Kurs hemije u školama počinje u 8. razredu učenjem zajedničko tlo nauke: opisano mogući tipovi veze između atoma, vrste kristalne rešetke i najčešći mehanizmi reakcije. To postaje temelj za proučavanje važnog, ali specifičnijeg odjeljka - neorganske.

Šta je to

Ovo je nauka koja razmatra principe strukture, osnovnih svojstava i reaktivnosti svih elemenata periodnog sistema. Važna uloga igra u neorganskom Periodični zakon, koji uređuje sistematska klasifikacija tvari promjenom njihove mase, broja i vrste.

Kurs također pokriva spojeve koji nastaju u interakciji elemenata tabele (jedini izuzetak je oblast ugljovodonika koja se razmatra u poglavljima organske materije). Zadaci iz neorganske hemije omogućavaju vam da razradite primljeno teorijsko znanje na praksi.

Nauka u istorijskom aspektu

Naziv "anorganski" pojavio se u skladu sa idejom da pokriva dio hemijsko znanje, što nije povezano s aktivnostima bioloških organizama.

Vremenom se to i dokazalo večina organski svijet također može proizvoditi "nežive" spojeve, a ugljovodonici bilo koje vrste se sintetiziraju u laboratoriji. Dakle, iz amonijum cijanata, koji je so u hemiji elemenata, nemački naučnik Wehler uspeo je da sintetiše ureu.

Kako bi se izbjegla zabuna s nomenklaturom i klasifikacijom vrsta istraživanja u obje nauke, program školskih i univerzitetskih kurseva, slijedeći opšta hemija uključuje proučavanje neorganike kao fundamentalne discipline. AT naučni svet održava se isti redoslijed.

Klase neorganskih supstanci

Hemija omogućava takav prikaz materijala u kojem uvodna poglavlja neorganike razmatraju periodični zakon elemenata. poseban tip, koji se zasniva na pretpostavci da atomski naboji jezgara utiču na svojstva supstanci, a ti parametri se ciklički menjaju. U početku je tabela napravljena kao odraz povećanja atomske mase elemenata, ali je ubrzo ovaj niz odbačen zbog nedosljednosti u aspektu u kojem je potrebno razmatranje ovaj problem neorganske supstance.

Hemija, pored periodnog sistema, sugeriše prisustvo oko stotinu figura, klastera i dijagrama koji odražavaju periodičnost svojstava.

Trenutno je popularna konsolidirana verzija razmatranja takvog koncepta kao što su klase neorganske hemije. Kolone tabele označavaju elemente u zavisnosti od toga fizička i hemijska svojstva, u redovima - periodi slični jedni drugima.

Jednostavne supstance u neorganskim

Znak u periodnom sistemu i jednostavna tvar u slobodnom stanju najčešće su različite stvari. U prvom slučaju se odražava samo određena vrsta atoma, u drugom - vrsta povezanosti čestica i njihov međusobni utjecaj u stabilnim oblicima.

Hemijska veza u jednostavne supstance uzrokuje njihovu podjelu na porodice. Dakle, mogu se razlikovati dvije široke vrste grupa atoma - metali i nemetali. Prva porodica uključuje 96 elemenata od 118 proučavanih.

Metali

Metalni tip pretpostavlja prisustvo istoimene veze između čestica. Interakcija se zasniva na socijalizaciji elektrona rešetke, koju karakteriše neusmjerenost i nezasićenost. Zato metali dobro provode toplinu i naboje, imaju metalni sjaj, savitljivost i plastičnost.

Konvencionalno, metali se nalaze na lijevoj strani periodnog sistema kada se povuče prava linija od bora do astatina. Elementi bliski ovoj liniji najčešće su granične prirode i pokazuju dualnost svojstava (na primjer, germanij).

Većina metala formira osnovna jedinjenja. Oksidacijsko stanje takvih tvari obično ne prelazi dva. U grupi metalnost raste, dok se u periodu smanjuje. Na primjer, radioaktivni francij pokazuje više osnovnih svojstava od natrijuma, a u porodici halogena jod čak ima metalni sjaj.

Inače, situacija je u periodu - završavaju podnivoe ispred kojih se nalaze supstance suprotnih svojstava. U horizontalnom prostoru periodnog sistema manifestuje se reaktivnost elementi se mijenjaju od bazičnih preko amfoternih u kisele. Metali su dobri redukcioni agensi (prihvataju elektrone kada se formiraju veze).

nemetali

Ova vrsta atoma je uključena u glavne klase neorganske hemije. Nemetali zauzimaju desna strana periodična tabela, koja prikazuje tipično kiselinska svojstva. Najčešće se ovi elementi javljaju u obliku spojeva jedni s drugima (na primjer, borati, sulfati, voda). U slobodnom molekularnom stanju poznato je postojanje sumpora, kiseonika i azota. Postoji i nekoliko dvoatomskih nemetalnih plinova - pored dva gornja, oni uključuju vodonik, fluor, brom, hlor i jod.

One su najčešće supstance na zemlji – posebno su česti silicijum, vodonik, kiseonik i ugljenik. Jod, selen i arsen su vrlo rijetki (ovo također uključuje radioaktivne i nestabilne konfiguracije koje se nalaze u novije periode tablice).

U jedinjenjima, nemetali se ponašaju pretežno kao kiseline. Oni su moćni oksidacijski agensi zbog mogućnosti dodavanja dodatnog broja elektrona za završetak nivoa.

u neorganskom

Osim tvari koje su predstavljene jednom grupom atoma, postoje spojevi koji uključuju nekoliko različitih konfiguracija. Takve supstance mogu biti binarne (sastoje se od dva različite čestice), tro-, četiri elementa i tako dalje.

Supstance dva elementa

Hemija pridaje posebnu važnost binarnosti veza u molekulima. Casovi neorganska jedinjenja se takođe razmatraju sa stanovišta veze koja se formira između atoma. Može biti jonski, metalni, kovalentni (polarni ili nepolarni) ili mješoviti. Obično takve tvari jasno pokazuju osnovne (u prisustvu metala), amforterične (dvostruke - posebno karakteristične za aluminij) ili kisele (ako postoji element s oksidacijskim stupnjem +4 i više) kvalitete.

Tri elementa saradnika

Teme neorganske hemije uključuju razmatranje ove vrste asocijacije atoma. Jedinjenja koja se sastoje od više od dvije grupe atoma (najčešće neorganski imaju posla sa vrstama od tri elementa) obično nastaju uz učešće komponenti koje se međusobno značajno razlikuju po fizičko-hemijskim parametrima.

Mogući tipovi veza su kovalentne, jonske i mješovite. Tipično, troelementne supstance su po ponašanju slične binarnim zbog činjenice da je jedna od sila međuatomske interakcije mnogo jača od druge: slaba se formira na drugom mestu i ima sposobnost da se brže disocira u rastvoru. .

Časovi neorganske hemije

Ogromna većina supstanci proučavanih na neorganskom kursu može se smatrati jednostavnom klasifikacijom ovisno o njihovom sastavu i svojstvima. Dakle, razlikuju se oksidi i soli. Razmatranje njihovog odnosa bolje je započeti upoznavanjem s konceptom oksidiranih oblika, u kojima se može pojaviti gotovo svaka anorganska tvar. O hemiji takvih saradnika govori se u poglavljima o oksidima.

oksidi

Oksid je spoj bilo kojeg hemijski element sa kiseonikom u oksidacionom stanju jednakom -2 (u peroksidima -1, respektivno). Do stvaranja veze dolazi zbog povratka i vezivanja elektrona uz redukciju O 2 (kada je kisik najelektronegativniji element).

Mogu pokazivati ​​i kisela, i amfoterna i bazična svojstva, u zavisnosti od druge grupe atoma. Ako u oksidu ne prelazi oksidaciono stanje +2, ako je u nemetalnom - od +4 i više. U uzorcima sa dvostrukom prirodom parametara postiže se vrijednost od +3.

Kiseline u neorganskim

Kisela jedinjenja imaju srednju reakciju manju od 7 zbog sadržaja vodikovih kationa, koji mogu preći u rastvor i naknadno biti zamenjeni jonom metala. Prema klasifikaciji su složene supstance. Većina kiselina se može dobiti razrjeđivanjem odgovarajućih oksida vodom, na primjer, u stvaranju sumporne kiseline nakon hidratacije SO 3 .

Osnovna neorganska hemija

Svojstva ove vrste jedinjenja su zbog prisustva OH hidroksil radikala, koji daje reakciju medija iznad 7. Rastvorljive baze nazivaju se alkalije, one su najjače u ovoj klasi supstanci zbog potpune disocijacije (razlaganja na joni u tečnosti). OH grupa u formiranju soli može biti zamijenjena kiselim ostacima.

Neorganska hemija je dvojna nauka koja može opisati supstance sa različite tačke viziju. U protolitičkoj teoriji, baze se smatraju akceptorima vodikovih katjona. Ovaj pristup proširuje koncept ove klase supstanci, nazivajući alkalnom svaku supstancu koja može prihvatiti proton.

sol

Ova vrsta spojeva je između baza i kiselina, jer je proizvod njihove interakcije. Dakle, ion metala (ponekad amonijum, fosfonijum ili hidroksonijum) obično deluje kao kation, a kiselinski ostatak deluje kao anjonska supstanca. Kada se formira sol, vodonik se zamjenjuje drugom tvari.

Ovisno o omjeru broja reagensa i njihove snage u odnosu jedan na drugi, racionalno je razmotriti nekoliko vrsta proizvoda interakcije:

• bazične soli se dobijaju ako hidroksilne grupe nije potpuno zamijenjen (takve tvari imaju alkalno okruženje);
• kisele soli nastaju u suprotnom slučaju - s nedostatkom reagirajuće baze, vodik djelomično ostaje u spoju;
• najpoznatiji i najlakše razumljivi su prosječni (ili normalni) uzorci - oni su proizvod potpune neutralizacije reagensa sa stvaranjem vode i tvari samo sa katjonom metala ili njegovim analogom i kiselim ostatkom.

Neorganska hemija je nauka koja uključuje podjelu svake od klasa na fragmente, koji se razmatraju u drugačije vrijeme: jedni - ranije, drugi - kasnije. Sa više dubinska studija Postoje još 4 vrste soli:

• Binari sadrže jedan anion u prisustvu dva kationa. Obično se takve tvari dobivaju spajanjem dvije soli s istim kiselinskim ostatkom, ali različitim metalima.
• Mješoviti tip je suprotan prethodnom: njegova osnova je jedan kation sa dva različita anjona.
• Kristalni hidrati - soli, u čijoj se formuli nalazi voda u kristaliziranom stanju.
• Kompleksi su supstance u kojima su kation, anion ili oboje predstavljeni u obliku klastera sa elementom koji formira. Takve soli mogu se dobiti uglavnom iz elemenata podgrupe B.

Kao druge supstance uključene u radionicu o neorganskoj hemiji, koje se mogu klasifikovati kao soli ili kao pojedinačnim poglavljima znanja, možemo imenovati hidride, nitride, karbide i intermetalide (spojine nekoliko metala koji nisu legure).

Rezultati

Neorganska hemija je nauka koja je od interesa za svakog specijaliste u ovoj oblasti, bez obzira na njegova interesovanja. Uključuje prva poglavlja koja se proučavaju u školi ovu temu. Kurs neorganske hemije omogućava sistematizaciju velikih količina informacija u skladu sa razumljivom i jednostavnom klasifikacijom.

• SADRŽAJ:
  Uredništvo (3).
  Andrej Nikolajevič Kolmogorov ( Curriculum vitae) (4).
  1. Fourier-Lebesgueov red koji divergira gotovo svuda (8).
  2. O redu veličine koeficijenata Fourier-Lebesgueove serije (12).
  3. Napomene o proučavanju konvergencije Fourierovih redova (15).
  4. Konvergencija Fourierovih redova (16).
  5. Aksiomatska definicija integrala (19).
  6. O granicama generalizacije integrala (21).
  7. O mogućnosti opšta definicija izvod, integral i zbir divergentnih redova (39).
  8. O harmonično konjugiranim funkcijama i Fourierovom redu (40).
  9. Na principu tertium non datur (45).
  10. Konvergencija Fourierovih redova (69).
  11. Fourier-Lebesgueov niz svuda divergentan (73).
  12. Konvergencija ortogonalnih redova (75).
  13. Operacije nad skupovima (85).
  14. O procesu integracije Denjoy (93).
  15. O topološko-grupno-teorijskoj potpori geometrije (94).
  16. Proučavanje pojma integrala (96).
  17. O definiciji srednje vrijednosti (136).
  18. O kompaktnosti skupova funkcija pod konvergencijom u sredini (139).
  19. O tumačenju intuicionističke logike (142).
  20. O opravdanosti projektivne geometrije (149).
  21. O teoriji mjere (150).
  22. Tačke diskontinuiteta funkcija dviju varijabli (167).
  23. Normabilnost opštih linearnih topoloških prostora! (168).
  24. Nastavak istraživanja o točkama diskontinuiteta funkcije dvije varijable (171).
  25. Konvergencija redova u ortogonalnim polinomima (174).
  26. Laplaceova transformacija u linearnim prostorima (178).
  27. O redu ostatka Fourierovog niza diferencijabilnih funkcija (179).
  28. O najboljoj aproksimaciji funkcija date funkcionalne klase (186).
  29. Zakoni dualnosti u kombinatornoj topologiji (190).
  30. Homološki prsten kompleksa i lokalno kompaktnih prostora (197).
  31. Konačna pokrivanja topoloških prostora (203).
  32. Betijeve grupe lokalno kompaktnih prostora 2A7
  33. Svojstva Betijevih grupa lokalno kompaktnih prostora (209).
  34. Betijeve grupe metričkih prostora (211).
  35. Relativni ciklusi. Aleksandrova teorema dualnosti (214).
  36. O otvorenim mapama (215).
  37. Kososimetrične veličine i topološke invarijante (218).
  38. Proučavanje jednačine difuzije povezane s povećanjem količine materije i njena primjena na biološki problem (221).
  39. Pojednostavljeni dokaz ergodičke teoreme Birkhoff-Khinchina (246).
  40. O nejednakostima između gornja lica uzastopne izvedenice proizvoljna funkcija na beskonačnom intervalu (252).
  41. O prstenovima kontinuirane funkcije na topološkim prostorima (264).
  42. Krivulje u Hilbertovom prostoru koje su invarijantne u odnosu na jednoparametarsku grupu kretanja (269).
  43. Wienerova spirala i neke druge zanimljive krivulje u Hilbertovom prostoru (274).
  44. Točke lokalne topologije prebrojivo višestrukih otvorenih preslikavanja kompaktnih skupova (278).
  45. Lokalna struktura turbulencije u nestišljivoj viskoznoj tekućini na vrlo veliki brojevi Reynolds (281).
  46. ​​O degeneraciji izotropne turbulencije u nestišljivoj viskoznoj tekućini (287).
  47 Rasipanje energije u lokalno izotropnoj turbulenciji 290
  48. Jednačine turbulentnog kretanja nestišljivog fluida (294).
  49. Primjedba o polinomima P.L. Čebišev, od čega najmanje odstupa datu funkciju (296).
  50. O drobljenju kapi u turbulentno strujanje (302).
  51. Oh dinamički sistemi sjekira sa integralnom invarijantom na torusu (307).
  52. O konzervaciji uslovno periodična kretanja za malu promjenu Hamiltonove funkcije (311).
  53. Opća teorija dinamički sistemi i klasična mehanika (316).
  54. Neka fundamentalna pitanja aproksimativne i egzaktne reprezentacije funkcija jedne i više varijabli 333.
  55. O predstavljanju kontinuiranih funkcija više varijabli superpozicijama kontinuiranih funkcija manje varijable (335).
  56. O predstavljanju kontinuiranih funkcija više varijabli kao superpozicije kontinuiranih funkcija jedne varijable i sabiranja (340).
  57. O linearnoj dimenziji topološke vektorski prostori (344).
  58. Rafiniranje ideja o lokalnoj strukturi turbulencije u nestišljivoj viskoznoj tekućini pri visokim Reynoldsovim brojevima (348).
  59. P.S. Aleksandrov i teorija bs-operacija (352).
  60. Kvalitativna studija matematički modeli dinamika stanovništva (357).

Opća i neorganska hemija. Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

M.: Škola ih. A.N. Kolmogorov, Moskovski državni univerzitet, 2000-2002; 60s.+36s.+48s.

Sadašnjosti Toolkit sastavljen u skladu sa programom kursa neorganske hemije, a čitaju studenti hemijsko-biološkog odseka Škole po imenu A. N. Kolmogorov Specijalizovani obrazovni i naučni centar Moskovski državni univerzitet.

Knjiga predstavlja glavne klase neorganskih jedinjenja, njihova svojstva i metode dobijanja.

Format: djvu/zip

veličina: 5 68 Kb

/ Preuzmi datoteku

PART I.

POGLAVLJE I. OSNOVNI POJMOVI I DEFINICIJE 3
1.1. Struktura materije 3
1.2. Kvantitativni odnosi u hemiji 9
1.3. Hemijski simboli i formula 13
POGLAVLJE II. STRUKTURA ATOMA 20
2.1. Rani modeli atoma 20
2.2. Kvantno mehanički model strukture atoma 26
POGLAVLJE III. HEMIJSKA veza 41
3.1. Naslov 41
3.2. Metoda valentne veze 47
3.3. Metoda molekularne orbite 53

PART II.

POGLAVLJE 1. Oksidi 3
§ jedan. Physical Properties oksidi 3
§ 2. Klasifikacija oksida i obrasci promjene hemijskih svojstava .. 4
2.1. Klasifikacija oksida prema hemijskim svojstvima 4
2.2. Obrasci promjena svojstava oksida 5
§ 3. Metode za dobijanje oksida 7
§četiri. Hemijska svojstva oksidi 9
4.1. Osnovni oksidi 9
4.2. Kiseli oksidi 10
4.3. Amfoterni oksidi 10
4.4. Opća hemijska svojstva oksida 11
POGLAVLJE 2. Kiseline i BAZE 13
§ 1. Teorije kiselina i baza 13
1.1. Elektrolitička teorija 13
1.2. Protolitska teorija 13
1.3. Elektronska teorija 14
§2. Kiseline 16
2.1. Klasifikacija kiselina 16
2.2. Metode za dobijanje kiselina 19
2.3. Opće metode dobijanje bilo koje kiseline 19
2.4. Hemijska svojstva kiselina 21
§3. Osnovi 24
3.1. Osnovna klasifikacija 24
3.2. Metode za dobijanje baza 25
3.3. Hemijska svojstva baza 27
POGLAVLJE 3. Soli 29
§ 1. Klasifikacija soli 29
§ 2. Metode za dobijanje soli 30
§ 3. Hemijska svojstva soli 33

PART III.

POGLAVLJE 1 Osnove TERMODINAMIJE 3
§ 1.1. Osnovne definicije 3
§ 1.2. Nulti zakon (početak) termodinamike 6
§ 1.3. Prvi zakon (početak) termodinamike 6
§ 1.3.2. Standardna toplota (entalpija) formiranja jedinjenja 9
§ 1.3.3. Standardna entalpija sagorevanja 10
§ 1.3.4. Standardna energija (entalpija) hemijske veze 10
§ 1.3.5. Standardna entalpija sublimacije, isparavanja i topljenja 11
§ 1.3.6. Elektronski afinitet, jonizacioni potencijal, elektronegativnost 11
§ 1.3.7. Hesov zakon 13
§ 1.3.8. Born-Haber ciklus 14
§ 1.3.9. Kirchhoffov zakon 16
§ 1.4. Drugi zakon (početak) termodinamike 17
§ 1.4.1. Definicija entropije iz pozicija klasična termodinamika 18
§ 1.4.3. Statistička interpretacija koncepti entropije 19
§ 1.4.4. Besplatna energija Gibbs 21
§ 1.4.5. Hemijski potencijal 22
§ 1.4.6. Hemijska ravnoteža 23
§ 1.4.7. Smjer reakcije 31
POGLAVLJE 2 Osnove KINETIKE 35
§2.1. Brzina hemijska reakcija 35
§ 2.2. Faktori koji utiču na brzinu hemijske reakcije 37
§ 2.3. Eksperimentalne metode određivanje konstante brzine hemijske reakcije 47

"OPŠTA I NEORGANSKA HEMIJA II deo GLAVNI RAZREDI NEORGANSKIH JEDINJENJA Škola imena A.N. Kolmogorova i UDK ..."

Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko, E.N.Egorov

NEORGANSKI

GLAVNE KLASE

NEORGANSKA JEDINJENJA

Škola nazvana po A.N. Kolmogorovu

P u b s t h o m s o c o s o n u n t e r s i t e t

Recenzent

vanredni profesor L.A. Kulikov

(Odsek za hemiju, Moskovski državni univerzitet)

Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P., Egorov E.N.

K 66 Opća i neorganska hemija. Kurs predavanja. Dio II. Glavne klase neorganskih jedinjenja. - M.: Škola imena A.N. Kolmogorova, Izdavačka kuća Moskovskog univerziteta, 2000. - 36 str.

ISBN 5-211-03933-5 tutorial sastavljen u skladu sa programom kursa neorganske hemije, a čitaju ga studenti hemijsko-biološkog odseka Škole po imenu A. N. Kolmogorova Specijalizovanog obrazovno-naučnog centra Moskovskog državnog univerziteta.

U priručniku su predstavljene glavne klase neorganskih jedinjenja, njihova svojstva i načini dobijanja.

UDC 546 LBC 24.1 © Yu.M.Korenev, V.P.Ovcharenko, E.N.Egorov, 1999.

ISBN 5-211-03933-5 © I.N. Korovin, A.T. Klimenko - dizajn, 2001.

Poglavlje 1 Oksidi OKSIDI su jedinjenja formirana od atoma dva elementa, od kojih je jedan kiseonik u oksidacionom stanju (-2).

Oksidi uključuju sva jedinjenja elemenata sa kiseonikom, na primer Fe2O3, P4O10, osim onih koji sadrže vezane atome kiseonika hemijska veza jedni s drugima (peroksidi, superoksidi, ozonidi), na primjer, Na2O2 - natrijum peroksid: Na O O Na O] - KO2 - kalijev superoksid: K + - KO3 - kalijev ozonid: K +, koji ne postoji u prirodi:

Fe (OH) 2 + 2 [ H Fe O2 ] \u003d Fe O 2 + H2O.

(Fe) Fe3O 4 Iz hidrata olovnog (IV) oksida, kao kiseline, i Pb (OH) 2, kao baze, mogu se dobiti dva dvostruka oksida - Pb2O3 i Pb3O4 (crveno olovo), koji se mogu smatrati solima. Prva je olovna sol metalne kiseline (H2PbO3), a druga ortoolovna kiselina (H4PbO4).

§ 2. Klasifikacija oksida i obrasci promjena hemijskih svojstava Među oksidima, posebno među oksidima d-elemenata, postoji mnogo jedinjenja promjenljivog sastava (bertolidi), u kojima sadržaj kisika ne odgovara stehiometrijskom sastavu, ali varira. u prilično širokom rasponu, na primjer, sastav titanijum oksida (II) TiO varira u granicama TiO0,65 - TiO1,25.

Oksidi koji tvore soli su oksidi koji tvore soli.

Oksidi ove vrste dijele se u tri klase: bazične, amfoterne i kisele.

–  –  –

Kiseli oksidi nazivaju se oksidi, čiji je element, prilikom stvaranja soli ili kiseline, dio anjona.

Amfoterni oksidi nazivaju se oksidi, koji, ovisno o reakcionim uvjetima, mogu pokazati i svojstva kiselih i svojstva bazičnih oksida.

–  –  –

Kiseline i baze § 1. Teorije kiselina i baza Pojmovi "kiselina" i "baza" formirani su u 17. veku. Međutim, sadržaj ovih uslova je više puta revidiran. Postoji nekoliko teorija za kiseline i baze. Ovdje će se razmatrati samo tri teorije koje se najčešće koriste za objašnjenje kemijskih procesa.

1.1. Elektrolitička teorija Zasnovano na teoriji elektrolitička disocijacija(1887), koji je predložio švedski fizikalni hemičar Svante Arrhenius (1859 - 1927), možemo dati sljedeće definicije za kiseline i baze:

Kiseline su elektroliti na koje se, kada se disociraju vodeni rastvori, jer kationi daju samo vodonik katione (hidroksonijum - H3O +) i anjone kiselinskog ostatka.

Na primjer, HNO3 H+ + NO 3.

Baze su elektroliti, koji, kada se disociraju u vodenim rastvorima, daju samo hidroksilne anjone (OH–) i katione kao anione.

Na primjer, KOH K+ + OH –.

–  –  –

K H 2 O = K a.

Vrijednost Ka se naziva jonizacijska konstanta kiseline (indeks "a" - od engleskog acid - kiselina), brojnik obično ne označava koncentraciju hidronijevih kationa, već koncentraciju vodikovih iona.

Kvalitativno, jačina kiselina se može procijeniti prema Paulingovu pravilu: ako predstavimo formulu okso kiselina u opšti pogled- HnÉOm, onda po razlici (m - n) možete procijeniti jačinu kiseline: koja kiselina ima više od te kiseline i jače:

m - n = 0 - vrlo slaba kiselina, HClO m - n = 1 - slaba kiselina, HClO2 m - n = 2 - jaka kiselina, HClO3 m - n = 3 - vrlo jaka kiselina, HClO4.

Za polibazne kiseline, za svaki korak disocijacije, može se zapisati vlastita konstanta ionizacije, a po pravilu je svaka sljedeća konstanta nekoliko redova veličine manja od prethodne:

–13 K3 = 5, 10).

Zamjena jednog atoma kisika u oksokiselini atomom fluora dovodi do naglog povećanja jačine kiseline. Primjer je fluorsulfonska kiselina HSO3F. Takve kiseline se nazivaju superkiseline. Istoj klasi kiselina pripadaju i kiseline sa kompleksnim anjonom, kao što je HSbF6.

5. Po stabilnosti. Neke okso kiseline postoje samo u razrijeđenim vodenim otopinama i termički su nestabilne.

Nemoguće ih je dobiti pojedinačno, na primjer, H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2. Istovremeno, postoje kiseline koje su otporne na zagrijavanje, na primjer, sumporna H2SO4 (tboil = 296,5C).

6. Po rastvorljivosti. Prema rastvorljivosti, kiseline se dele na rastvorljive, kao što su HNO3, H3PO4, i nerastvorljive u vodi - SiO2 x H2O, H2MoO4.

7. Prema omjeru vode i kiselog oksida. Na osnovu toga, kiseline se dijele na orto-, piro-, meta-kiseline i kiseline promjenjivog sastava.

Orto kiseline uključuju kiseline u kojima je omjer vode i kiselog oksida veći od 1. Takve kiseline uključuju ortofosfornu H3PO4 [(H2O) : (P2O5) = 3:1].

–  –  –

Međutim, kada se sumporna kiselina koristi u ove svrhe, potrebno je uzeti u obzir i druga svojstva ove kiseline koja ograničavaju njenu upotrebu.

Koncentrovana sumporna kiselina je prilično jako oksidaciono sredstvo, tako da se ne može koristiti za dobijanje kiselina kao što su HBr, HI, H2S, čiji elementi koji formiraju kiselinu mogu da pređu u druga oksidaciona stanja, na primer:

8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O.

–  –  –

1. Uzmite u obzir karakteristična svojstva kiseline koje nisu oksidanti.

1.1. Reakcije razmjene

a) Interakcija sa bazama (i rastvorljivim i nerastvorljivim) - reakcija neutralizacije:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

–  –  –

2 H2S + H2SO3 = 3 S + 3 H2O.

Prema ovom principu, kiseline se mogu podijeliti na redukcijske i oksidirajuće kiseline.

2. Osobine oksidirajućih kiselina.

2.1. Reakcije razmjene. Oksidirajuće kiseline reaguju sa oksidima, hidroksidima i solima, koje uključuju metalne katione koji ne pokazuju promenljiva oksidaciona stanja, kao i kiseline koje nisu oksidacioni agensi (videti 1.1 i 1.2 u paragrafu 2.4).

2.2. Reakcije sa hidroksidima, oksidima i solima.

a) Ako metal koji čini bazu može biti u nekoliko oksidacijskih stanja, a kiselina se ispoljava oksidirajuća svojstva, tada se ove reakcije mogu nastaviti s promjenom oksidacijskih stanja elemenata, na primjer:

Fe(OH)2 + 4 HNO3 (konc.) = Fe(NO3)3 + NO2 + 3 H2O.

b) Metalni oksidi koji pokazuju promjenjivo oksidacijsko stanje ponašaju se slično u reakcijama s oksidirajućim kiselinama:

2 FeO + 4 H2SO4 (konc.) = Fe2(SO4)3 + SO2 + 4 H2O.

c) U reakcijama oksidirajućih kiselina sa solima koje sadrže anion koji ispoljava obnavljajuća svojstva, oksidira se

3 Na2S + 8 HNO3 (razlaganje) = 6 NaNO3 + 3 S + 2 NO + 4 H2O 8 NaI + 5 H2SO4 (konc.) = 4 I2+ H2S + 4 Na2SO4 + 4 H2O.

2.3. interakcija sa metalima.

Azot i koncentriran sumporna kiselina su jaki oksidanti i mogu stupiti u interakciju s metalima koji stoje u nizu napona i prije i poslije vodika, ali se u ovom slučaju ne oslobađa vodonik, već se stvaraju produkti redukcije dušika i sumpora, štoviše, sastav proizvoda ovisi o aktivnosti metala, koncentracije kiseline i temperature:

Cu + 4 HNO3 (konc.) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3 (razd.) = 3 Su(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 5 Co + 12 HNO3 (inter. dil.) = 5 Co(NO3)2 + N2 + 6 H2O 4 Zn + 10 HNO3 (veoma razd.) = 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O.

–  –  –

3.1. Klasifikacija baze Baze se mogu klasifikovati prema sledećim svojstvima.

1. Kiselost baze je broj OH- grupa koje se mogu zamijeniti za kiselinski ostatak. Na primjer, NaOH je jednokiselinska baza, Ca(OH)2 je dvokiselinska baza. Po ovom osnovu, baze su jedno-, dvo-, itd. kisele. Polikiselinske baze se postupno disociraju i mogu formirati nekoliko redova soli, na primjer baze mjera, (MgOH) 2CO3 - hidroksokarbonat (bazni karbonat) magnezija;

MgCO3 - magnezijum karbonat (srednji karbonat).

2. Rastvorljivost. Hidroksidi alkalnih metala, metali glavna podgrupa druga grupa, počevši od kalcijuma, talijum (I) hidroksid i amonijum hidroksid su rastvorljivi u vodi. Hidroksidi drugih metala su praktično netopivi u vodi.

3. Jačina baza, kao i drugih elektrolita, određena je stepenom disocijacije (ili konstantom disocijacije). Jake baze su hidroksidi alkalnih i zemnoalkalnih metala.

Jake, u vodi rastvorljive baze nazivaju se alkalije.

4. Termička stabilnost baza. Kada se zagrije, većina baza se razlaže na metalni oksid i vodu. Hidroksidi alkalnih metala su stabilni, počevši od natrijuma, tope se bez raspadanja. Litijum, stroncijum, barijum i radijum hidroksidi se raspadaju na temperaturi malo iznad tačke topljenja, hidroksidi drugih metala se raspadaju pre topljenja.

5. U odnosu na kiseline i baze, hidroksidi metala se mogu podijeliti na bazične i amfoterne. Bazni hidroksidi uključuju hidrokside koji se rastvaraju samo u kiselinama i ne reagiraju sa alkalijama, a amfoterni hidroksidi uključuju hidrokside koji se rastvaraju i u kiselinama i u lužinama.

Glavni hidroksidi su alkalni i zemnoalkalni metali, kao i magnezijum hidroksid i hidroksidi prelaznih metala u nižim oksidacionim stanjima, na primer Cr (OH) 2, Mn (OH) 2 itd.

Amfoterni hidroksidi su Be (OH) 2, Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Sn (OH) 2, hidroksidi prelaznih metala u srednjim oksidacionim stanjima, na primer Cr (OH) 3, Fe (OH) 3 .

–  –  –

Da bi se dobili hidroksidi ovom metodom, potrebno je odvojiti katodni i anodni prostor, inače će klor interagirati sa alkalijom i formirati druge proizvode.

7. Najvažniji način dobivanje slabih, u vodi netopivih baza je njihovo taloženje iz otopina soli s alkalijama ili otopinom amonijaka MgSO4 + 2 KOH \u003d Mg (OH) 2 + K2SO4 AlCl3 + 3 NH4OH \u003d Al (OH) 3 + 3 NH4Cl.

Kada se deponuje amfoterni hidroksidi Kod lužina potpuna precipitacija se može postići samo miješanjem striktno ekvimolarnih količina soli i alkalija. Stoga se otopina amonijaka u vodi koristi za taloženje amfoternih hidroksida. Amonijak ne može istaložiti hidrokside onih metala koji s njim formiraju kompleksne katjone.

§ 3. Baze Amonijum hidroksid se ne može dobiti na ovaj način, jer povećanje koncentracije OH anjona - dovodi do smanjenja rastvorljivosti amonijaka u vodi i njegovog oslobađanja iz rastvora u obliku gasa:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl.

Ista metoda je primjenjiva za dobivanje baza topljivih u vodi:

Ca(OH)2 + Na2CO3 2 NaOH + CaCO3 (kaustizacija sodom).

Pomak ravnoteže prema stvaranju NaOH postiže se stvaranjem CaCO3, koji ima manju rastvorljivost od Ca(OH)2.

Za veći pomak u ravnoteži prema stvaranju hidroksida alkalni metal koriste se barij hidroksid i odgovarajući sulfat alkalnog metala:

Ba(OH)2 + Cs2SO4 = BaSO4 + 2 CsOH.

8. Oksidacija katjona koji se nalazi u najniži stepen oksidacija, do najvećeg:

4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O = 4 Fe(OH)3.

–  –  –

Salt C Perspective elektrolitička teorija možemo dati sljedeću definiciju ovoj klasi jedinjenja SOLI - elektroliti, koji u vodenim otopinama disociraju na katjone metala ili druge, složenije, katione, na primjer, NH, UO 2, 2+ i anjone kiselinskog ostatka.

–  –  –

1. Srednje soli - soli koje nastaju kao rezultat potpune neutralizacije kiseline bazom (kada se svi vodikovi katjoni zamjenjuju metalnim kationima):

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O.

2. Kisele soli - soli koje nastaju prilikom nepotpune neutralizacije kiseline bazom (nisu svi katjoni vodonika zamijenjeni metalnim katjonima). Soli ove vrste mogu se formirati samo sa višebaznim kiselinama.

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.

H2SO4 je dvobazna kiselina, pri čijoj potpunoj neutralizaciji srednje soli Na2SO4, a kada se jedan atom vodika zamijeni metalom, nastaje kisela sol NaHSO4.

H3PO4 je trobazna kiselina u kojoj je moguća uzastopna zamjena jednog, dva ili sva tri atoma vodika atomima metala.

A kada se ova kiselina neutralizira, moguće je formiranje tri reda soli:

NaH2PO4, Na2HPO4 i Na3PO4.

Soli U opštem slučaju, do kisele soli uključuju soli u kojima je molarni sadržaj kiselog oksida veći od molarnog sadržaja bazičnog oksida, na primjer, Na2B4O7, Na2Cr2O7, Na2S2O7, Na4P2O7. Kada reaguje sa bazični oksidi i hidroksida, ove soli se pretvaraju u srednje soli:

Na2Cr2O7 + 2 NaOH = 2 Na2CrO4 + H2O CoO + Na2B4O7 = 2 NaBO2 + Co(BO2)2.

3. Bazične soli - soli koje su proizvod nepotpune neutralizacije polikiselinske baze kiselinom:

Mg(OH)2 + HCl = Mg(OH)Cl + H2O.

4. Dvostruke soli - soli, koje uključuju anione samo jedne vrste i različite katione, na primjer, KAl (SO4) 2 12 H2O.

5. Mješovite soli - soli, koje uključuju katione istog tipa i anjone različitih kiselina, na primjer, izbjeljivač CaCl (OCl).

6. Kompleksne soli - soli koje imaju kompleksne katjone ili anjone u kojima se veza formira mehanizmom donor-akceptor. Prilikom pisanja molekularne formule od takvih soli, kompleksni kation ili anion je zatvoren uglaste zagrade, na primjer:

K3, K, NaOH, (OH)2.

–  –  –

POGLAVLJE 1. OKSIDI

§ 1. Fizička svojstva oksida

§ 2. Klasifikacija oksida i obrasci promjene hemijskih svojstava .. 4

2.1. Klasifikacija oksida prema hemijskim svojstvima

2.2. Pravilnosti promjena svojstava oksida

§ 3. Metode za dobijanje oksida

§ 4. Hemijska svojstva oksida

4.1. Osnovni oksidi

4.2. Kiseli oksidi

4.3. Amfoterni oksidi

4.4. Opća hemijska svojstva oksida

POGLAVLJE 2. KISELINE I BAZE

§ 1. Teorije kiselina i baza

1.1. Elektrolitička teorija

1.2. Protolitska teorija

1.3. Elektronska teorija

§ 2. Kiseline

2.1. Klasifikacija kiselina.

2.2. Metode za dobijanje kiselina

2.3. Opće metode za dobivanje bilo koje kiseline

2.4. Hemijska svojstva kiselina

§ 3. Razlozi

3.1. Osnovna klasifikacija

3.2. Metode dobijanja baza

3.3. Hemijska svojstva baza

POGLAVLJE 3. SO

§ 1. Klasifikacija soli

§ 2. Metode za dobijanje soli

§ 3. Hemijska svojstva soli

Korenev Jurij Mihajlovič, prof. FNM MGU OVCHARENKO Valerij Pavlovič, čl. nastavnik Hemijski fakultet Moskovski državni univerzitet Egorov Evgeny Nikolaevich, Art. n. With. Hemijski fakultet Moskovskog državnog univerziteta

–  –  –

Potpisano za objavljivanje 04.12.2000. Format 60 84 1/16. kancelarijski papir. br. 1.

Ofset štampa. Headset Times. Konv. pećnica l. 2.25. Uch.-ed. l. 2.25. Tiraž 150 primjeraka.