией также называют металлургическую промышленность. Современная металлургия получает более 75 металлов и множество сплавов на их основе. В основе всех способов получения металлов из соединений лежат окислительно-восстановительные реакции. В зависимости от способа получения различают:
Пирометаллургия. Восстановление проводят при высокой температуре, в качестве восстановителей применяют кокс (углерод), оксид углерода (II), водород, активные, но достаточно дешёвые металлы Al, Mg:
Cu2O + C 2Cu + CO
Cu2O + CO 2Cu + CO2
Cr2O3 + 2Al 2Cr + Al2O3
TiCl4 + 2Mg Ti + 2MgCl2
WO3 + 3H2 W + 3H2O
Fe3O4 + 4H2 3Fe + 4H2O
Если руда является сульфидной, то её предварительно обжигают, а затем восстанавливают обычным способом:
2ZnS + 3O2 2ZnO + 2SO2
ZnO + CO Zn + CO2
Гидрометаллургия – получение металлов из растворов их солей. Металлы, входящие в состав руды переводят подходящим реагентом в раствор, а затем извлекают из раствора при помощи более активного металла или электролизом (1/4 Cu, всё
·u, V, Ag, Mo)
CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O
CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu
2CuSO4 + 2H2O ток 2Cu + 2H2SO4 + O2
Электрометаллургия – получение, главным образом, активных металлов из расплавов их оксидов или хлоридов при помощи электролиза:
2Al2O3 ток 4Al + 3O2
расплавы
2NaCl ток 2Na + Cl2
В зависимости от того, какие металлы получают, различают цветную и чёрную металлургию.
Чёрные металлы – железо и его сплавы, являются основой современной техники. Например, в машиностроении 90% металлов – чёрные. Традиционный металлургический цикл включает доменный процесс и производство стали.
Доменный процесс осуществляется в специальных печах – домнах при 18500 С. В домну сверху загружают шихту (руда + кокс + флюсы), а снизу через фурмы вдувают горячий воздух, обогащенный кислородом. В процессе противоточного движения протекают следующие реакции:
C + O2 CO2 + Q
CO2 + C 2CO
3Fe2O3 + CO CO2 + 2Fe3O4
Fe3O4 + CO CO2 + 3FeO
FeO + CO CO2 + Fe
Для удаления пустой породы – тугоплавкого SiO2, в шихту вводят флюсы или плавни:
CaCO3 CaO + CO2
CaO + SiO2 CaSiO3
Образуется легкоплавкий шлак, защищающий к тому же чугун от окисления.
Чугун накапливается на поде домны под слоем шлака. Это тяжелый очень твердый, хорошо отливающийся, но относительно хрупкий (не куется!) сплав, состоящий из Fe + Fe3C + Mn, C, Si, P, S.
Область применения чугуна ограничена (массивные детали машин, металлические ограды, памятники), поэтому большая его часть переделывается на сталь. Сталь содержит очень мало неметаллических примесей, зато в нее при варке добавляют легирующие присадки. Поэтому сталь более пластична (куется, прокатывается!), устойчива к коррозии (нержавеющая), по твердости превосходит зачастую чугун (инструментальные стали). Легирующие присадки: Cr, Co, V, Ni, Mo, W, Mn и др.
Производство стали осуществляется в печах различного типа (мартеновских, конверторных, электрических) при широком диапазоне температур (от 17000 С до 30000 С). Химические реакции, лежащие в основе этого процесса, можно разделить на следующие группы:
выжигание примесей (кислородное дутье!), при этом выгорает и часть железа:
С + О2 СО2
Si + O2 SiO2
4P + 5O2 2P2O5
S + O2 SO2
2Fe + O2 2FeO
восстановление железа :
Si + 2FeO 2Fe + SiO2
S + 2FeO 2Fe + SO2
2P + 5FeO 5Fe + P2O5
Mn + FeO Fe + MnO
образование шлака :
CaCO3 CaO + CO2
CaO + SiO2 CaSiO3
3CaO + P2O5 Ca3(PO4)2
MnO + SiO2 MnSiO3
Легирующие металлы добавляют в конце плавки. В металлургическом производстве образуются ядовитые печные газы, которые представляют угрозу окружающей природе, здоровью людей (CO, SO2, H2S), поэтому с данным производством связана важная экологическая проблема – защита воздуха от загрязнения.
Для её разрешения необходимо:
создание малоотходных производств, внедрение замкнутых циклов;
H2S, SO2 в производство серной кислоты;
шлак в производство фосфорных удобрений, строительных материалов;
СО на синтез метанола, топливо;
новые технологии, не связанные с загрязнением среды, например прямое восстановление железа:
Fe2O3 + 3H2 2Fe + 3H2O
сокращение объема выплавляемого металла за счет замены его в технике современными материалами (пластики, керамика и т.д.) и лучшей защитой от коррозии.
ЭЛЕКТРОЛИЗ. КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ
Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при прохождении постоянного электрического тока через расплав или раствор электролита. Установка для электролиза называется электролизер или электролитическая ванна.
 Рассмотрим электролиз расплава и раствора в ванне с инертными (угольными) электродами.
а) Э. расплава NaCl (t0пл. = 8010 С).
NaCl = Na+ + Cl
·
Na+ + e- = Na0 ;
Cl- - e- = Cl0 2 Cl0 = Cl02
Суммарное уравнение:
2 NaCl ток 2Na + Cl2
б) Электролиз раствора NaCl (принимает участие и вода)
NaCl = Na+ + Cl-
HOH =H+ + OH-
H+ + e- = H0 , 2H0=H02 ;
Cl- - e- = Cl0 , 2Cl0 = Cl02
В растворе:
Na+ + OH- = NaOH
Суммарное уравнение:
2NaCl + 2HOH ток H2 + Cl2 + 2NaOH

Электролиз применяется для гальванического покрытия одних металлов (Fe) другими (Ni , Cr ) – гальваностегия, в гальванопластике – изготовлении точных металлических копий предметов, для получения металлов (щелочных, щелочноземельных, Al, лантаноидов), рафинирование металлов, например, меди.
Другой важный окислительно-восстановительный процесс – коррозия металлов: это разрушение металла под воздействием окружающей среды. По механизму протекания различают два типа коррозии:
а) Химическая коррозия – окисление металла под влиянием воды, воздуха, кислот, щелочейбез возникновения электрического тока.
Fe0 + H+12 SO3 H02 + Fe+2 SO3
Fe0 + 2H+1Cl H02 + Fe+2 Cl2
2Fe0 + 2HOH + O02 2 Fe+2 (O-2 H)2
4Fe+2(OH)2 + 2HOH + O02 4Fe+3(O-2 H)3
или в общем виде:
Fe0 – 2e- Fe+2
Fe+2 – e- Fe+3
б) электрохимическая коррозия – окисление металла в среде электролита с возникновением электрического тока[всегда при контакте разных металлов ( гальваническая пара ) Fe – Zn , Fe – Sn , Fe – Cu и т.д.
2HOH=2H++ 2OH-
Fe2+ + 2OH- Fe(OH)2
2H+ + 2e- H02
Лучше протекает в кислой среде при избытке ионов H+ (воздух промышленных городов). Прямые потери железа от коррозии составляют 10 % ежегодной выплавки. Поэтому человечество вынуждено все время защищать металлические конструкции. Основные меры защиты следующие:
неметаллическая поверхностная защита ( смазка, лак, краска, полимер).
металлическая поверхностная защита (покрытие Zn, Cr, Ni, Cu, Sn).
создание коррозионно-устойчивых сплавов, которые хорошо пассивируются (хромоникелевые, ванадиевые, кобальтовые).
протекторная защита (создание на поверхности конструкции гальванической пары из более активного металла, например Mg, Al, Zn).
изменение состава среды (распыление ингибиторов, введение их в среду).
ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ - IА ГРУППА

В IА группе находятся металлы Li, Na, K, Rb, Cs, [Fr]. Электронная конфигурация внешнего электрического уровня nS1, поэтому в соединениях данные элементы имеют с.о. +1 Щелочные металлы стоят в начале каждого периода. Являются самыми активными металлами и сильными восстановителями, тем не менее сверху вниз в группе с увеличением атомного радиуса ослабляется связь внешнего электрона с ядром и закономерно усиливаются металлические свойства простых веществ, и понижается температура плавления, но увеличивается плотность.
 Li самый лёгкий металл Li2O; LiOH
Na плавится в воде Na2O; NaOH
K бурно реагирует с водой K2O; KOH
Rb от света испускает
· (фотоэффект) Rb2O; RbOH
Cs от света испускает
· (фотоэффект) Cs2O; CsOH
Fr радиоактивный Fr2O; FrOH (не изучены)
Все щелочные металлы очень мягкие, режутся ножом. Из-за высокой активности в природе встречаются только в виде соединений. Хранят металлы под слоем керосина или вазелинового масла. Наиболее распространены Na (6-ое место в земной коре) и K.
Натрий  -это лёгкий серебристо-белый, мягкий как пластилин металл, в воде плавает, при этом бурно реагирует с ней, расплываясь в серебристый шарик, большие кусочки вспыхивают жёлтым пламенем. Na активно реагирует со всеми неметаллами.
2Na + 2HOH 2NaOH + H2
4Na + O2 2Na2O; 2Na + O2 Na2O2
2Na + Cl2 2NaCl
2Na + H2 2NaH
Гидрид разлагается водой:
NaH + HOH NaOH + H2

Важнейшие природные соединения: NaCl - каменная или поваренная соль; NaCl
·KCl - сильвинит; Na2SO4
·10H2O - глауберова соль.
Получают Na при электролизе расплава NaCl:
2NaCl 2Na + Cl2
Na применяется как теплоноситель на атомных электростанциях и катализатор многих реакций оргсинтеза, а также для получения калия:
Na + KCl NaCl + K
 Важнейшие соединения: NaOH - едкий натр (каустическая сода). Используют в производстве мыла, бумаги, для очистки нефтепродуктов.
Na2O2 - для регенерации воздуха на космических станциях, подводных лодках.
2Na2O2 + 2CO2 2Na2CO3 + O2
 NaCl - в пищевой промышленности и для получения натрия.
Na2CO3 - кальцинированная сода. Производство стекла, мыла, бумаги, моющее средство.
NaHCO3 - пищевая сода. В пищевой промышленности, в медицине, огнетушителях.
Na2SO4
· 10H2O - глауберова соль, для производства соды и стекла и в медицине как слабительное.
Калий. По физическим свойствам очень похож на Na, но горит красновато-фиолетовым пламенем.
Похожи и химические свойства, но с водой K реагирует ещё энергичнее.
Калий и его соединения получают из калийной соли - KCl.
Важнейшие соединения:
KCl - хлорид калия, калийная соль
· минеральное удобрение, сырьё для производства K и KOH.
KOH - едкое кали. Используют в производстве жидкого мыла, электролит щелочных аккумуляторов.
K2CO3 - содержится в золе растений (поташ), используют в производстве жидкого мыла и химического стекла, минеральное удобрение.
K2SO4 - минеральное удобрение.
KNO3 - калиевая селитра, сложное удобрение, в производстве чёрного пороха.
Чистый калий вместе с Na - теплоноситель при ядерных реакциях.
IIА ГРУППА. КАЛЬЦИЙ, ЕГО СВОЙСТВА И СОЕДИНЕНИЯ
Во IIA группе находятся металлы:
Be, Mg, Ca, Sr, Ba и [ Ra ]. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня:
n s2
поэтому в соединениях данные элементы имеют степень окисления + 2.
Сверху вниз в группе увеличивается атомный радиус, ослабляется связь внешних электронов с ядром и закономерно усиливаются металлические свойства простых веществ и основные свойства соединений:
Ca – пятый по распространённости в литосфере элемент, образует множество минералов – известняк, мрамор, мел, гипс, фосфорит и многие другие.
Ca – серебристо-белый ковкий, относительно твёрдый (в ср. с щелочными металлами) очень лёгкий (
·=1,6г/см3) металл, но коррозионно неустойчивый. Поэтому в чистом виде почти не применяется (сплавы!). В природе:
CaCO3- мел, мрамор, известняк, кальцит.
Ca3(PO4)2- фосфорит.
CaCO4· 2H2O- гипс.
CaF2- плавиковый шпат.
Получают кальций электролизом расплава (t
· = 850
·)
CaCl2 ток Ca + Cl2
Химические свойства:
2Ca + O2 2CaO
Ca + S CaS
Ca+ Cl2 CaCl2
Ca+2C CaC2
3Ca+ N2 Ca3N2
Ca+ 2HOH Ca(OH)2+ H2
Из-за высокой активности Ca хранят в закрытых сосудах под керосином или вазелиновым маслом.
Важнейшие соединения кальция, применяемые в строительной индустрии:
CaO- негашёная известь, входит в состав цемента
Ca(OH)2- гашёная известь
  2CaSO4 · H2O- алебастр или жжёный гипс.
CaCl2 - хлорид кальция применяют как лекарственный препарат, нормализует состав крови. В организме человека содержится
· 2 % Ca, в основном в составе костей, зубов, в крови.
CaF2- плавиковый шпат применяется в оптической промышленности.
Важное значение имеют Ca(HCO3)2, CaCl2, CaSO4, содержащиеся в жёсткой воде (вместе с аналогичными соединениями магния).
Жёсткая вода при кипячении даёт накипь, сваренные в ней продукты имеют худшее вкусовое качество, моющие средства плохо мылятся. Поэтому жёсткость приходится устранять:
а) временная карбонатная жёсткость устраняется кипячением или умягчением:
Ca(HCO3)2 CaCO3+ H2O+ CO2
Ca(HCO3)2+ CaOH2 2CaCO3+ 2H2O
б) постоянную (некарбонатную жёсткость) можно устранить добавлением соды:
CaCl2+ Na2CO3 CaCO3+2NaCl
CaSO4+ Na2CO3 CaCO3+ Na2SO4
Таким образом при обработке жёсткой воды гашёной известью и одновременно содой можно устранить любую жёсткость.
IIIА ГРУППА. АЛЮМИНИЙ, ЕГО СВОЙСТВА И СОЕДИНЕНИЯ
Элементы IIIА группы имеют электронную конфигурацию внешнего уровня
n s2p1
Поэтому их обычная степень окисления +3, может быть +1 (особенно у Tl).
Сверху вниз в группе в связи с увеличением атомного радиуса и ослаблением связи внешних электронов с ядром закономерно ослабляются неметаллические свойства и усиливаются металлические.
Наиболее важным в хозяйстве является алюминий, третий по распространенности в литосфере и первый среди металлов.
Получают с 1886 г электролизом раствора-расплава Al2O3 в криолите, tє=950єС.
Al2O3 2Al3+ +3O2-
2Al3+ + 6е =2Alє
3O2- - 6е = 3Oє
Суммарное уравнение:
2Al2O3= 4Alє+3O2
Анод приходится обновлять, так как он постепенно выгорает:
C + O2 = CO2
Из электролитической ванны расплав алюминия отсасывают вакуум- ковшом. Ток 6 – 7в, силой 15000А и более. По значимости и объёму выплавки алюминий занимает 2 место после железа.
Физические свойства: серебристо-белый, лёгкий (
·0=2,7г/см3), относительно легкоплавкий (tєпл.= 660єC), очень ковкий и электропроводящий металл.
Химические свойства: серебристый глянец довольно быстро тускнеет – образуется оксидная плёнка
4Al + 3O2 2Al2O3
Эта пленка защищает активный алюминий от коррозии. Но если плёнку разрушить (амальгамировать Al), то он реагирует даже с водой:
2Al + 6HOH 2Al(OH)3 + 3H2
Алюминий проявляет амфотерные свойства:
2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2
2Al + 2NaOH + 6H2O 2Na[Al(OH)4] +3H2
Концентрированная HNO3 пассивирует алюминий, поэтому её транспортируют в алюминиевых цистернах. Важнейшие соединения алюминия тоже амфотерны.
Al2O3 корунд, глинозём
· выплавка алюминия, абразивные материалы, искусственные рубины, сапфиры, пр-во лазеров.
Al(OH)3 – в медицине («Алмагель» и др.)
Сам алюминий применяется для изготовления посуды, фольги, конденсаторов, электрических проводов, в металлотермии, но особенно много в виде сплавов (дюраль, силумин и др.) в транспортном машиностроении.
ЖЕЛЕЗО И ЕГО СВОЙСТВА, СОЕДИНЕНИЯ И ПРИМЕНЕНИЕ
Железо – d элемент 4 периода VIII группы, электронная конфигурация его атома такая:
1s22s22p63s23p63d64s2
В связи с этим железо бывает в степени окисления +2 и +3. Более высокие степени окисления для него не характерны. Очень редко бывает +6, например в H2FeO4 .
Физические свойства: Химически чистое железо – блестящий, серебристо-белый металл, очень ковкий, легче золота и серебра

· = 7,87 г/см, tо плавления = 1539о С, обладает магнитными свойствами, довольно устойчиво к коррозии. По распространённости железо стоит сразу за алюминием (5% в земной коре).
Руды железа:
Fe3O4 (Fe2O3 FeO) – магнитный железняк
Fe2O3
· красный железняк
Fe2O3 nH2O – бурый железняк
FeS2 – пирит (серный или железный колчедан)
FeCO3 – сидерит или железный шпат
Химические свойства:
Железо относится к металлам со средней восстановительной активностью, при обычной температуре железные сплавы корродируют (подвергаются коррозии):
2Fe + O2 +2H2O 2Fe(OH)2
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3
При нагревании реагирует с серой, галогенами:
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
Fe + S FeS
(при этом сильные окислители окисляют Fe до +3, а слабые – до +2).
При сильном нагревании железо горит и реагирует с водой:
3Fe + 2O2 Fe3O4
3Fe + 2H2O Fe3O4 + 4H2
Железо реагирует с кислотами:
Fe + 2HCl FeCl2 +H2
Fe + H2SO4 FeSO4 + H2
Концентрированные H2SO4 и HNО3 пассивируют железо, но при кипячении с ними идут реакции:
2Fe + 6H2SO4 Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O;
Fe + 6HNO3 Fe(NO3)3+ 3NO2 + 3H2O;
Соединения железа: Оксид железа (+2), FeO чёрный, легко окисляющийся порошок, ему соответствует гидроксид железа (+2)
· Fe(OH)2, типичное нерастворимое основание, легко окисляющееся до Fe(OH)3
Оксид железа (+3), Fe2O3
· красно-бурый порошок , которому соответствует основание Fe(OH)3. Так как гидроксиды железа (+2) и (+3) имеют разную окраску, их можно использовать для распознавания солей железа(+2) и (+3);
FeCl2 + 2NaOH Fe(OH)2( белый, зеленеет на воздухе ) + 2NaCl
FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3( красно-бурый) + 3NaCl;
Очень чуткая реакция для обнаружения Fe с роданидом калия:
FeCl3 + 3KSCN Fe(SCN)3(кроваво-красный) + 3KCl
FeCl2 + 2KSCN Fe(SCN)2(бесцветный) + 2KCl
Из солей железа наиболее важные:
FeSO4 7H2O – железный купорос, для борьбы с вредителями в сельском хозяйстве.
 FeCl3 – хлорное железо, применяют при очистке воды, протравливание при окрашивании ткани, в радиотехнике.
Железо входит в состав гемоглобина и некоторых ферментов. Нехватка железа в организме приводит к малокровию.
Чистое железо применяется очень редко (сердечники трансформаторов, электромагнитов, генераторов).
В основном применяются сплавы железа с металлами и неметаллами (чугун и разные марки стали).
Чугун выплавляют в доменных печах по такой схеме:
Fe2O3 Fe3O4 FeO Fe;
помимо железа восстанавливаются кремний, марганец, сера, фосфор, изначально есть углевод. Получается твердый, довольно устойчивый к коррозии, но хрупкий сплав – чугун.
При выжигании примесей в сталелитейных печах, - (мартеновских, конвертерах) и добавлении легирующих элементов (хром, ванадий, молибден и др.) образуются стали. Чугун и сталь основа современной тяжёлой промышленности.
ХРОМ И ЕГО СВОЙСТВА, СОЕДИНЕНИЯ ХРОМА
Хром – d элемент 4 период VI группы. Электронная конфигурация его атома такая: 1s22s22p63s23p63d54s1
Такое строение объясняется тем, что энергетически выгоднее иметь полузаселённую 3d – орбиталь. Но степень окисления +1 для Cr не характерна. Обычные степени окисления +2; +3; +6. Причём соединения с низшей степенью окисления имеют основный характер, с промежуточной – амфотерный, с высшей – кислотный:
CrO Cr2O3 CrO3
Cr(OH)2 Cr(OH)3 H2CrO4
Основные амфотерные кислотные
Cr встречается только в связанном виде, иногда как спутник Al, Fe, Pb. Основная руда – хромистый железняк или хромит FeO . Сr2O3 .
Физические свойства: голубовато белый, блестящий, очень твёрдый, но относительно хрупкий металл. Устойчив к коррозии.
Химические свойства: поверхность хрома в обычных условиях покрыта защитной оксидной плёнкой Cr2O3 , которая упрочняется в азотной и концентрированной серной кислоте (пассивирование). Поэтому реакции возможны при нагревании и кипячении, – при условиях, когда эта плёнка разрушается:
Cr + 2HCl CrCl2 + H2
Cr + H2SO4 CrSO4 + H2
2Cr + 3H2O Cr2O3 + 3H2
2Cr + 3Cl2 2CrCl3
2Cr + 3S Cr2S3
2Cr + N2 2CrN
4Cr + 3O2 2Cr2O3
Получают Сr восстановлением оксида хрома алюминием
Cr2O3 + 2Al Al2O3 + 2Cr
Важнейшие соединения хрома:
А) CrO – черный порошок, пирофорный, легко окисляется до Cr2O3
Cr(OH)2 – желтый осадок, типичное основание, легко окисляется до Cr(OH)3
4CrO + O2 2Cr2O3
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O 4Cr(OH)3
Б) Сr2O3 – порошок зелёного цвета, очень твердый, тугоплавкий, входит в состав полирующих средств. Получается из бихромата аммония.
(NH4)2Cr2O7 Cr2O3 + N2+ 4H2O
Проявляет амфотерные свойства:
Cr2O3 + 6HCl 2CrCl3 + 3H2O
Cr2O3 + 2NaOH 2NaCrO3 + H2O
В воде Cr2O3 не растворяется, но ему соответствует амфотерный Cr(OH)3
Cr(OH)3 – серо-зелёный осадок, разлагающийся при прокаливании, реагирует с кислотами и щелочами
2Cr(OH)3 Cr2O3 + 3H2O
Cr(OH)3 +3HCl CrCl3 + 3H2O
Cr(OH)3 + 3NaOH Na3CrO3 + 3H2O
Cr(OH)3 + Na OH Na[Cr(OH)4]
в) CrО3 – темно-красные кристаллы, расплывающиеся на воздухе, хорошо растворимы в воде, сильный окислитель:
4CrO3 + 3S 3SO2 + 2Cr2O3
CrO3 + H2O H2CrO4 (хромовая)
2CrO3 + H2O H2Cr2O7(дихромовая)
Эти кислоты существуют только в растворе, но их соли – хроматы и дихроматы (бихроматы) – устойчивы, все являются сильными окислителями и ядовитыми веществами.
В зависимости от среды они могут переходить взаимно друг в друга.
В кислой среде:
2CrО42-- + 2H + Cr2O72-- + H2O
В щелочной среде:
Cr2O72-- + 2OH-- 2CrO42-- + H2O
Хроматы и дихроматы используют как сильные окислители для дубления кож, мытья стеклянной посуды в химических лабораториях, для получения красящих пигментов:
Na2Cr2O7 * K2Cr2O7 – хромпик (дубитель);
K2Cr2O7 + H2SO4 – хромовая смесь (мытьё стекла).
Сам металл хром используется для производства твёрдых легированных сталей и для хромирования.
CrO2 - оксид хрома (IV) – для изготовления видео- и аудио- лент.
KCr(SO4)2 *12H2O – хромокалиевые квасцы, для дубления кож.
Cr2O3 - как полирующий материал и в производстве зелёной краски.


МЕДЬ, ЕЕ СВОЙСТВА И СОЕДИНЕНИЯ.
Медь – d- элемент 4 периода I Б группы. Электронная конфигурация такова:
1s22s22p63s23p63d104s1
Так как полностью заселенные d-орбитали энергетически выгоднее, 1 S-электрон с внешнего уровня «проваливается» на последнюю свободную d-орбиталь. В химических соединениях медь проявляет степени окисления +1 и +2.
Медь – один из первых металлов , с которым познакомилось человечество и нашло ему применение (бронза). Самородная медь встречается редко, но руды ее достаточно широко распространены:
CuFeS2 – медный колчедан (халькопирит);
Cu2S – медный блеск;
Cu2O – куприт или красная медная руда;
Cu2CO3(OH)2 – малахит.
Cu – блестящий красновато-розовый металл, мягкий,
· = 8,95 г/см3, t0плавл. = 10830С. Очень хорошо куется, отливается, по тепло- и электропроводности – 2 место после
·g. В ряду напряжений стоит после Н (благородный металл), поэтому довольно устойчива к корозии:
при прокаливании чернеет:
2Cu + O2 2CuO
в атмосфере хлора раскаляется и плавится:
Cu + Cl2 CuCl2 + Q
Реагирует с кислотами-окислителями:
Cu + 2H2SO4 CuSO4 + 2H2O +SO2
конц.
Cu + 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2H2O + 2NO2
конц.
реагирует с хлорным железом (травление плат):
Cu + 2FeCl3 CuCl2 + 2FeCl2
вытесняет благородные металлы из их соединений (серебрение, золочение меди):
Cu + 2AgCl CuCl2 + 2Ag
Соединение меди (+1) обычно неустойчивы и легко окисляются.
Cu2O – оранжево-красный порошок, образуется при восстановлении альдегидами Cu(OH)2; применяется для варки стекла и эмали.
Соединения меди (+2) наоборот устойчивы и имеют большое значение.
CuO – черный порошок, используется для варки стекла, катализатор.
CuSO4*5H2O – медный купорос (в с/х как пестицид и микроудобрение, для меднения.
Cu2CO3(OH)2 – малахит, красивый поделочный камень.
Cu(OH)CH3COO – гидроксоацетат меди – производство краски ярь-медянки.
Соединения меди (+2) в водных растворах имеют голубой или зеленоватый цвет (гидратированный ион Cu2+). Медь и ее соединения окрашивают пламя в сине-зеленый цвет.
Применение металлической меди основано на ее литейных качествах, высокой тепло- и электропроводности: электроника, радиотехника, теплообменники, нагревательные емкости, сплавы (бронза Cu + Sn), латунь(Cu + Zn).
При получении меди из руд сульфиды обычно обжигают, а затем восстанавливают оксидом углерода (II) или водородом:
Cu2S + 2O2 2CuO + SO2
CuO + CO Cu + CO2
CuO + H2 Cu + H2O


ВОДОРОД
Водород (Hydrogenium) – первый элемент периодической системы, он имеет простейший по строению атом. В природе водород встречается в виде двух изотопов: протия – 99,98% и дейтерия – 0,02%. Искусственно получен и третий изотоп – тритий.
По распространенности во Вселенной элемент водород занимает первое место. Он находится в звездах, космическом пространстве. В земных условиях находится в составе воды, углеводородов (нефть, газ, уголь), живых организмов. В атмосферах планет – гигантов Юпитера, Сатурна, Урана, Нептуна много NH3, CH4.
Элемент водород образует одно простое вещество – газ водород Н2 .
В соединениях водород одновалентен, степень окисления обычно +1, редко –1 (в гидридах металлов). Н2 – самый легкий газ, в 14,4 раза легче воздуха,
· = 0,09 г/л, не имеет цвета, вкуса, запаха, практически не растворяется в воде, при t0 = - 2530 С переходит в бесцветную жидкость.
У водорода двойственное положение в периодической системе. Имея 1е- на энергетическом уровне, водород может его отдавать, проявляя восстановительные свойства (положение в I А группе). Так как до завершения энергетического уровня в атоме водорода не достает одного е-, он может его захватывать в реакциях с активными металлами, проявляя окислительные свойства (положение в VII A группе).
2Н2 + О2 2Н2О + Q
H2 + Cl2 2HCl
3H2 + N2 2NH3 + Q
H2 + S H2S
 При высокой температуре образует с активными металлами гидриды – белые кристаллические, легко гидролизующиеся вещества:
H2 + 2Na 2NaH
H2 + Ca CaH2
NaH + HOH NaOH + H2
 Восстанавливает металлы из их оксидов при нагревании:
3H2 + WO3 W + 3H2O
H2 + CuO Cu + H2O
Применение водорода основано на его физических и химических свойствах:
как легкий газ для наполнения метеозондов, дирижаблей, аэростатов (в смеси с Не);
как восстановитель в металлургии (Мо, W);
синтез аммиака и хлороводорода;
синтез метанола: 2Н2 + СО у СН3ОН;
гидрирование каменного угля (синтетический бензин);
гидрирование растительных масел (маргарин).
В 80х годах в СССР была изобретена и успешно испытана ракета-носитель «Энергия», работающая на экологически чистом топливе – водороде. Дейтерий и тритий нашли применение в ядерной энергетике.
Получают водород разными способами:
СН4 1000C С + 2Н2
2Н2О + СН4 4Н2 + СО2
2NaCl + 2HOH ток H2 + Cl2 + NaOH
2H2O ток 2H2 + O2
ВОДА И ЕЁ СВОЙСТВА. ОХРАНА ВОДОЁМОВ ОТ ЗАГРЯЗНЕНИЯ
Вода, H2O – оксид водорода – самое распространенное на Земле вещество. Почти 70% поверхности нашей планеты покрыто жидкой водой или льдом. Вода – одно из важнейших веществ: наш организм на 67 – 70 % состоит из воды, все биохимические процессы протекают в водных растворах. Молекула воды имеет асимметричную уголковую форму. Это связано с тем, что облака р–электронов, участвующих в образовании химических связей, расположены в атоме кислорода под углами 104,5о (почти правильный тетраэдр):
Благодаря такой форме и полярности связей О – Н, вся молекула имеет полярный характер – диполь воды.
Диполи воды очень деятельные частицы. Их малые размеры и полярный характер позволяют им активно вмешиваться в различные реакции (гидратация, диссоциация), соединяться в упорядоченные структуры (кристаллы льда), образовывать молекулярные ассоциации (H2O)n – в жидком состоянии. По существу только при t0>100оС вода состоит из молекул H2O (Ar = 18).
Например, так молекулы воды передают в живой клетке протоны (H+):
Физические свойства: химически чистая вода – дистиллированная (вся природная вода содержит примеси и отличается по свойствам) – чрезвычайно слабый электролит, не проводит ток, tопл. = ОоС, tокип. = 100 оС,
· = 1000 кг /м3 (1 г/мл). Не имеет вкуса, запаха, бесцветна (в больших массах – голубого цвета). Плохо проводит тепло (медленно нагревается, но и медленно отдаёт тепло).
Химические свойства:
Весьма реакционноспособное вещество:
а ). С металлами
2 Na + 2 HOH 2 NaOH + H2
Ca + 2 HOH Ca(OH)2 + H2
3 Fe + 4 H2O Fe3O4 + 4 H2
б). С неметаллами
2 F2 + 2 H2O 4 HF + O2
Cl2 + HOH HCl + HСlO (или HOCl)
в). С основными оксидами
Na2O + H2O 2NaOH
CaO + H2O Ca(OH)2
г). С кислотными остатками
SO3 + H2O H2SO4
P2O5 + 3H2O 2H3PO4
д). С солями - разрушение (гидролиз)
K2CO3 + HOH 2K+ + HCO3 - + OH –
Al2S3 + 6HOH 2Al(OH)3 + 3H2S
е). При растворении в воде многих солей и дальнейшей их кристаллизации образуются кристаллогидраты:
CuSO4 + 5H2O CuSO4 5H2О
FeSO
·4 + 7H2O FeSO4 7H2O
Na2CO3 + 10H2O Na2CO3 10H2O
Значение воды поистине огромно. Она жизненно необходима для человека и других живых существ – поэтому используется в быту, пищевой промышленности, сельском хозяйстве. Особенно много воды потребляют такие отрасли как химическая, нефтеперерабатывающая, целлюлозно-бумажная, текстильная
В настоящее время ужесточены во всех странах законодательства, регулирующие сброс стоков в водоёмы. Сбрасываемая вода не должна содержать веществ, нарушающих естественный ход очистки сточных вод. Все сточные воды подразделяются на бытовые и промышленные.
Характеристикой качества промышленных сточных вод является ПДК – предельно допустимая концентрация вещества-загрязнителя (мг/л), которая не вызывает заболеваний людей. Бытовые сточные воды поддаются почти полной биоочистке. Промышленные стоки не очищаются биологическим путём, т.к. вещества –загрязнителя являются ядами для микроорганизмов. Поэтому очистку промышленных стоков ведут отдельно от бытовых сточных вод.
Основными методами очистки промышленных стоков являются:
Механические (отстаивание, фильтрование, процеживание). Фильтрующие материалы – зернистые, пористые вещества (песок, гравий)
Физико-химические (флотация, электролиз, коагуляция, экстракция)
Химические – наиболее эффективные способы (окислительно-восстановительные реакции, реакции осаждения;
Окислители – хлор, хлорная известь, хлораты, перманганаты;
Восстановители – сернистый газ, сульфиты
Осадители – Na2S, K2S
VII А ГРУППА
· ГАЛОГЕНЫ
Элементы главной подгруппы VII группы – F, Cl, Br, J, [At] называются галогенами, что буквально означает «солероды». Это название связано со способностью галогенов взаимодействовать с металлами с образованием типичных солей (NaCl, KJ, AlBr3, CaF2 и т.д.).
Их атомы легко присоединяют к себе недостающий до октета электрон, превращаясь в однозарядный отрицательный ион.
Склонность к присоединению электрона характеризует галогены как типичные неметаллы. F в соединениях имеет степень окисления –1, остальные – от –1 до +7, при этом низшая и высшая степени окисления наиболее устойчивы.

В свободном состоянии галогены в природе не встречаются, а лишь в виде соединений. Обычно это галогениды щелочных и щелочноземельных металлов – NаСl, КСl, СаСl2 и др. Искусственно получаемые простые вещества чрезвычайно ядовиты и реакционноспособны, состоят из двухатомных молекул: F2 (желтый газ), Сl2 (желто-зеленый газ), Вr2 (красно-бурая тяжелая, но легкокипящая жидкость), J2(серые кристаллы с металлическим блеском, при незначительном нагревании возгоняются в фиолетовый газ). Водородные соединения НF, НСl, НВr, НJ в водных растворах являются кислотами, сила которых увеличивается от НF к НJ, но при этом уменьшается прочность молекул. Кроме F, остальные галогены имеют высший оксид R2О7, которому соответствуют сильные кислородсодержащие кислоты НRО4. С увеличением порядкового номера галогенов сверху вниз увеличивается радиус атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабляются неметаллические и окислительные и усиливаются восстановительные свойства; F – самый электроотрицательный элемент, самый сильный окислитель, вытесняет все галогены, азот и даже кислород из их соединений
2F2 + KCl 2KF + Cl2
2F2 + 2H2O 4HF + O2
Иод самый пассивный среди галогенов, с признаками металла ( J2 – слабо проводит электрический ток, имеет металлический блеск). Все галогены, как уже упоминалось, летучи, ядовиты и из-за высокой активности в природе встречаются лишь в виде соединений.
В незначительных количествах содержатся в организме человека и играют важную физиологическую роль.
F- CaF2 (плавиковый шпат); Ca5(PO4)3F (фторапатит) – производство тефлона, негорючей смазки, жидкостей – хладагентов, необходим для развития зубной эмали (0,01% в человеческом организме).
Cl – KCl (калийная соль), NaCl (поваренная соль); KCl MgCl2 6H2O (карналлит) – производство HCl и её солей, хлорной извести, отбеливателей, стерилизация питьевой воды, пищевая промышленность, производство бертолетовой соли, органических растворителей, пестицидов, каучуков и т.д. В организме человека 0,1% ( больше всего в желудочном соке и крови).
Br - KBr, NaBr (в морской воде и подземных рассолах) производство лекарств, фотоматериалов.
J – (в красных и бурых морских водорослях, в подземных рассолах). Производство лекарств, фотоматериалов. Содержится в щитовидной железе и надпочечниках, регулирует уровень окислительных процессов и дыхания в клетках (при недостатке – зобная болезнь, при избытке - базедова болезнь).
ХЛОР И ЕГО СВОЙСТВА
Химический элемент №17 – хлор (Сl) расположен в VIIА группе, в 3 малом периоде; галоген.
Электронная конфигурация его атома : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 3d0. Таким образом, на внешнем энергетическом уровне находится 7 электронов и 1 вакантное место. При возбуждении атома парные электроны с s-орбиталей и p-орбиталей могут переходить на незаселённые d-орбитали и валентные возможности атома расширяются. Валентности: от I до VII, но чаще нечётные, то есть I,III,V,VII. Степени окисления:–1,+1,+3,+4,+5,+6,+7.
Формулы важнейших соединений: HCl(-1), Cl2O(+1), Cl2O3(+3), Cl2O5(+5), Cl2O7(+7). Эти оксиды являются неустойчивыми взрывоопасными веществами и кислотообразующие, им соответствуют кислоты: HOCl – хлорноватистая или хлорная (+1); HClO2 – хлористая или хлорная (+3); HClO3 – хлорноватая или хлорная (+5); HClO4 – хлорная или хлорная (+7). В природе самый распространённый галоген и как все галогены находится только в связанном состоянии (NaCl, KCl и другие соединения). Свободный хлор впервые получен в 1774 году шведским химиком Шееле.
Физические свойства
Cl2 – жёлто-зелёный газ с удушающим запахом, тяжёлый, немного растворим в воде, негорючий. Вдыхание хлора приводит к удушью, разрушению лёгких и смерти. В 1915 году кайзеровская Германия применила Cl2 , COCl2 (фосген) и другие ядовитые газы на реке Ипр в Бельгии в качестве БОВ.
Химические свойства
Хлор очень агрессивное вещество, сильный окислитель. Многие металлы, неметаллы, органические вещества ( в том числе красители ) и даже золото разрушаются в атмосфере хлора:
Cu + Cl2 CuCl2
H2 + Cl2 2HCl
CH4 + Cl2 CH3 Cl + HCl
2Au +3Cl2 2AuCl3
HOH + Cl2 HCl +HOCl
6KOH + Cl2 5KCl + KClO3 +3H2O
Реакции с хлором – экзотермические, многие из них сопровождаются появлением пламени или взрывом.
Применение
Хлор применяется для производства хлороводорода и соляной кислоты, хлоридов, хлорной извести, отбеливателей, растворителей, пластмасс и каучуков, ядохимикатов.
Получение
1. В промышленности электролиз расплава или раствора хлорида натрия:
2NaCl ток 2Na + Cl2
2NaCl + 2HOH ток 2NaOH + Cl2 + H2
2. В лаборатории выделяют из различных хлорсодержащих соединений, обычно для этого применяют соляную кислоту:
4HCl + MnO2 2H2O + MnCl2 + Cl2
Соединения хлора
HCl – хлороводород; водный раствор его до 40% -- соляная кислота.
AgCl – в фотографии.
KCl – калийное удобрение в сельском хозяйстве.
CaCl2 – в медицине.
NaCl – в пищевой и химической промышленности.
HOCl и её соли Ca(OCl)2 и CaCl(OCl) – гипохлориты, -- отбеливатели и дезинфекторы.
KClO3 – бертолетова соль в производстве спичек и в пиротехнике.
HClO4 – хлорная кислота, -- одна из самых сильных из всех известных кислот, самопроизвольно взрывается, применяется как сильнейший окислитель и только в водных растворах.
VІА ГРУППА
· ХАЛЬКОГЕНЫ ИЛИ ПОДГРУППА КИСЛОРОДА. КИСЛОРОД
В VІА группе расположены элементы О, S, Sе, Те, Ро. Их называют также «халькогенами», т.е. «рудообразующими».
На примере электронной формулы атома серы, видно какие степени окисления и валентности могут иметь халькогены: -2 , +2 , +4 , +6 (II,IV,VI).
Кислород в этом отношении является исключением (-2 , +2 в соединениях с фтором; валентность всегда II)
Сходством внешнего энергетического уровня объясняется сходство их химических свойств. Так все они образуют летучие водородные соединения состава Н2R: Н2О, Н2S, Н2Sе, Н2Те, Н2Ро ; высший оксид имеет состав RО3, ему соответствуют кислородосодержащие кислоты.
По сравнению с галогенами, халькогены более слабые окислители; встречаются в природе как в связанном, так и в свободном виде (О2, S).
В группе сверху вниз закономерно увеличивается атомный радиус, ослабляются неметаллические окислительные и усиливаются металлические восстановительные свойства (О – активный неметалл,
[Ро] – типичный металл). Наиболее распространенными и важными являются кислород и сера .
 Кислород – самый распространенный на Земле элемент: 47% - земная кора; 88,9 % - вода; 21 % - воздух, в живых организмах (человек – 62 %). Элемент кислород образует два простых вещества:
О2
· кислород, и О3
· озон. Эти вещества являются аллотропными модификациями.
О2
· газ без цвета и запаха, немного тяжелее воздуха, слабо растворим в воде, при t° < 183°С является жидкостью голубого цвета. Впервые был получен в 1770 году шведским химиком Шееле:
2 КNО3 2 КNО2+ О2
Сейчас кислород в лаборатории получают:
2 Н2О2 2 Н2О + О2
2 КСlО3 2КСl + 3О2
2 КмnО4 К2МnО4 + МnО2 + О2
В промышленности:
2Н2О 2Н2 + О2
А также поэтапным испарением сжиженного воздуха.
О3
· озон, синеватый газ с острым запахом свежести. Более сильный окислитель, чем кислород. Образуется на высоте 25 км под действием радиации (озоновый экран) и вблизи высоковольтных источников тока:
3О2 2О3
Кислород окисляет большинство простых и сложных веществ, при этом в большинстве случаев выделяется большая энергия:
О2 + 2Nа Nа2О2
О2 + 2Zn 2ZnО
5О2 + 4Р 2Р2О5
3О2 + 2Н2S 2SО2 + 2Н2О
2О2 + СН4 СО2 + 2Н2О
О2 + 2F2 2ОF2
О2 + N2 2NO – Q кДж
Как сильный окислитель О2 имеет большое значение: горение топлива, коррозия металлов, гниение органических остатков, дыхание - везде участвует кислород. Поэтому его глобальный расход очень велик.
Лишь благодаря фотосинтезу, осуществляемому зелеными растениями, содержание О2 в атмосфере остается пока неизменным:
6СО2 + 6Н2О С6Н12О6 + 6О2
Фотосинтез поставляет в атмосферу О2, а в процессах дыхания, горения и гниения образуется СО2.
СЕРА И ЕЁ СВОЙСТВА
Сера – S (Sulphur) – элемент №16, находится в VIА группе в 3 малом периоде. Вместе с кислородом относится к так называемым «халькогенам» или «руды рождающим» элементам: PbS – свинцовый блеск, CuFeS2 – медный колчедан, ZnS – цинковая обманка и др. Электронная конфигурация её атома 1s22s22p63s23p43d0.
В невозбуждённом состоянии атом серы имеет 2 неспаренных электрона, при возбуждении их число становится равным 4, затем 6. В связи с этим сера бывает II, IV и VI – валентна и приобретает при этом степени окисления соответственно -2, +2, +4, +6.
В природе встречается в виде сульфидных руд, о которых уже упоминалось, и сульфатов (Na2SO4 · 10H2O – глауберовой соли и CaSO4 · 2H2O – гипса). Встречается и самородная сера – обычно в районах активной вулканической деятельности. Сера есть в составе нефти, каменного угля и некоторых природных газов. Входит в состав белков живого организма.
Физические свойства
Образует несколько аллотропных модификаций. Среди них наиболее обычными являются:
S8 – хрупкие золотисто-жёлтые кристаллы со стеклянным блеском, легко размалываются в тончайший порошок (сера молотая), абсолютно не смачиваются водой, всплывая на её поверхность (флотация). Плавится уже при температуре +113оС.
Sn – коричневато-чёрное эластичное вещество, получается из расплавленной кристаллической серы при охлаждении водой; довольно быстро превращается в S8.
S2 - удушливый газ жёлтого цвета, образуется при испарении кипящей серы, обычно в области действующих вулканов.
Химические свойства
В зависимости от того, с какими веществами реагирует, сера может выступать и как окислитель, и как восстановитель:
Сера – окислитель
2S0 + C0 С+4S-22
S + H2 H2S
S + Fe FeS
S + Hg HgS
Сера
· восстановитель
S0 + O02 S+4O-22
2S + Cl2 S2Cl2
S + 2H2SO4 3SO2+ 2H2O
S + 4HNO3 SO2 + 4NO2 + 2H2O
Соединения серы
H2S – сероводород, смертельно ядовитый газ, имеет зловонный запах тухлых яиц, немного растворяется в воде, образуя раствор очень слабой сероводородной кислоты (соли – сульфиды, гидросульфиды); восстановитель.
2H2S +3O2 2SO2 + 2H2O
2H2S + O2 2S + 2H2O (на холоде)
H2S + H2SO4 SO2 + S + 2H2O
В лаборатории этот газ получают (тяга!) при действии соляной кислоты на сульфид железа или при нагревании смеси серы с парафином:
2HCl + FeS H2S + FeCl2
Большинство солей сероводородной кислоты нестойкие, в воде разлагаются вследствие гидролиза. Применяются в аналитической химии; CdS – жёлтый, HgS – красный, PbS – чёрный, ZnS – белый, - пигменты.
SO2
· сернистый газ или диоксид серы, тяжёлый бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворяется в воде:
SO2 + H2O H2SO3 H+ + HSO3- 2H+ + SO32-
2SO2 + O2 кат 2SO3
SO2, H2SO3 и её соли – сульфиты, являются восстановителями, хорошо отбеливают материалы.
SO3 – триоксид серы, тяжёлая бесцветная жидкость с toкип= + 45оС, гидрофильна:
SO3 + H2O H2SO4
SO3 – промежуточный продукт сернокислотного производства, на последней стадии которого образуется олеум:
mSO3 + nH2SO4 nH2SO4 mSO3
СЕРНАЯ КИСЛОТА – H2SO4
При растворении в воде оксида серы (VI) образуется серная кислота:
SO3 + H2O H2SO4
Физические свойства
Чистая H2SO4 – бесцветная сиропообразная (вязкая) жидкость, без запаха (нелетучая),
· = 1,84 г см3; t0кип. = 3380C, при кипении начинает разрушаться. Очень гидрофильна, поэтому ее применяют для осушения веществ, например газов. Смешивается с водой в любых отношениях. При этом следует наливать только кислоту тонкой струей в воду:
m H2SO4 + n H2SO4 m H2SO4 n H2O + Q кдж,
чтобы не происходило закипания более легкой воды и разбрызгивания кислотного раствора.


Химические свойства
Очень сильная, двухосновная кислота, сильный окислитель (особенно концентрированная), при контакте с органическими веществами обезвоживает их, обугливает или вступает в этерификацию:
H2SO4 H+ + HSO4- 2H+ + SO42-
H2SO4 + NaCl NaHSO4 + HCl
H2SO4 + 2NaCl Na2SO4 + 2HCl
H2SO4 + Zn ZnSO4 + H2
2H2SO4 + Сu CuSO4 + 2H2O + SO2
C2H5OH + H2SO4 C2H5O-SO2OH + H2O
C12H22O11 + H2SO4 12C + H2SO4 11H2O
Для распознавания серной кислоты и ее солей применяют хлорид или нитрат бария:
SO42- + Ba2+ BaSO4
Образуется однородный белый, нерастворимый в кислотах осадок.
Применение
В производстве кислот, солей, минеральных удобрений, химических волокон, эфиров, взрывчатых веществ, СМС, травления металлов, лекарств, как электролит в свинцовых аккумуляторах. По уровню пр-ва H2SO4 в стране можно судить об уровне экономического развития.
Получение
Практически всю H2SO4 получают контактным способом.
Стадии производства серной кислоты:
Обжиг серосодержащего сырья;
Очистка и осушение сернистого газа;
Окисление SO2 до SO3;
Поглощение SO3 с образованием олеума.
Оптимальными условиями контактного процесса являются:
Применение катализатора V2O5;
t = 4500C;
Повышенное давление;
Непрерывность производства;
Автоматизация, безотходность, комбинирование с другими отраслями – научные принципы.
Сернокислотные заводы выпускают олеум (H2SO4 SO3), который разбавляют до 96 – 98 %
ФОСФОР, ЕГО СВОЙСТВА. СОЕДИНЕНИЯ ФОСФОРА
Элемент №15 – фосфор, расположен в VА группе в 3 периоде. Аналог азота. Энергия ионизации значительно меньше, чем у азота, а радиус атома больше. Поэтому чаще всего фосфор бывает V - валентным (+ 5) и реже III --валентным (+ 3 и – 3). В природе только в виде соединений, в основном – фосфорит Ca3(PO4)2.
Имеет несколько аллотропных модификаций (белый, красный, черный)
а) P4 - белый фосфор, желтоватое, воскоподобное вещество, чрезвычайно ядовит, светится в темноте, растворяется в CS2 , может самовоспламеняться.
б) Pn или P – красный фосфор, цвет варьирует от алого до красно-фиолетового, не ядовит, устойчив, не растворяется в CS2 и H2O
Белый фосфор химически более активен:
4P + 3O2 2P2O3
4P + 5O2 2P2O5
2P + 3Cl2 2PCl3
2P + 5Cl2 2PCl5
2P +3H2 2PH3( фосфин – газ очень ядовитый с запахом чеснока )
2PH3 + 4O2 P2O5 + 3H2O( самовоспламенение )
PH3 + HJ PH4J( иодид фосфония )
3Mg + 2P Mg3P2( фосфиды )
Mg3P2 + 6HOH 3Mg(OH)2 + 2PH3( гидролиз)
Фактически фосфин получается только таким способом или при гниении белков, разложении трупов.
P2O3 + 3H2O 2H3PO3 - фосфористая кислота, соли - фосфиты
P2O5 + H2O 2HPO3 - метафосфорная кислота – метафосфаты
P2O5 + 3H2O 2H3PO4 - ортофосфорная кислота – ортофосфаты
Ортофосфаты – фосфорные удобрения.

МИНЕРАЛЬНЫЕ УДОБРЕНИЯ
Вещества, главным образом соли, содержащие необходимые для растений элементы питания, называются минеральными удобрениями. Их вносят в почву для повышения её плодородия.
а) Макроудобрения или просто удобрения – содержат N, P, K и также Cа, Mg, Fe, S:
простые (1 питательный элемент): KCl, NH4NO3.
сложные (2 и более питательных элементов): KNO3, K3PO4, Ca(NO3)2
смешанные (тукосмеси из простых и сложных удобрений, часто с добавками микроудобрений): нитрофоска, нитроаммофос и др.
б) Микроудобрения содержат микроэлементы – Cu, Zn, Mn, B, Co, Mo; их образно называют витамины полей – CuSO4, KMnO4, ZnSO4, CoSO4 и др.
По содержанию основного питательного элемента удобрения подразделяются:
азотные (N) – синтез белка, рост вегетативных органов
NH4NO3 – аммиачная селитра
(NH2)2CO – карбамид или мочевина, самое питательное азотное удобрение
фосфорные (P2O5) – синтез белка, развитие плодов и семян
Ca(H2PO4)2 – двойной суперфосфат
Ca3(PO4)2 – фосфоритная мука
CaHPO4
· 2H2O – преципитат
калийные(K2O) – цветение и плодоношение
К2СО3 – поташ (в золе)
KCl – калийная соль (хлористый калий)
К2SO4 – сульфат калия
Определение питательной ценности фосфорных и калийных удобрений - это определение содержания P2O5 или K2O, носит условный характер. Питательная ценность азотных удобрений определяется по реальному содержанию N в процентах.

ПОДГРУППА УГЛЕРОДА
Главная подгруппа IV группы периодической системы включает следующие элементы: углерод, кремний, германий, олово, свинец. Формула внешнего энергетического уровня:
n s2p2
Для элементов IV А группы характерны степени окисления +2;+;4, реже реализуется степень окисления -4.
При перемещении вниз по группе происходит возрастание атомного радиуса элементов и ослабление связи между атомами.
Из-за последовательно усиливающейся делокализации электронов внешних атомных оболочек в этом же направлении происходит и возрастание электропроводности элементов IV группы, также наблюдается уменьшение температуры плавления и температуры кипения, твердости элементов.
Химические свойства постепенно изменяются от неметаллических к металлическим


C и Si – неметаллы, в ряду Ge - Pb увеличивается химическая активность этих элементов как металлов, причем у Ge преобладают ещё неметаллические свойства, а у Pb – металлические.
Одновременно кислотные свойства соединений сменяются основными.
Углерод основная составная часть всех организмов. Встречается как в свободном виде: алмаз, графит, так и в связанном составлении: диоксид углерода карбонаты уголь, нефть, природный газ и т.д.
Все разновидности углерода не имеют вкуса и запаха. В свободном состоянии углерод находится в виде двух модификаций- алмаза и графита. Алмаз - благородный камень, имеет наибольшую твердость среди всех природных веществ, В чистом состоянии представляет собой прозрачные бесцветные или белые кристаллы. Алмазы низкого качества получают искусственно из графита при t 2000 С и Р=5300 МПА
Графит - хрупкий, маслянистый на ощупь, пачкает любую поверхность, расщепляется на слои.
Сажа - очень мелкий графитовый порошок. Образуется при неполном сгорании соединений углерода. По химическим свойствам углерод сильный восстановитель, но в реакциях с металлами и более слабыми неметаллами проявляет себя как окислитель. Углерод выделяется среди других элементов способностью образовывать соединения, в которых его атомы связаны друг с другом в длинные цепи или кольца. Такое свойство называется катенацией.
Углерод образует миллионы соединений, изучению которых посвящена целая область химии – органическая химия.
Горит ярким желтым пламенем.
CO2 – оксид углерода (IV), углекислый газ без цвета и запаха, тяжелее воздуха не поддерживает дыхание, но не ядовит. Является продуктом сгорания углерода и многих углесодержащих соединений. Содержание в воздухе менее 1%. По химическим свойствам – кислотный оксид, реагирует с основаниями.
Монооксид углерода, угарный газ – СО бесцветный газ, не имеет запаха. Сильно ядовит. Легко окисляется на воздухе и горит голубям пламенем, образуя диоксид углерода.
Является сильным восстановителем и благодаря этому широко используется в промышленности. Очень мало растворим в воде.
СО2 применяется при пожаротушении в производстве газированных напитков, в производстве мочевины.
СО - как восстановитель в металлургии промышленности, в смеси с Н2 (водяной газ) используется как горючее.
Угольная кислота [Н2СО3]
При н.у. неустойчива и разлагается на СО2 и Н2О:
Может существовать только в водном растворе, при повышенном давлении, очень слабая кислота как двухосновная кислота Н2СО3 образует два ряда солей – средние и кислые средние соли называются карбонатами, кислые - гидрокарбонатами.
Карбонаты (особенно СаСО3) широко распространены в природе в виде минералов СаСО3- мрамор, мел, известняк, жемчуг.
МgCO3 - магнезит.
Однако большинство карбонатов существуют в виде водных растворов.
Некоторые карбонаты являются ценными рудами и служат для получения металлов.
Карбонат калия К2СО3 - или поташ применяется в мыловаренной промышленности, в изготовлении тугоплавкого стекла.
Из гидрокарбонатов наиболее известна пищевая сода NaHCO3. Применяется в хлебопечении.
Все растворимые карбонаты в результате гидролиза имеют слабощелочную среду.
Качественной реакцией на карбонаты является взаимодействие с кислотой, сопровождающейся бурным вскипанием.
При нагревании многие карбонаты разлагаются с выделением оксида и углекислого газа.
КРЕМНИЙ И ЕГО СВОЙСТВА. СОЕДИНЕНИЯ КРЕМНИЯ
Элемент № 14 Si – кремний расположен в IV А группе в 3 малом периоде. Является аналогом углерода. Его электронное строение 1s22s22p63s2 3p2. В возбуждённом атоме кремния один из s-электронов внешнего 3 энергетического уровня переходит на свободную орбиталь этого же уровня, то есть неспаренных (валентных) электронов становится 4: 3s13p3
Так как атомный радиус кремния больше, чем у углерода, Si – менее выраженный неметалл. Валентность чаще всего IV (-4, +4), можно получить соединение SiO, где кремний двухвалентен (+2).
В природе встречается главным образом в виде SiO2 и силикатов. Si – второй по распространённости элемент на Земле – 27,6% массы земной коры.
 Физические свойства
Кристаллический Si – тёмно-серое вещество, со стальным блеском, твёрдый, но хрупкий, слабо проводит электрический ток (полупроводник).
Химические свойства
При обычных условиях довольно инертен:
Si + O2 SiO2
Si + 2F2 SiF4
Si + 2Mg Mg2Si (силицид)
Si + 2CuO 2Cu + SiO2
Получение
Кремний получают путём восстановления углеродом или магнием из оксида кремния (IV):
SiO2 +C Si + CO2
SiO2 + 2Mg Si + 2MgO
Применение
Применяют для производства полупроводников (солнечные батареи), сплавов (жаро- и кислотоупорность), абразивных материалов (SiC – карборунд). Соединения кремниевой кислоты – силикаты – важнейшие строительные материалы:
Стекло оконное Na2O · CaO · 6SiO2
Химическое стекло K2O · CaO · 6SiO2
Хрустальное стекло K2O · PbO · 6SiO2
Силикатные материалы: стекло, цемент (бетон и железобетон на его основе), керамика, фарфор, фаянс, асбест и др. Большое значение имеют кремнийорганические (силиконовые) материалы, имея высокую прочность, эластичность, физиологическую инертность они легко обрастают живыми тканями, поэтому применяются в медицине. Алюмосиликаты на поверхности Земли – почвообразующие горные породы (глина, песок и другие).




ТЕОРИЯ А.М. БУТЛЕРОВА
Фундаментом органической химии является теория строения органических соединений, основные идеи, которой высказал русский профессор Александр Михайлович Бутлеров в докладе «О химическом строении вещества», сделанном им в 1861 году на научной конференции.
Впоследствии теория была дополнена трудами В.В.Марковникова и др. учёных. Основные положения её таковы:
Все атомы в молекулах органических соединений связаны в определённой последовательности в соответствии со своей валентностью (C – IV, H – I, O – II, галогены – I) Порядок соединения атомов в молекулах Бутлеров назвал химическим строением.
Все особенности органических соединений определяются свойствами элемента углерода, атомы которого могут образовывать, соединяясь последовательно, открытые цепи и замкнутые циклы:
\Свойства веществ зависят не только от химического состава, но и от химического строения – отсюда явление изомерии
По свойствам вещества можно определить строение его молекулы, а по химическому строению – предсказать свойства.
Атомы и атомные группы в молекулах взаимно влияют друг на друга.
Подобно Менделееву, Бутлеров не только изложил теорию, но и исходя из неё предсказал существование новых веществ и сам их синтезировал.
ИЗОМЕРИЯ
Одно из положений теории Бутлерова гласит:
Свойства веществ зависят не только от химического состава, но и от химического строения (иными словами, свойства веществ зависят не только от того, какие атомы и в каком количестве входят в состав молекулы, но и от того, в каком порядке эти атомы соединены друг с другом). Это утверждение объясняет существование явления изомерии, то есть такого явления, когда при одинаковом химическом составе образуется несколько веществ с различными свойствами, так как в их молекулах атомы соединены по-разному. Существует несколько видов изомерии:
1) Изомерия структурная (углеродного скелета, положения заместителей, функциональных групп, кратных связей, межклассовая).
2) Изомерия пространственная или стереоизомерия (цис-транс, оптическая).
Этот вид изомерии связан с различным расположением в пространстве атомных групп. Явление изомерии во много раз увеличивает и без того большое количество органических соединений.
ХИМИЧЕСКИЕ СВЯЗИ В ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВАХ
Подавляющая часть химических связей в органических соединениях – ковалентные. Упрощенно говоря – это связи, образованные общими парами электронов. Квантовая механика дает такое объяснение ковалентной связи.
На внешних энергетических уровнях атомов имеются неспаренные электроны, которые могут образовывать ковалентные связи.
Области пространства, в которых наиболее вероятно нахождение электронов, называются электронными облаками или орбиталями ( s-, р-, d -, f – орбитали ). Чаще всего валентными являются s (шарообразные) и p (гантелеобразные) орбитали.
 Образование ковалентной связи происходит при взаимном перекрывании электронных облаков двух атомов, там, где эти облака накладываются друг на друга, возникает область повышенной электронной плотности, она и связывает электростатически ядра атомов. Основу органических молекул составляют атомы углерода. Для них характерны 3 валентных состояния:
Sp3 - гибридизация (гибридизация-выравнивание формы облаков) – образуются 4 гибридных облака, которые, отталкиваясь друг от друга на максимальный угол 109є 28', образуют в пространстве тетраэдр. В этом состоянии углерод образует молекулы предельных углеводородов, т.е. алканов и циклоалканов. Образующиеся при этом химические связи называют
·(сигма)-связи.
Sp2 - гибридизация. Такое валентнoе состояниe имеют атомы углерода при кратных связях в непредельных углеводородах алкенах, алкадиенах с сопряжёнными и изолированными двойными связями и в ароматическом кольце. Образуются 3 гибридных электронных облака и остаётся 1 негибридизованное р-облако. В таком состоянии углерод образует три
·-связи и одну
·(пи)-связь.


Sp - гибридизация. Это валентное состояние у атомов углерода при тройной связи в молекулах алкинов. Образуются 2 гибридных облака и остаются негибридизованными 2 р-облака. В этом валентном состоянии атом углерода образует две
·-связи и две
·-связи.
s - связи более прочные, чем
· – связи и в химических реакциях разрушаются в первую очередь
· – связи. Но при этом надо помнить , что суммарная прочность связи возрастает от одинарной к двойной и далее к тройной.
В процессе химических реакций старые связи разрушаются, и образовавшиеся фрагменты молекул соединяются по-новому: возникают новые химические связи и новые вещества. Ход химических реакций напрямую зависит от того, каким способом разрушились исходные молекулы, и какие частицы при этом получились. Существует два способа разрыва химических связей: гомолитический и гетеролитический.
1) гомолитический («гомейос» - одинаковый, подобный; «лизис» - разрушение) разрыв связи:
в результате такого разрыва образуются атомы или радикалы
· очень агрессивные частицы. Реакции с их участием носят цепной характер, т.е. однажды начавшись, реакция идёт до конца, пока не израсходуется хотя бы один реагент. Часто они протекают очень быстро, с взрывной скоростью, например, взаимодействие метана и хлора. Эти реакции называются свободнорадикальными:
Cl Cl h
· Cl + Cl
Cl + CH4 HCl + CH3
Cl + CH3 CH3Cl
Cl + CH3Cl HCl + CH2Cl и так далее
2) гетеролитический («гетерос» - неравный, неодинаковый) разрыв связи:
при таком способе разрыва связей образуются органические ионы, обычно
реакции с их участием протекают спокойно и называются ионными нуклеофильными и электрофильными.

КЛАССИФИКАЦИЯ РЕАКЦИЙ В ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
В органической химии выделяют три основных типа химических реакций:
а) Реакция замещения (substitutio) – S, например:
CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl
б) Реакция присоединения (accessio) – А, например:
CH2 = CH2 + HCl CH3 – CH2Cl
Сюда же относятся реакции полимеризации.
в) Реакция отщепления (eliminare) – Е, их так же называют элиминированием, например:
CH3
· CH2 Cl CH2 = CH2 + HCl
Выделяют также и другие типы реакций, например: реакция конденсации, реакция изомеризации (перегруппировки), этерификации (образование эфиров) и др.
Механизм рассмотренных реакций может быть свободнорадикальным или просто радикальным (R), электрофильным (Е) и нуклеофильным (N).
Для понимания механизма реакции надо представлять как происходит разрыв молекул реагентов. Он может быть гетеролитическим и гомолитическим.
 Химическая реакция между двумя реагентами рассматривается
как атака одной частицы на другую. При этом атакующую частицу именуют реагентом, а атакуемую – субстратом. Реагенты в органической химии подразделяют на нуклеофильные («любящие ядра», то есть
·-) и электрофильные («любящие электроны», то есть
·+)
Зная природу реагирующих частиц и тип разрыва связи, можно определить механизм реакции. Например, реакция замещения:
а) молекулу атакует радикал
Такой механизм замещения называют радикальное замещение и обозначают SR
(хлорирование метана)
б) молекулу атакует электрофил. Это электрофильное замещение – SE.
в) молекулу атакует нуклеофил. Это нуклеофильное замещение - SN
(щелочной гидролиз галогеналканов)
Часто в названии реакции указан реагент, характер происходящих изменений:
хлорирование (может быть заместительным или присоединительным), в общем случае
· галогенирование,
гидратация ( +НОН) или дегидратация (-НОН),
гидрогалогенирование (+HCl) или дегидрогалогенирование (-HCl),
гидрирование (+Н2) или дегидрирование (-Н2),
гидролиз, этерификация и т.д.


АЛКАНЫ. SP3 - ГИБРИДИЗАЦИЯ
Алканами называются углеводороды с общей формулой
CnH2n+2
Их также называют парафинами или насыщенными углеводородами.
Углерод в их молекулах находится в валентном состоянии sp3гибридизации.
В результате такой гибридизации каждый атом углерода может образовать 4 совершенно одинаковые s - связи.
Составляют гомологический ряд, в котором каждый последующий член отличается от предыдущего на метиленовую группу – СН2 - , называемую гомологической разностью.
Физические свойства
С1 – С4 газы, С5 – С15 жидкости, С16 и выше – твёрдые вещества. При отщеплении 1 атома водорода образуют короткоживущие, но очень агрессивные частицы – радикалы.
Химические свойства
Сами по себе алканы довольно инертны (долгое время считалось, что кроме горения, они не дают других химических реакций). Однако при нагревании или в присутствии катализаторов алканы подвергаются пиролизу, окисляются, нитруются, с галогенами на свету – взрываются.
CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O
CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl (цепная реакция)
C4H10 + HO-NO2 C4H9NO2 + H2O (реакция Коновалова)
СH4 C + 2H2 или 2СH4 C2H2 + 3H2
2C15H32 + 3O2 2C14H29-COOH + 2H2O
Наиболее характерная для алканов реакция – реакция замещения с галогенами, которая носит цепной свободнорадикальный характер. На воздухе алканы горят некоптящим пламенем (газообразные алканы – синим пламенем, а жидкие и твёрдые, входящие в состав бензина, керосина, парафина,
· желтоватым). Типичный представитель – метан.
СН4
· метан: газ без цвета и запаха, лёгкий, не растворяется в воде. Молекула СН4 имеет форму тетраэдра.

Химические свойства метана
метан горит синеватым пламенем, смеси его с воздухом и кислородом взрываются, от вспышки света взрывается смесь метана с хлором, при нагревании без доступа воздуха происходит термическое разложение – пиролиз; при нагревании в присутствии сильных окислителей, например HNO3, также происходит химическая реакция.


Применение метана
как высококалорийное экологически чистое топливо, химическое сырьё для производства технического углерода (сажи), ацетилена, водорода, растворителей, лекарств и других полезных веществ.
Получение метана
метан получают из природного газа, в котором его может быть до 80% . При ректификации природного газа также получаются этан, пропан и бутан. Остальные алканы выделяют в основном из нефти.
ЦИКЛОПАРАФИНЫ ИЛИ НАФТЕНЫ
Это полиметиленовые углеводороды циклического строения с общей формулой
CnH2n
выделенные впервые из кавказской нефти В. В. Марковниковым. По химическим свойствам сходны с алканами (парафинами), но в отличии от последних могут вступать в реакцию присоединения за счет разрыва цикла.
Физические свойства
C3H6 – C4H8,– газы;
С5H10 – C7H14, – жидкости;
далее – твердые вещества.
Химические свойства
2C3H6 + 9O2 6CO2 + 6H2O +Q
C6H12 +Cl2 C6H11Cl + HCl
C6H12 + H2 С6H14
C6H12 C6H6 + 3H2
Применение
производство растворителей, СМС, лекарств, красителей, повышают октановое число бензина.
Получение
при перегонке нефти и искусственным путем.

АЛКАДИЕНЫ. КАУЧУК
Углеводороды с двумя двойными связями
CnH2n - 2
Атомы углерода при двойных связях находятся в состоянии sp2 - гибридизации. Поэтому свойства очень похожи на свойства алкенов.
CH2 = C = CH2 пропадиен (аллен ), кумулированные двойные связи
1CH2 = 2CH - 3CH = 4CH2 бутадиен -1,3
1CH2 = 2CH - 3CH = 4CH - 5CH3 пентадиен -1,3.
В последних двух веществах сопряжённые двойные связи.
Такие алкадиены присоединяют, например, галогены в 2 стадии.
Горят ярким коптящим пламенем . Наибольшее значение имеют алкадиены (- C = C – C = C -) с сопряженными связями.
а) Бутадиен-1,3 или дивинил – мономер для синтетического каучука.
Бутадиеновый каучук синтезирован впервые в мире в СССР (1932 г) коллективом учёных под руководством С.В. Лебедева:
n CH2 = CH – CH = CH2 Na n CH2 - CH – CH – CH2 ( - CH2 – CH = CH – CH2 - ) - полибутадиен
Сырьём для получения такого каучука раньше служил дивинил, производимый из картофельного или хлебного спирта, поэтому производство СК было достаточно дорогим:
б) 2-метилбутадиен-1,3 или изопрен – мономер натурального и синтетического каучуков.
В настоящее время стремятся производить каучуки стереорегулярного строения с определенным расположением боковых радикалов в макромолекуле – они не уступают по качеству натуральному каучуку.
Для того, чтобы улучшить качество полимера – его превращают в резину – вулканизируют и добавляют наполнитель, например, сажу (технический углерод). При избытке серы все молекулы «сшиваются» по месту разрыва p-связей. Образуется пластмасса эбонит.
При вулканизации каучуков липкий и непрочный полимер превращается в упругую эластичную резину. В настоящее время получены многие десятки синтетических каучуков (СК) – хлоропреновый, бутадиен-стирольный, бутадиен-акрилонитрильный и др.

ГЕНЕТИЧЕСКИЕ СВЯЗИ УГЛЕВОДОРОДОВ



Между основными классами углеводородов существуют генетические связи, которые можно реализовать, если знаешь химические свойства этих соединений.

АЛКАНОЛЫ: ГОМОЛОГИЧЕСКИЙ РЯД, ИЗОМЕРИЯ, НОМЕНКЛАТУРА, СВОЙСТВА, ПРИМЕНЕНИЕ И ПОЛУЧЕНИЕ
Спирты, содержащие только одну гидроксильную группу, называются одноатомными спиртами. Предельные одноатомные спирты образуют гомологический ряд с общей формулой CnH2n+1OH
Названия спиртов производятся от названий соответствующих углеводородов с добавлением суффикса -ол.
В зависимости от положения гидроксильной группы различают изомеры.
Первичным называется спирт, у которого гидроксогруппа связана с первым атомом углерода.
Вторичным называется спирт, у которого гидроксил связан с вторичным атомом углерода и т.д.
Также изомерия спиртов зависит и от изомерии углеродной цепи.
Иногда названия спиртов производят от названий радикалов, связанных с гидроксильной группой.
Некоторые спирты имеют также исторические названия, например:
CH3CH2OH- винный спирт
CH3OH- древесный спирт
Физические св-ва: бесцветные жидкости (низшие спирты) с винным запахом, растворяются в воде, в любых отношениях хорошо горят, легко испаряются, кипят при низких температурах.
Одноатомные предельные спирты с короткой цепью углеродных атомов – жидкости, а высшие (начиная с С12Н25ОН)- твердые вещества. С увеличением массы увеличивается и температура кипения. Все низшие одноатомные спирты горят синеватым пламенем.
Спирты вступают в реакции замещения с галогенводородами и самими галогенами.
При взаимодействии с галогенводородами образуются галогеналканы.
Спирты реагируют с активными металлами.
Дегидратация (отщепление Н2О)
Взаимодействие с карбоновыми и неорганическими кислотами с образованием сложных эфиров.
Окисление спиртов до альдегидов:
Применение
Наибольшее значение имеет этанол, он получил применение во многих отраслях промышленности. Т.к. этанол неплохой растворитель, то его используют в пр-ве лаков, красок, лекарств, в некоторых странах денатурированный этанол (непригодный для употребления внутрь) применяют как топливо для ДВС. В медицине этиловый спирт используют для дезинфекции. Из этанола изготавливают вина, ликёры и др. алкогольные напитки.
Метанол в основном применяют для пр-ва формальдегида, а также как растворитель лаков и красок.
Получение:
Предельные одноатомные спирты получают путем гидратации алкенов в присутствии какой-либо неорганической кислоты.
При этом кроме катализатора необходимы оптимальные условия.
Этанол с древних времен и до настоящего времени получают при сбраживании сахаристых веществ, содержащих глюкозу.
Спирты можно получать при восстановлении соответствующих альдегидов.

МНОГОАТОМНЫЕ СПИРТЫ. ГЛИЦЕРИН
CXHY(OH)Z
Это соединения, в которых несколько спиртовых (гидроксильных) групп соединены с углеводородным радикалом – полиолы. Спиртовые группы не могут находиться при одном атоме – такие вещества неустойчивы.
Этандиол (этиленгликоль), пропантриол ( глицерин)
Гексангексол (сорбит)-заменитель сахара для больных сахарным диабетом:
Качественной реакцией на многоатомные спирты служит образование прозрачного синего раствора хелатного соединения со свежим осадком Cu(OH)2 .
Подобно одноатомным спиртам, многоатомные спирты горят, реагируют с щелочными металлами, образуют сложные эфиры с кислотами. Наибольшее значение имеет глицерин.
C3H5(OH)3 – прозрачная сиропообразная сладкая жидкость.
Участвует в обмене веществ, так как образуется при гидролизе жиров – сложных эфиров глицерина и высших карбоновых кислот. Используется в пищевой промышленности (ликёры, кремы), в парфюмерии, фармации. Но особенно много глицерина применяют для получения нитроглицерина – сильного взрывчатого средства (точнее – тринитрата глицерина).
(Альфред Нобель, 1867 год, изобрёл и запатентовал динамит – древесная мука, пропитанная тринитратом глицерина; самопроизвольно не взрывается).
1% спиртовой раствор тринитрата глицерина применяется в медицине (нитроглицерин) как средство, расширяющее коронарные сосуды при стенокардии (грудной жабе).

ФЕНОЛ. ОХРАНА СРЕДЫ ОТ ЗАГРЯЗНЕНИЯ ФЕНОЛОМ
Фенолы – производные аренов, у которых один или несколько атомов водорода в бензольном ядре замещены на гидроксильные группы.
Получают фенолы из каменноугольной смолы или синтетически. Полифенолы содержатся во многих растениях.
Важнейший представитель – фенол или карболовая кислота С6Н5ОН. Это бесцветное кристаллическое вещество, слабо растворимое в воде (1: 15), с очень характерным запахом. Ядовит! Грубый антисептик (карболка).
В молекуле фенола ОН-группа влияет на бензольное кольцо (фенил), ослабляя в нем связи С – Н, особенно в положениях 2,4,6; в свою очередь фенил – С6Н5 вызывает ослабление связи О – Н в гидроксильной группе.
В связи с этим фенол проявляет следующие химические свойства:
слабые кислотные – за счёт гидроксогруппы
2C6H5OH + 2 Na 2 C6H5ONa + H2
C6H5OH + NaOH C6H5ONa + H2O
Легко вступает в реакцию замещения в положениях 2, 4, 6.
с FeCl3 даже небольшие количества фенола дают фиолетовое окрашивание – качественная реакция.
Фенол применяется для производства фенолформальдегидной смолы и на её основе, фенопластов, для синтеза красителей, проявителей и лекарств, для дезинфекции. Пикриновая кислота и её соли – пикраты К+ и NH4+ - взрывчатые вещества.
При производстве и использовании фенола образуются отравленные сточные воды, особенно на коксохимических предприятиях, анилиновых (красителей), фармацевтических, целлюлозно-бумажных и некоторых других. Фенол может попадать и в воздух (на металлургических и коксохимических предприятиях). Предельно допустимые концентрации фенола – ПДК:
питьевые воды – 0,001 мг/м3
воздух – 0,01 мг/м3
Фенол опасен не только собственной токсичностью ( ожоги, дерматиты, нервный яд ), но и тем, что находясь во внешней среде усиливает действие канцерогенов или превращается в более токсичные вещества – трихлорфенол, диоксины.
Основные методы очистки фенольных вод:
а/ экстракция фенола ( извлечение ) например бензолом;
б/ окисление озоном ( дорого! );
в/ термический метод, например сжигание в присутствии катализаторов;
г/ Аэрация и выпаривание сточных вод;
д/ отгонка фенола водяным паром и его извлечение при помощи NaOH;
е/ Адсорбционная очистка ( углем, илом );
ж/ Электрохимическая (разрушение током );
з/ Биохимическая доочистка – завершающий этап на биофильтрах.
Эффективность очистки велика при сочетании всех методов.
Но всегда выгоднее не допустить загрязнения, чем его устранить. Поэтому ведутся поиски новых технологий, не допускающих выбросов фенола в окружающую среду.
АЛКАНАЛИ ИЛИ АЛЬДЕГИДЫ: HCOH И CH3COH
Алканали или альдегиды (алкоголи, то есть спирты, дегидрированные) – это продукты замещения в углеводородах атома водорода на альдегидную группу.
Двойная связь сильно поляризована и этим объясняются высокая реакционноспособность и многочисленные реакции присоединения у данных веществ.
Названия алканалей производят от названия соответствующего алкана. Сохраняется и историческая (тривиальная) номенклатура.
Изомерия альдегидов связана с изомерией углеводородного скелета в радикале. Наиболее важные представители данного класса – формальдегид и ацетальдегид.

КАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ
Это органические вещества, состав которых можно выразить в общем виде R – COOH
Например: CH3-COOH уксусная кислота
Наибольшее значение имеют одноосновные предельные или алкановые кислоты:
H-COOH метановая или муравьиная (соли
· формиаты).
CH3-COOH этановая или уксусная (соли
· ацетаты).
C2H5-COOH пропановая или пропионовая (соли
· пропионаты).
C3H7-COOH бутановая или масляная (соли
· бутанаты).
Карбоновые кислоты – слабые электролиты, за исключением сильных хлоруксусных (моно-, ди-, три-) кислот.
Поэтому соли щелочных металлов в воде гидролизуются, обуславливая щелочную среду.
Благодаря водородным связям, карбоновые кислоты не могут быть газами (но летучие - HCOOH и CH3COOH).
Эти кислоты проявляют как общие кислотные свойства, так и специфические для карбоновых кислот. Рассмотрим их на примере самой важной уксусной кислоты:
а)общие свойства:
CH3COOH CH3COO- + H+
2CH3COOH + Mg (CH3COO)2Mg + H2
CH3COOH + Na2CO3 CH3COONa + H2O + CO2
CH3COOH + NaOH CH3COONa + H2O
2CH3COOH + CuO (CH3COO)2Cu + H2O
б) специфические свойства:
горение CH3COOH + 2O2 2CO2 + 2H2O
замещение CH3COOH + Cl2 CH2COOH + HCl
Среди других кислот большое значение имеют высшие карбоновые кислоты (выделяются при гидролизе жиров):
C15H31COOH- пальмитиновая
C17H35COOH- стеариновая
C17H33COOH- олеиновая
Их натриевые соли являются твёрдыми мылами, а калиевые - жидкие мыла.
Уксусная кислота в больших количествах применяется для реакций ацетилирования и этерификации – производство лекарств, эфиров, ацетатного волокна.
Получают синтезом из ацетилена.
Естественным путём образуется при окислении этилового (винного) спирта:
C2H5OH + O2 CH3COOH + H2O


СЛОЖНЫЕ ЭФИРЫ
Сложными эфирами называют производные спиртов и кислот. Их формулу можно выразить:
R1 – CО – O – R2
 которая получается в результате реакции этерификации («этер»- эфир)
 (Реакция этерификации может протекать и с минеральными кислотами, тогда образуются органоминеральные эфиры, например тринитрат глицерина.)
 Названия эфиров производят от названия кислоты и спирта:
H3C – CО – O – C2H5
уксусноэтиловый (этилацетат)
Свойства: так как в молекулах эфиров нет гидроксильных групп, то они не способны к образованию водородных связей и поэтому более летучи чем спирты (сильно пахнут). Малорастворимы в воде, но зато хорошо в спирте. Эфиры хорошо горят и разрушаются водой (гидролизуются), особенно в присутствии щёлочи.
Эту реакцию ещё называют «реакцией омыления» или «омылением».
Сложные эфиры применяются в парфюмерной и кондитерской промышленности как ароматизаторы. Но самыми важными сложными эфирами являются жиры, образованные высшими карбоновыми кислотами (пальмитиновой, стеариновой, олеиновой) и трёхатомным спиртом глицерином.
Эфиры глицерина называются по-другому триглицериды. Если триглицерид стеариновый или пальмитиновой, то это твёрдый жир.
Если триглицерид олеиновый, то это жидкий жир (масло).
В присутствии катализаторов, например Ni, жидкие масла гидрируют, при этом получается искусственный твёрдый жир - саломас (стеариновый триглицерид) из которого в дальнейшем производят маргарин. Реакция называется гидрированием жиров. В организме человека в тонком кишечнике, а также в присутствии щёлочи и других катализаторов жиры подвергаются омылению: распад молекулы жира на молекулу глицерина и 3 молекулы стеарата натрия.
Глицерин идёт в пищевую и парфюмерную промышленность, а натриевые и калиевые соли стеариновой и пальмитиновой кислот поступают на производство мыла. Жиры необходимая составная часть пищи.

МЫЛА И СМС. ЗАЩИТА ОКРУЖАЮЩЕЙ СРЕДЫ
Мыла – это соли высших карбоновых кислот, чаше всего пальмитиновой С15Н31СООН, стеариновой С17Н35СООН и олеиновой С17Н33СООН. Натриевые соли образуют твердые мыла, а калиевые – жидкие. В состав туалетного мыла входят соли с радикалами от С10 до С16, а в состав хозяйственного и технического мыла от С17 до С21, кроме того, в туалетном мыле содержатся различные добавки, отдушки, красители, пенообразователи, дезинфекторы и т.д. Самое обычное мыло: С17Н35СООNa
· стеарат натрия.
Мыла получают при омылении жиров (в присутствии щелочей – гидролиз):
СН2 – О – СО – С17 Н35
|
СН – О – СО – С17 Н35 + 3НOH C3H5(OH)3 + 3 С17 Н35 COOН
|
CH2 – O – CO – С17 Н35
Можно также получать из синтетических карбоновых кислот, при их нейтрализации щелочью или содой. Сначала из парафина получают карбоновые кислоты.
Моющее действие мыла объясняется следующим :
а) Гидролиз:
С17 Н35 СООNa + HOH С17 Н35 COOН + NaOH;
Образовавшаяся щелочь эмульгирует жиры, т.е. превращает их в мельчайшие капельки, способствуя удалению.
Стеариновая кислота с водой образует пену, которая уносит частицы грязи.
б) Мыла относятся к поверхностно активным веществам ( ПАВ), т.е. снимающим поверхностное натяжение воды. ПАВ хорошо адсорбируются на разных поверхностях .
Недостатком любого мыла является :
а) Плохо моет в жесткой воде;
б) Хорошо моет в горячей воде и при кипячении, но при этом снижает прочность ткани.
в) Легко гидролизуется в горячей воде, но щелочь разрушает многие ткани и кожу человека.
г) Мыла получают из дефицитного пищевого сырья. Этих недостатков лишены СМС, или детергенты. Сырьём для их производства служат предельные углеводороды нефти.
В чистом виде СМС используются только в промышленности, а для бытовых целей готовят специальные смеси – стиральные порошки, пасты и т.д., содержащие кроме СМС дезинфикаторы, отбеливатели, пеногасители, иногда ферменты (биодобавки). СМС, учитывая темпы роста производства и потребления, могут загрязнять окружающую среду. Предельно допустимая концентрация (ПДК) в воде 5 – 10 г/мл. Могут содержаться в сточных водах текстильных, парфюмерных, нефтехимических предприятий, в стоках бань и прачечных, в бытовых стоках. С этими стоками СМС попадают в реки, озера и моря, вызывая образование на водной поверхности стойкой и обильной пены,  изменяют свойства воды, обесцвечивают перья водоплавающих птиц. Активно поглощают О2 из воды, фосфаты натрия, входящие в состав стиральных порошков вызывают цветение воды, развитие гнилостных процессов. СМС усиливают токсическое действие и других загрязнителей. Вода, содержащая СМС имеет неприятный вкус.
 В отличии от обычного мыла многие СМС очень медленно, а иногда и совсем не разрушаются биологическим путём. Для защиты водоемов от загрязнения СМС принимают следующие меры:
а) в России запрещено производство СМС, стоки которых биологически не разрушаются.
б) синтез и внедрение легко расщепляющихся СМС.
в) очистка вод, содержащих СМС при помощи адсорбентов (активированный уголь), сильных окислителей (Cl2,O3), коагулянтов ионного обмена и биохимическая очистка.
г) замена фосфатов в СМС на более безопасные силикаты.

МОНОСАХАРИДЫ
Углеводы – важный класс соединений, объединяющий большую группу природных веществ растительного и животного происхождения. Термин углевод связан с тем, что первые известные представители этого класса соответствовали формуле Сm(H2O)n и
рассматривались как гидраты углерода, на самом деле это не так. Углеводы делят на 2 группы: простые углеводы – моносахариды, которые не могут распадаться на более простые углеводы, сложные углеводы – полисахариды, которые могут распадаться на моносахариды.
Моносахариды; по виду функциональной группы делят на альдозы – содержат альдегидную – СН = О и кетозы, содержат карбонильную или кетоногруппу =С=О
Все углеводы содержат гидроксогруппы – ОН. По числу атомов углерода в молекуле различают триозы, тетрозы, пентозы, гексозы и т.д.
Наиболее важными в биологическом отношении являются пентозы и гексозы.
а) Пентозы C5H10O5 – рибоза и дезоксирибоза, оба относятся к альдопентозам.
Их молекулы могут иметь открытую форму и циклическую, фуранозную (структурно соответствующую пятичленному кислородсодержащему гетероциклу фурану).
Циклическая форма образуется благодаря подвижности связи С – С и возможности реакций между гидроксогруппой и альдегидной группой.
Циклические формулы называют формулами Хеуорса.
Дезоксирибоза также образует фуранозную форму.
Рибоза и дезоксирибоза в циклической форме входят в состав нуклеиновых кислот РНК и ДНК.

б) Гексозы – глюкоза и её изомеры. Важнейшими из них являются фруктоза и галактоза.
Виноградный сахар (в плодах), фруктовый сахар (мёд и фрукты).



Подробнее рассмотрим глюкозу, как и другие моносахариды существует в открытой и циклической, чаще в пиранозной форме (структурно – аналогичной кислородсодержащему гетероциклу пирану .
Белое кристаллическое вещество, сладкое на вкус, хорошо растворимо в воде, проявляет свойства, присущие многоатомным спиртам (образование прозрачного синего раствора со свежим осадком Сu(OH)2) и альдегидам (реакция серебряного зеркала с аммиачным раствором Ag2O).
Под действием ферментов дрожжей происходит спиртовое брожение:
C6H12O6 2C2H5OH + 2CO2
 В живых клетках глюкоза окисляется под действием ферментов с выделением энергии, идущей на синтез АТФ, углекислого газа и воды. Суммарно эту реакцию можно написать так:
C6H12O6 + 6O2 6CO2 + 6H2O + Q
Глюкоза образуется в растительных клетках в процессе фотосинтеза:
6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2
далее глюкоза превращается в полисахариды: крахмал или целлюлозу, поэтому главным способом получения глюкозы (человеком) является гидролиз крахмала:
 (C6H10O5)n + nH2O nC6H12O6
Избыток глюкозы в организме здорового человека поступает в печень, где полимеризуется в виде животного крахмала гликогена. Глюкоза применяется в кондитерской промышленности, в медицине, в качестве восстановителя (например в производстве зеркал), в производстве лекарств.

ДИСАХАРИДЫ: САХАРОЗА, ЛАКТОЗА, МАЛЬТОЗА
Дисахариды или простейшие олигосахариды при гидролизе распадаются с образованием двух молекул моносахаридов, причем остатки моносахаридов в дисахаридах находятся в циклаческой форме. Важнейшими дисахаридами являются лактоза и мальтоза с общей формулой C12H22O11.
Сахароза (тростниковый или свекловичный сахар, просто сахар) – белое кристаллическое вещество сладкого вкуса, отлично растворяется в воде, при 2000С плавится и превращается в бурую массу – карамель. Выделяют сахарозу из сахарного тросника или сахарной свеклы, содержится во многих плодах и ягодах. Ценный пищевой продукт.
Молекула сахара состоит из остатка глюкозы (пиранозная форма) и фруктозы (фуранозная форма).
Под действием кислот или ферментов происходит гидролиз:
C12H22O11 + HOH C6H12O6 + C6H12O6
глюкоза фруктоза


Лактоза (или молочный сахар) – белое мелкокристаллическое вещество, в 4-5 раз менее сладкое, чем сахароза; довольно плохо растворяется в воде. Содержится в молоке млекопитающих (в женском 1,5-2 раза больше, чем в коровьем). Очень ценное вещество для растущего организма человека и млекопитающих животных.
Молекула состоит из остатков галактозы и глюкозы в пиранозной форме.
 Также гидролизуется в присутствии ферментов.
Мальтоза (или солодовый сахар). Название связано со способом получения. Солод, который образуется в слегка запаренных и прорастающих зернах злаковых растений, содержит в своем составе ферментамилазу, в присутствии которого крахмал годролизуется до мальтозы:
(C6H10O5)n + nHOH n/2 C12H22O11
 крахмал мальтоза
Мальтоза – мелкокристаллическое, хорошо растворимое в воде белое вещество, но в 2 раза менее сладкое, чем сахароза.
Ее молекула состоит из 2 остатков глюкозы в пиранозной форме.
Мальтоза – промежуточный продукт гидролиза крахмала; образуется в бродильных процессах (производство кваса, пива, вина), содержится в подземных органах, плодах, листьях растений. У человека в процессе пищеварения образуется уже в ротовой полости (если медленно жевать мучные продукты) и в тонком кишечнике. В некоторых странах производится в значительных количествах как пищевой продукт.

ПОЛИСАХАРИДЫ
Высшие углеводы или полисахариды являются природными высокомолекулярными соединениями. Их макромолекулы образованы десятками и сотнями остатков моносахаридов, соединенных эфироподобными связями (-О- ,их называют гликозидными связями, отсюда название «полигликозиды»). Цепи макромолекул могут быть линейными и разветвлёнными, остатки моносахаридов могут быть одинаковыми или разными.
Наибольшее значение имеют полисахариды, образованные глюкозой: крахмал, целлюлоза или клетчатка, гликоген или животный крахмал. Все они имеют общую формулу (-С6Н10О5-)n и различаются в строении длиной макромолекулы и её разветвлённостью. Большая заслуга в их изучении принадлежит Хеуорзсу.
Крахмал (С6Н10О5)1000-6000 – белый, аморфный, скользкий на ощупь порошок, не растворяется в воде, лишь разбухает. Раствор йода вызывает интенсивное сине-фиолетовое окрашивание крахмала – качественная реакция! При кипячении макромолекулы разрушаются на отдельные фрагменты – декстрины. Декстринизированный крахмал – крахмальный клейстер. Декстринизация происходит при кипячении и в кишечнике человека (под влиянием ферментов). При полном гидролизе образуется глюкоза:
(С6Н10О5)n (С6Н10О5)x + (С6Н10О5)y + (С6Н10О5)z +
декстрины
(С6Н10О5)x X/2 C12H22O11
мальтоза
C12H22O11 2C6H12O6
глюкоза
Крахмал не является однородным веществом. Его макромолекулы бывают неразветвленными – амилоза (10% - 20%) и сильноразветвленными – амилопектин (80% - 90%). Различаются растворимостью в воде. Крахмал применяют как пищевой продукт (кисели), клей, в медицине наполнитель и поглотитель влаги (таблетки, присыпки). Получают из клубней картофеля, зёрен пшеницы, риса, кукурузы.
Гликоген или животный крахмал.
Макромолекулы еще более разветвленные, чем у амилопектина. Значение «n» тоже намного больше, поэтому Mr исчисляется миллионами. Гликоген – белый аморфный порошок, растворимый в воде. Под действием йода образует винно-красное окрашивание. Содержится во всех животных тканях; например в печени до 20%, в мышцах до 4%. Запасной углевод, который расходуется при голодании, интенсивной физической и умственной работе как источник энергии.
Целлюлоза или клетчатка (С6Н10О5) более 6000.
Очень длинные, практически всегда линейные макромолекулы. Содержится в волокнах льна, хлопчатника, в древесине, практически во всех растениях. Обладает большой механической и химической прочностью, абсолютно не растворяется в воде. Полный гидролиз происходит при кипячении в присутствии разбавленной H2SO4. При нитровании клетчатки образуется тринитрат целлюлозы (пироксилин) – взрывчатое вещество.
При обработке уксусным ангидридом образуется ацетилцеллюлоза, которая перерабатывается в ацетатное волокно.
Больше всего клетчатки используется в текстильной и целлюлозно – бумажной отраслях промышленности, в медицине (вата, бинты, марля), производство кормовых веществ (глюкоза).

АМИНОКИСЛОТЫ - ОРГАНИЧЕСКИЕ АМФОТЕРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ. ПРЕДСТАВИТЕЛИ И ИХ МЕДИКО-БИОЛОГИЧЕСКОЕ ЗНАЧЕНИЕ
Аминокислотами называются органические соединения, в молекулах которых содержатся одновременно две функциональные группы – основная аминогруппа - NH и кислотная карбоксильная группа –COOH. Таким образом аминокислоты – вещества с двойственными свойствами – органические амфотерные соединения. Название АК производятся от названия соответствующей кислоты с указанием (цифрой или буквой греческого алфавита) положения аминогруппы. Важнейшие АК имеют также исторически сложившиеся названия.
Около 20 различных
· – аминокислот входят в состав белков и поэтому имеют первостепенное значение. Некоторые аминокислоты (
·-аминокапроновая или 6-аминогексановая) используются для синтеза полиамидных смол.
Аминокислоты – бесцветные кристалические вещества хорошо растворимые в воде, при нагревании выше 250
· C плавятся и разлагаются.
В кристалическом виде и в водных растворах существуют как биполярные ионы (или внутренние соли).
Поэтому водные растворы аминокислот не изменяют окраски индикатора (нейтральная среда).

БЕЛКИ И НУКЛЕИНОВЫЕ КИСЛОТЫ ПРИРОДНЫЕ БИОПОЛИМЕРЫ
Важнейшими биополимерами, с которыми связано существование жизни на Земле и эволюционное развитие, являются белки и нуклеиновые кислоты. Рассмотрим каждую группу в отдельности.
а). Белки (протеины).
В начале прошлого века немецкий ученый Фишер, на основании эксперимента, пришел к выводу, что белки – линейные полимеры, построенные путем конденсации
·(альфа)-аминокислот (20 АК) друг с другом.
По существу, белки – это полиамиды с большой молекулярной массой,
(Mr >5000 ):
инсулин – 6500
рибонуклеаза – 15000
гемоглобин – 68000
гемоцианин - 6600000


Разнообразие белков по истине бесконечно и это связано с бесконечным числом комбинаций из 20 аминокислотных остатков в макромолекуле белка. Кроме того строение белков усложняется наличием 4 структур:
первичная структура (линейна полипептидная цепь)
вторичная структура (спираль за счет водородных связей)
 третичная структура (сшивание полипептидной спирали в нескольких местах).
Например, -S-S- мостиками.
Некоторые белки имеют четвертичную структуру (гемоглобин) – это сшивание нескольких субъединиц в единое целое – глобулу (шарик) за счет водородных связей и т.п.
При неблагоприятных внешних воздействиях – жесткое облучение, высокие и низкие температуры, химические вещества (кислоты, соли, щелочи), - происходит денатурация белков: последовательная потеря ими своих структур – разрушение глобулы, распрямление субъединицы, разворачивание спирали. При кипячении в присутствии, например, щелочи, разрушается первичная структура – полипептидная цепь. Это гидролиз.
Качественная реакция – ксантопротеиновая:
Желтое окрашивание в присутствии HNO3 .
Белки выполняют в живом организме различные функции. Это:
Строительная (коллаген);
Двигательная;
Транспортная (гемоглобин);
Каталитическая (инсулин);
Защитная (лизоцим).
 б). Нуклеиновые кислоты (полинуклеотиды).
Это сложные биополимеры с кислотными свойствами, имеющие молекулярную массу от 200000 до несколиких миллионов. Играют главную роль в биосинтезе белков и передаче наследственных свойств (являются материальными носителями генетического кода) при жестком гидролизе нуклеиновых кислот образуются фосфорная кислота, углеводы (рибоза или дезоксирибоза) и азотистые основания (гетероциклы). При мягком гидролизе из НК получаются нуклеотиды – мономеры НК. За расшифровку строения НК ученым Д. Уотсону, Ф. Крику, М. Уилкинсу присуждена Нобелевская премия 1962 года в области физиологии и медицины.
Существует две группы НК: ДНК – дезоксирибонуклеиновая и РНК – рибонуклеиновая. Каждая состоит из сложных мономеров – нуклеотидов четырех видов. Нуклеотид (мономер) содержит остатки фосфорной кислоты, углевода и азотистого основания. Нуклеотиды ДНК содержат остаток углевода дезоксирибозы, а РНК – рибозы. Кроме того они отличаются по составу четвертого азотистого основания в ДНК – тимин, а в РНК – урацил.
Комплементарные (взаимодополняющие) пары азотистых оснований:
А – Т ( Т- А )
Ц – Г ( Г- Ц )
А – У ( У – А )


Состав нуклеотида РНК


Схема репликации (самоудвоения) ДНК

ОБЩИЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ ВЫСОКОМОЛЕКУЛЯРНЫХ СОЕДИНЕНИЙ (ВМС)
Высокомолекулярные соединения (ВМС) – это вещества, молекулы которых состоят из тысяч и десятков тысяч атомов. Одним из основоположников современного представления о ВМС был Штаудингер. Макромолекулы по Штаудингеру – это молекулы с молекулярной массой > 10 000. ВМС важны в связи с их применением в качестве синтетических материалов в технике, и первостепенным значением в живой природе (биополимеры).
Рассмотрим важнейшие понятия химии ВМС.
Мономер – вещество, молекулы которого могут соединяться в длинную макромолекулу. Обычно присоединение происходит за счет разрыва кратных связей, циклов или взаимодействия бифункциональных молекул (с отщеплением низко молекулярных веществ или без отщепления).
Способы соединения мономеров в макромолекулу:
Полимеризация
Реакции полимеризации идут обычно быстро с участием веществ – инициаторов (поставляющих свободные радикалы для начала реакции), носят цепной характер, кроме радикальной может быть ионная полимеризация.
Поликонденсация
Реакции поликонденсации протекают ступенчато; так как промежуточные продукты – устойчивые соединения, то реакцию все время приходится “подстегивать” – активировать ( обычно при помощи высоких температур). В реакции выделяют побочный низкомолекулярный продукт ( Н2О, НCl и т.д.)
Мономер может быть один или два (сополимеризация); в случае одного мономера – это вещество бифункциональное, например, аминокислота; в случае сополимеризации – мономеры с разными функциональными группами.
Строение. Фрагмент макромолекулы полимера, который многократно повторяются, называют структурным звеном, а число повторений – степенью полимеризации.
Регулярность. В зависимости от положения асимметрических атомов или групп различают полимеры стереорегулярные (изотактические и синдиотактические).
Полимеры могут применяться в виде:
пластмасс (пластиков), которые делят на термопласты – размягчаются при нагревании и в горячем виде формуются, а при застывании сохраняют заданную форму (полиэтилен, капрон, полистирол, полиуретан, полиэфир и др.) – линейные молекулы; и реактопласты – разлагаются при нагревании без размягчения; строение макромолекул обычно сетчатое; изделия из них получают горячим формованием с введением в смолу отвердителей, наполнителей и красителей (фенопласты, аминопласты, силиконы, эпоксидные смолы и др.)
эластомеров – макромолекулы представляют собой скрученные в клубки цепи, при растяжении цепи вытягиваются, при снятии нагрузки снова скручиваются – эластичность (каучуки, резины)
химических волокон – гибких материалов, которые перерабатываются в текстильную пряжу или изделия. Различают синтетические волокна (капрон, полиэфирное – лавсан, нитрон) и искуственные, получаемые путем переработки природных материалов, прежде всего целлюлозы (вискозное, ацетатное). Бывают и неорганические волокна, в основном силикатные (стекловолокно, асбестоволокно). Волокна формуют, пропуская (продавливая) смолу или другой материал через танталовые или золотые насадки с мельчайшими отверстиями – фильеры.
Свойства полимерных материалов зависят как от химического состава, так и от строения макромолекулы. Например, полиолефины горят, распространяя запах парафина, жирные на ощупь (полиэтилен); полиамидные горят с образованием запаха паленой шерсти (капрон). Полимеры с регулярным строением макромолекулы более прочны и износостойки, нежели полимеры с нерегулярным строением. Полимеры с линейными макромолекулами менее прочные, чем с трехмерным строением (полипропилен и фенопласт).

ЯДОХИМИКАТЫ. ИХ ИСПОЛЬЗОВАНИЕ В СЕЛЬСКОМ ХОЗЯЙСТВЕ С УЧЕТОМ ОХРАНЫ ОКРУЖАЮЩЕЙ СРЕДЫ
Проблема обеспечения растущего населения планеты полноценным питанием стоит очень остро. Большая роль в её решении принадлежит химизации сельского хозяйства. В связи с тем, что больше стало использоваться минеральных удобрений, повысилась не только урожайность с/х растений, но и интенсивнее стали развиваться сорняки, активизировались вредители и болезни культурных растении.
Ежегодно > 16% зерновых погибают от вредителей и болезней (можно целый год кормить 200 миллионов человек хлебом!) Сорные растения отнимают у культурных растений свет, влагу, питание. Один сорняк выносит из почвы в 2 – 3 раза больше азота, чем одно культурное растение! От сорняков ежегодно теряется ещё 10 % зерновых.
 Различные насекомые наносят большой вред животноводству: снижаются удои крупного рогатого скота (до 40 %). Многие насекомые, моллюски, грызуны являются переносчиками опасных заболеваний.
 В настоящее время меры борьбы с вредителями складываются из:
а/ агротехнических
б/биологических методов
в/ химические
(два последних более распространены.)
Химический метод борьбы основан на применении ядохимикатов получивших общее название – пестициды.
Пестициды - эффективные и быстродействующие химические средства для защиты растений и животных (как неорганические – препараты серы, меди и др., так и элементоорганические – хлор, фосфоросодержащие.) В чистом виде пестициды почти не применяются (эмульсии, аэрозоли, смачивающиеся порошки, концентраты, с твёрдыми или жидкими разбавителями, ароматизаторами, вкусовыми добавками.)
В зависимости от функционального назначения пестициды подразделяются:
гербициды (Herba-трава) - для борьбы с сорняками;
инсектициды (Insekta - насекомые);
фунгициды (Fungi - грибы);
акарициды (Acarina - клещи);
зооциды - для борьбы с грызунами;
нематоциды (Nematoda - круглые черви)
бактериоциды и т.д.
По способу воздействия на организм вредителя (например, насекомого) различают пестициды:
контактные;
кишечные;
системные и т.д.;
 Среди пестицидов на первом месте по значению и объему производства до недавнего времени находились хлорорганические, например, ДДТ (дихлордифенилтрихлорэтан)-контактный и системный яд.
(В сороковые годы, швейцарский химик Пауль Мюллер, за синтез ДДТ удостоен Нобелевской премии.) Применение ДДТ способствовало искоренению малярии, тифа и других заболеваний.
Однако большинство хлоросодержащих пестицидов – очень устойчивые соединения, медленно разлагающиеся в природных условиях, накапливаются в окружающей среде и попадая в организм человека и животных вызывают опасные заболевания. (Выпуск ДДТ почти полностью прекращён ещё в семидесятых годах.)
Сейчас на первое место по важности выходят фосфорорганические пестициды (хлорофос, карбофос, тиофос и др.)
Достоинством фосфорорганических пестицидов является их высокая избирательная токсичность и быстрое разрушение в природной среде (от нескольких часов до 2-3 месяцев.)
Важное значение имеют такие специфические пестициды, как:
Репеленты- для отпугивания насекомых.
Антрактанты- для приманивания животных.
Хемостерилянты- для стерилизации животных.
Дефолианты - для сбрасывания листьев
Стимуляторы и ингибиторы роста и другие.
Однако широкое применение пестицидов имеет не только положительное значение, но и ведёт к отрицательным последствиям :
а/ разрушение экологического равновесия в агроценозах;
б/ гибель полезных насекомых (пчёл, шмелей) ,птиц, зверей.
в/ уничтожение полезных энтомофагов (на пример птиц);
г/ активное приспособление к пестицидам вредителей и увеличение числа их видов, устойчивых к яду;
д/ попадание со стоками в водоёмы и сокращение рыбных богатств ;
е/ интоксикация человека пестицидами, обнаруженными в продуктах питания.
Поэтому применение и хранение пестицидов в большинстве стран регламентируется строгими ограничениями. Основными мерами, по уменьшению вредного воздействия ядохимикатов на окружающую среду считаются :
Разработка и использование препаратов целиком разлагающиеся во внешней среде за 1 вегетационный период.
Создание высокоспецифичных (избирательных) препаратов губительных для вредителей.
Селекционное выведение видов, устойчивых к вредителям и болезням.
Соблюдение правил применения и хранения пестицидов.
Выборочные химические обработки, а не сплошные; с учётом фактического распространения вредителей и болезней, а также экологической обстановки в целом.
Создание бактериальных и вирусных препаратов против вредителей.
Экологическое воспитание и просвещение населения.

ЕДИНСТВО ОРГАНИЧЕСКОГО И НЕОРГАНИЧЕСКОГО МИРА. ГЕНЕТИЧЕСКИЕ СВЯЗИ МЕЖДУ ОРГАНИЧЕСКИМИ И НЕОРГАНИЧЕСКИМИ ВЕЩЕСТВАМИ
В настоящее время химическая наука подразделяется на 2 больших и самостоятельных раздела: органическую химию – химию соединений углерода (их насчитывается сейчас > 6,5 млн и это число продолжает расти) и неорганическую химию (примерно 700 000 веществ) – химию соединений прочих элементов.
Обособление органической химии как самостоятельной науки произошло в начале 19 века в связи с открытием и исследованием большого числа органических соединений, выделенных главным образом из живых организмов. Термин "органическая" предложил выдающийся шведский химик Берцелиус. В то время считалось, что получить органические вещества из неорганических в лаборатории невозможно. Это может происходить только в живых организмах под влиянием некой жизненной силы (учение витализма). Между органической и неорганической химией проложили резкую грань, которой на самом деле не существует.
Уже к середине 19 века учёные в разных странах синтезировали ряд органических веществ из неорганических:
- Ф.Вёлер (Германия, 1824 г) – синтезировал щавелевую кислоту из дициана.
Тот же учёный в 1828 году синтезировал карбамид (мочевину) из цианата аммония.
В 1845 г. (А. Кольбе) – синтез уксусной кислоты
В 1854 г. (М. Бертло) – синтез жиров
В 1861 г. (А. М. Бутлеров) – синтез моносахарида
Синтезы веществ, ранее вырабатывавшихся только живыми организмами, начали следовать один за другим и витализм потерпел полное поражение.
Конечно, различия между органическими и неорганическими веществами есть.
И всё-таки резкой границы между ними не существует. Об этом свидетельствуют и ранее рассмотренные факты, и другие. Так в 1924 году академик А.И. Опарин выдвинул гипотезу о возникновении жизни (а это наиболее сложные органические вещества) абиогенным путём, т. е. путём синтезов, из простейших неорганических соединений CH4, H2O, NH3, CO2, и т. д.
Эта гипотеза экспериментально была подтверждена с помощью опытов С.Миллера, А. Пасынского и др. Из веществ неорганических и несложных по строению за недели (микромгновение по геологическим масштабам) были получены аминокислоты (аланин, глицин), аденин, имидазол и др. сложные органические соединения. Существование генетического единства органических и неорганических веществ подтверждают и такие превращения:
6 CO2 + 6 H2O фотосинтез C6H12O6 + 6O2
C CH4 C2H2 CH3COOH
CaCO3 CaO CaC2 C2H2 C6H6
CCO CH3OH HCOOH
и т. д.
На стыке органической и неорганической химии возникла элементоорганическая химия, а на стыке органической химии и биологии – биологическая химия. Все эти разделы химической науки служат важнейшим инструментом познания окружающего мира.









13PAGE 15


13PAGE 14115




ХИМИЧЕСКИЕ НАУКИКИСЛОТ КЛАССИФИКАЦИЯКИСЛОТ ОСНОВНОСТЬ

Приложенные файлы


Добавить комментарий