Kjemikurset i skolen begynner i 8. klasse med studiet generelle prinsipper vitenskap: beskrevet mulige typer forbindelser mellom atomer, typer krystallgitter og de vanligste reaksjonsmekanismene. Dette blir grunnlaget for studiet av en viktig, men mer spesifikk seksjon - uorganiske stoffer.

Hva er det

Dette er en vitenskap som undersøker de strukturelle prinsippene, de grunnleggende egenskapene og reaktiviteten til alle elementene i det periodiske systemet. Viktig rolle spiller i uorganisk Periodisk lov, som arrangerer systematisk klassifisering stoffer ved endringer i masse, antall og type.

Kurset dekker også forbindelser dannet av samspillet mellom elementene i tabellen (det eneste unntaket er området hydrokarboner, diskutert i kapitlene om organiske stoffer). Problemer i uorganisk kjemi lar deg regne ut det mottatte teoretisk kunnskap i praksis.

Vitenskap i historisk perspektiv

Navnet "uorganisk" dukket opp i samsvar med ideen om at det dekker en del kjemisk kunnskap, som ikke er relatert til aktivitetene til biologiske organismer.

Over tid har det blitt bevist det de fleste organisk verden kan produsere "ikke-levende" forbindelser, og hydrokarboner av enhver type syntetiseres i laboratoriet. Fra ammoniumcyanat, som er et salt i grunnstoffenes kjemi, var den tyske forskeren Wöhler i stand til å syntetisere urea.

For å unngå forvirring med nomenklaturen og klassifiseringen av typer forskning i begge vitenskapene, følger programmet for skole- og universitetskurs generell kjemi involverer studiet av uorganiske stoffer som en grunnleggende disiplin. I vitenskapelige verden en lignende sekvens opprettholdes.

Klasser av uorganiske stoffer

Kjemi gir en slik presentasjon av materiale der de innledende kapitlene til uorganiske stoffer tar for seg elementenes periodiske lov. spesiell type, som er basert på antakelsen om at kjernenes atomladninger påvirker egenskapene til stoffer, og disse parameterne endres syklisk. Opprinnelig ble bordet bygget som en refleksjon av økningen atommasser elementer, men snart ble denne sekvensen avvist på grunn av dens inkonsekvens i aspektet de krever vurdering dette problemet uorganiske stoffer.

Kjemi, i tillegg til det periodiske systemet, antar tilstedeværelsen av rundt hundre figurer, klynger og diagrammer som gjenspeiler periodisiteten til egenskapene.

For tiden er en konsolidert versjon av å vurdere et slikt konsept som klasser av uorganisk kjemi populær. Tabellkolonnene angir elementer avhengig av fysiske og kjemiske egenskaper, i linjene - perioder som ligner hverandre.

Enkle stoffer i uorganiske stoffer

Et tegn i det periodiske system og et enkelt stoff i fri tilstand er oftest forskjellige ting. I det første tilfellet gjenspeiles bare den spesifikke typen atomer, i det andre - typen partikkelforbindelse og deres gjensidige påvirkning i stabile former.

Kjemisk binding i enkle stoffer bestemmer deres inndeling i familier. Dermed kan to brede typer grupper av atomer skilles - metaller og ikke-metaller. Den første familien inneholder 96 elementer av 118 studerte.

Metaller

Metalltypen antar tilstedeværelsen av en binding med samme navn mellom partikler. Interaksjonen er basert på deling av gitterelektroner, som er preget av ikke-retningsmessighet og umettethet. Det er derfor metaller leder varme og lader godt, har en metallisk glans, formbarhet og duktilitet.

Konvensjonelt er metaller til venstre i det periodiske systemet når man tegner en rett linje fra bor til astatin. Elementer i nærheten av denne funksjonen er oftest av grensenatur og viser doble egenskaper (for eksempel germanium).

Metaller danner for det meste basiske forbindelser. Oksydasjonstilstandene til slike stoffer overstiger vanligvis ikke to. Metallisiteten øker i en gruppe og avtar i løpet av en periode. For eksempel viser radioaktivt francium mer grunnleggende egenskaper enn natrium, og i halogenfamilien viser jod til og med en metallisk glans.

Situasjonen er annerledes i en periode - undernivåer fullføres foran som det er stoffer med motsatte egenskaper. I det horisontale rommet i det periodiske systemet, manifestert reaktivitet elementer endres fra basiske over amfotere til sure. Metaller er gode reduksjonsmidler (de aksepterer elektroner når de danner bindinger).

Ikke-metaller

Denne typen atomer er inkludert i hovedklassene av uorganisk kjemi. Ikke-metaller okkuperer høyre side periodisk tabell, viser typisk syreegenskaper. Oftest finnes disse elementene i form av forbindelser med hverandre (for eksempel borater, sulfater, vann). I fri molekylær tilstand er eksistensen av svovel, oksygen og nitrogen kjent. Det finnes også flere diatomiske ikke-metalliske gasser - i tillegg til de to nevnt ovenfor inkluderer disse hydrogen, fluor, brom, klor og jod.

De er de vanligste stoffene på jorden - spesielt silisium, hydrogen, oksygen og karbon er vanlig. Jod, selen og arsen er svært sjeldne (dette inkluderer også radioaktive og ustabile konfigurasjoner som er lokalisert i siste perioder tabeller).

I forbindelser oppfører ikke-metaller seg først og fremst som syrer. De er kraftige oksidasjonsmidler på grunn av evnen til å legge til et ekstra antall elektroner for å fullføre nivået.

i uorganiske stoffer

I tillegg til stoffer som er representert av én gruppe atomer, er det forbindelser som inkluderer flere forskjellige konfigurasjoner. Slike stoffer kan være binære (bestående av to forskjellige partikler), tre-, fire-element og så videre.

To-element stoffer

Kjemi legger særlig vekt på den binære naturen til bindinger i molekyler. Klasser uorganiske forbindelser betraktes også fra synspunktet om bindingen dannet mellom atomer. Det kan være ionisk, metallisk, kovalent (polar eller ikke-polar) eller blandet. Vanligvis viser slike stoffer tydelig basiske (i nærvær av metall), amfotere (dobbelt - spesielt karakteristisk for aluminium) eller sure (hvis det er et element med en oksidasjonstilstand på +4 og høyere) kvaliteter.

Tre-element-medarbeidere

Emner i uorganisk kjemi inkluderer vurdering av denne typen kombinasjon av atomer. Forbindelser som består av mer enn to grupper av atomer (uorganiske stoffer omhandler oftest tre-elementarter) dannes vanligvis med deltakelse av komponenter som skiller seg betydelig fra hverandre i fysisk-kjemiske parametere.

Mulige typer bindinger er kovalente, ioniske og blandede. Vanligvis ligner treelementstoffer i oppførsel som binære stoffer på grunn av det faktum at en av kreftene til interatomisk interaksjon er mye sterkere enn den andre: den svake dannes sekundært og har evnen til å dissosiere i løsning raskere.

Klasser i uorganisk kjemi

De aller fleste stoffene studert i uorganiske kurset kan vurderes i henhold til en enkel klassifisering avhengig av deres sammensetning og egenskaper. Dermed skilles det mellom oksider og salter. Det er bedre å begynne å vurdere forholdet deres ved å bli kjent med konseptet med oksiderte former, der nesten alle uorganiske stoffer kan vises. Kjemien til slike assosiasjoner er diskutert i kapitlene om oksider.

Oksider

Et oksid er en forbindelse av enhver kjemisk element med oksygen i en oksidasjonstilstand på -2 (henholdsvis i peroksider -1). Bindingsdannelse oppstår på grunn av donasjon og tilsetning av elektroner med reduksjon av O 2 (når det mest elektronegative elementet er oksygen).

De kan vise sure, amfotere og grunnleggende egenskaper avhengig av den andre gruppen av atomer. Hvis i et oksid det ikke overstiger oksidasjonstilstanden +2, hvis et ikke-metall - fra +4 og oppover. I prøver med en dobbel karakter av parametere oppnås en verdi på +3.

Syrer i uorganiske stoffer

Sure forbindelser har en miljøreaksjon på mindre enn 7 på grunn av innholdet av hydrogenkationer, som kan gå i løsning og deretter erstattes av et metallion. I henhold til klassifiseringen er de komplekse stoffer. De fleste syrer kan fremstilles ved å fortynne de tilsvarende oksidene med vann, for eksempel ved å danne svovelsyre etter hydratisering av SO 3 .

Grunnleggende uorganisk kjemi

Egenskapene til denne typen forbindelser skyldes tilstedeværelsen av hydroksylradikalet OH, som gir reaksjonen til mediet over 7. Løselige baser kalles alkalier de er de sterkeste i denne klassen av stoffer på grunn av fullstendig dissosiasjon (nedbrytning til; ioner i væsken). OH-gruppen kan erstattes med sure rester ved dannelse av salter.

Uorganisk kjemi er en dobbel vitenskap som kan beskrive stoffer med forskjellige punkter syn. I den protolytiske teorien betraktes baser som hydrogenkationakseptorer. Denne tilnærmingen utvider konseptet til denne klassen av stoffer, og kaller ethvert stoff som er i stand til å akseptere et proton for et alkali.

Salter

Denne typen forbindelse er mellom baser og syrer, da det er et produkt av deres interaksjon. Dermed er kationen vanligvis et metallion (noen ganger ammonium, fosfonium eller hydronium), og det anioniske stoffet er en sur rest. Når et salt dannes, erstattes hydrogen med et annet stoff.

Avhengig av forholdet mellom antall reagenser og deres styrke i forhold til hverandre, er det rasjonelt å vurdere flere typer interaksjonsprodukter:

• basiske salter oppnås hvis hydroksylgrupper ikke fullstendig erstattet (slike stoffer har en alkalisk reaksjon);
• sure salter dannes i motsatt tilfelle - når det er mangel på reagerende base, forblir hydrogen delvis i forbindelsen;
• de mest kjente og enkleste å forstå er de gjennomsnittlige (eller normale) prøvene - de er produktet av fullstendig nøytralisering av reaktantene med dannelse av vann og et stoff med bare et metallkation eller dets analog og en syrerest.

Uorganisk kjemi er en vitenskap som innebærer å dele opp hver av klassene i fragmenter som vurderes i forskjellige tider: noen - tidligere, andre - senere. Med flere fordypning Det er 4 flere typer salter:

• Dobler inneholder et enkelt anion i nærvær av to kationer. Vanligvis oppnås slike stoffer ved å kombinere to salter med samme syrerest, men forskjellige metaller.
• Den blandede typen er det motsatte av den forrige: dens basis er en kation med to forskjellige anioner.
• Krystallhydrater er salter hvis formel inneholder vann i krystallisert tilstand.
• Komplekser er stoffer der kation, anion eller begge er presentert i form av klynger med et dannende element. Slike salter kan hovedsakelig oppnås fra elementer fra undergruppe B.

Andre stoffer som inngår i uorganisk kjemiverksted som kan klassifiseres som salter eller som individuelle kapitler kunnskap, kan vi navngi hydrider, nitrider, karbider og intermetalliske forbindelser (forbindelser av flere metaller som ikke er en legering).

Resultater

Uorganisk kjemi er en vitenskap som er av interesse for enhver spesialist på dette feltet, uavhengig av hans interesser. Det inkluderer de første kapitlene studert i skolen iht dette emnet. Kurset i uorganisk kjemi legger opp til systematisering av store mengder informasjon i henhold til en klar og enkel klassifisering.

• INNHOLD:
  Fra redaktøren (3).
  Andrey Nikolaevich Kolmogorov ( Curriculum Vitae) (4).
  1. Fourier-Lebesgue-serien, divergerende nesten overalt (8).
  2. I størrelsesordenen til koeffisientene til Fourier - Lebesgue-serien (12).
  3. Merknader om studiet av konvergensen av Fourier-serier (15).
  4. Om konvergensen av Fourier-serien (16).
  5. Aksiomatisk definisjon av integralet (19).
  6. Om grensene for generalisering av integral (21).
  7. Om muligheten generell definisjon derivat, integral og summering av divergerende serier (39).
  8. Om harmonisk konjugerte funksjoner og Fourier-serier (40).
  9. Om prinsippet om tertium non datur (45).
  10. Om konvergensen av Fourier-serien (69).
  11. Fourier-Lebesgue-serien, divergerende overalt (73).
  12. Om konvergensen av ortogonale serier (75).
  13. Om operasjoner på sett (85).
  14. Om Denjoy-integrasjonsprosessen (93).
  15. Om geometriens topologisk-gruppeteoretiske begrunnelse (94).
  16. Studie av begrepet integral (96).
  17. Om å bestemme gjennomsnittet (136).
  18. Om kompaktheten til sett av funksjoner med konvergens i gjennomsnitt (139).
  19. Mot tolkningen av intuisjonistisk logikk (142).
  20. Mot begrunnelsen av projektiv geometri (149).
  21. Mot målteorien (150).
  22. Om bruddpunktene til funksjonene til to pepemenn (167).
  23. Om normaliserbarheten til generelle lineære topologiske rom! (168).
  24. Fortsettelse av studien om diskontinuitetspunkter av en funksjon av to variabler (171).
  25. Om konvergens av serier i ortogonale polynomer (174).
  26. Laplace-transformasjon i lineære rom (178).
  27. På rekkefølgen av resten av leddet av Fourier-rekker av differensierbare funksjoner (179).
  28. Om den beste tilnærmingen av funksjoner av en gitt funksjonell klasse (186).
  29. Om dualitetslovene i kombinatorisk topologi (190).
  30. Homologiring av komplekser og lokalt kompakte rom (197).
  31. Finite dekker av topologiske rom (203).
  32. Betti grupper av lokalt kompakte rom 2A7
  33. Egenskaper til Betti-grupper av lokalt kompakte rom (209).
  34. Betti-grupper av metriske rom (211).
  35. Relative sykluser. Alexanders dualitetsteorem (214).
  36. Om åpne kartlegginger (215).
  37. Skeiv-symmetriske størrelser og topologiske invarianter (218).
  38. Studie av diffusjonsligningen assosiert med en økning i mengden materie, og dens anvendelse på en biologisk problem (221).
  39. Forenklet bevis på Birkhoff-Khinchins ergodiske teorem (246).
  40. Om ulikheter mellom toppkanter påfølgende derivater vilkårlig funksjon på et uendelig intervall (252).
  41. Om ringer kontinuerlige funksjoner på topologiske rom (264).
  42. Kurver i Hilbert-rom invariant under én-parameter-gruppen av bevegelser (269).
  43. Wienerspiral og noen andre interessante kurver i Hilbert-rommet (274).
  44. Punkter med lokal topologi av utallige flere åpne kart over kompakte sett (278).
  45. Lokal struktur av turbulens i en inkompressibel viskøs væske ved svært store antall Reynolds (281).
  46. ​​Mot degenerering av isotrop turbulens i en inkompressibel viskøs væske (287).
  47. Energispredning i lokal isotrop turbulens (290).
  48. Ligninger for turbulent bevegelse av en inkompressibel væske (294).
  49. Merknad om polynomer av P.L. Chebyshev, den minst unnvikende gitt funksjon (296).
  50. Om å knuse faller inn turbulent strømning (302).
  51. O dynamiske systemerøks med en integrert invariant på torus (307).
  52. Om bevaring betinget periodiske bevegelser med en liten endring i Hamilton-funksjonen (311).
  53. Generell teori dynamiske systemer og klassisk mekanikk (316).
  54. Noen grunnleggende spørsmål om omtrentlig og nøyaktig representasjon av funksjoner til én og flere variabler 333.
  55. Om representasjon av kontinuerlige funksjoner av flere variabler ved superposisjoner av kontinuerlige funksjoner mindre antall variabler (335).
  56. Om representasjon av kontinuerlige funksjoner av flere variabler i form av superposisjoner av kontinuerlige funksjoner av én variabel og addisjon (340).
  57. Om den lineære dimensjonen av topologisk vektorrom (344).
  58. Avklaring av ideer om den lokale strukturen av turbulens i en inkompressibel viskøs væske ved høye Reynolds-tall (348).
  59. P.S. Alexandrov og teorien om bs-operasjoner (352).
  60. Kvalitativ studie matematiske modeller populasjonsdynamikk (357).

Generell og uorganisk kjemi. Korenev Yu.M., Ovcharenko V.P.

M.: Skole oppkalt etter. A.N. Kolmogorov, Moscow State University Publishing House, 2000-2002; 60s.+36s.+48s.

Nåværende metodisk manual satt sammen i samsvar med programmet for kurset i uorganisk kjemi, og undervist til studenter ved den kjemiske og biologiske avdelingen ved skolen oppkalt etter A. N. Kolmogorov Specialized utdannings- og vitenskapssenter Moskva statsuniversitet.

Boken introduserer hovedklassene av uorganiske forbindelser, deres egenskaper og fremstillingsmetoder.

Format: djvu/zip

Størrelse: 5 68 KB

/Last ned filen

DEL JEG.

KAPITTEL I. GRUNNLEGGENDE KONSEPT OG DEFINISJONER 3
1.1. Stoffets struktur 3
1.2. Kvantitative sammenhenger i kjemi 9
1.3. Kjemiske symboler og formler 13
KAPITTEL II. ATOMSTRUKTUR 20
2.1. Tidlige modeller av atomet 20
2.2. Kvantemekanisk modell av strukturen til atomet 26
KAPITTEL III. KJEMISK binding 41
3.1. Overskrift 41
3.2. Valensbindingsmetode 47
3.3. Molekylær orbitalmetode 53

DEL II.

KAPITTEL 1. Oksider 3
§ 1. Fysiske egenskaper oksider 3
§ 2. Klassifisering av oksider og mønstre for endringer i kjemiske egenskaper.. 4
2.1. Klassifisering av oksider etter kjemiske egenskaper 4
2.2. Mønstre for endringer i egenskapene til oksider 5
§ 3. Metoder for å oppnå oksider 7
§4. Kjemiske egenskaper oksider 9
4.1. Basiske oksider 9
4.2. Sure oksider 10
4.3. Amfotere oksider 10
4.4. Generelle kjemiske egenskaper til oksider 11
KAPITTEL 2. Syrer og BASER 13
§ 1. Teorier om syrer og baser 13
1.1. Elektrolytisk teori 13
1.2. Protolytisk teori 13
1.3. Elektronisk teori 14
§2. Syrer 16
2.1. Klassifisering av syrer 16
2.2. Metoder for å produsere syrer 19
2.3. Generelle metoder få noen syrer 19
2.4. Kjemiske egenskaper til syrer 21
§3. Baser 24
3.1. Klassifisering av baser 24
3.2. Metoder for å oppnå baser 25
3.3. Kjemiske egenskaper til baser 27
KAPITTEL 3. Salter 29
§ 1. Klassifisering av salter 29
§ 2. Metoder for å oppnå salter 30
§ 3. Salters kjemiske egenskaper 33

DEL III.

KAPITTEL 1 Grunnleggende om termodynamikk 3
§ 1.1. Grunnleggende definisjoner 3
§ 1.2. Null lov (begynnelsen) av termodynamikk 6
§ 1.3. Første lov (begynnelsen) av termodynamikk 6
§ 1.3.2. Standard varme (entalpi) for dannelse av forbindelse 9
§ 1.3.3. Standard forbrenningsentalpi 10
§ 1.3.4. Standard energi (entalpi) til en kjemisk binding 10
§ 1.3.5. Standard entalpi for sublimering, fordampning og smelting 11
§ 1.3.6. Elektronaffinitet, ioniseringspotensial, elektronegativitet 11
§ 1.3.7. Hess lov 13
§ 1.3.8. Born-Haber syklus 14
§ 1.3.9. Kirchhoffs lov 16
§ 1.4. Andre lov (begynnelsen) av termodynamikk 17
§ 1.4.1. Definisjon av entropi fra perspektivet klassisk termodynamikk 18
§ 1.4.3. Statistisk tolkning entropibegreper 19
§ 1.4.4. Gratis energi Gibbs 21
§ 1.4.5. Kjemisk potensial 22
§ 1.4.6. Kjemisk likevekt 23
§ 1.4.7. Reaksjonsretning 31
KAPITTEL 2 Grunnleggende om KINETIKK 35
§2.1. Fart kjemisk reaksjon 35
§ 2.2. Faktorer som påvirker hastigheten på en kjemisk reaksjon 37
§ 2.3. Eksperimentelle metoder bestemme hastighetskonstantene for en kjemisk reaksjon 47

"GENERELL og UORGANISK KJEMI Del II GRUNNLEGGENDE KLASSER AV UORGANISKE FORBINDELSER Skole oppkalt etter A.N. Kolmogorov Publishing Mo s k u n i v e r s i t e t a UDC..."

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

UORGANISK

HOVEDKLASSER

UORGANISKE FORBINDELSER

Skole oppkalt etter A.N. Kolmogorov

FORLAG TIL MOSKVA UNIVERSITET

Anmelder

Førsteamanuensis L.A. Kulikov

(Kemisk fakultet, Moskva statsuniversitet)

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

K 66 Generell og uorganisk kjemi. Forelesningskurs. Del II. Hovedklasser av uorganiske forbindelser. - M.: Skole oppkalt etter A. N. Kolmogorov, Moscow University Publishing House, 2000. - 36 s.

ISBN 5-211-03933-5 Til stede opplæringsmanual kompilert i samsvar med programmet for kurset i uorganisk kjemi, og undervist til studenter ved den kjemiske og biologiske avdelingen ved skolen oppkalt etter A. N. Kolmogorov fra det spesialiserte pedagogiske og vitenskapelige senteret ved Moscow State University.

Håndboken introduserer hovedklassene av uorganiske forbindelser, deres egenskaper og fremstillingsmetoder.

UDC 546 BBK 24.1 © Yu.M. Korenev, V.P. Ovcharenko, E.N

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

Kapittel 1 Oksider OKSIDER er forbindelser dannet av atomer av to grunnstoffer, hvorav det ene er oksygen i oksidasjonstilstand (– 2).

Oksider inkluderer alle forbindelser av grunnstoffer med oksygen, for eksempel Fe2O3, P4O10, bortsett fra de som inneholder oksygenatomer bundet kjemisk binding med hverandre (peroksider, superoksider, ozonider), for eksempel Na2O2 - natriumperoksid: Na O O Na O] – KO2 - kaliumsuperoksid: K+ – KO3 - kaliumozonid: K+, som ikke finnes i naturen:

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

(Fe) Fe3O 4 Fra bly (IV) oksidhydrat, som en syre, og Pb(OH)2, som base, kan to doble oksider oppnås - Pb2O3 og Pb3O4 (rødt bly), som kan betraktes som salter. Det første er blysaltet av metallisk blysyre (H2PbO3), og det andre er blysaltet av ortoblysyre (H4PbO4).

§ 2. Klassifisering av oksider og mønstre for endringer i kjemiske egenskaper Blant oksidene, særlig blant oksidene av d-elementer, er det mange forbindelser med variabel sammensetning (bertolider), hvor oksygeninnholdet ikke samsvarer med den støkiometriske sammensetningen, men varierer innenfor ganske vide grenser, for eksempel varierer sammensetningen av titanoksid (II) TiO mellom TiO0,65 – TiO1,25.

Saltdannende oksider er oksider som danner salter.

Oksider av denne typen er delt inn i tre klasser: basiske, amfotere og sure.

–  –  –

Sure oksider er oksider hvis grunnstoff, når de danner et salt eller syre, er inkludert i anionet.

Amfotere oksider er oksider som, avhengig av reaksjonsforholdene, kan oppvise både egenskapene til sure og basiske oksider.

–  –  –

Syrer og baser § 1. Teorier om syrer og baser Begrepene «syre» og «base» ble dannet på 1600-tallet. Innholdet i disse vilkårene har imidlertid blitt revidert flere ganger. Det er flere teorier om syrer og baser. Her skal vi kun vurdere tre teorier som oftest brukes for å forklare kjemiske prosesser.

1.1. Elektrolytisk teori Basert på teori elektrolytisk dissosiasjon(1887), foreslått av den svenske fysikalske kjemikeren Svante Arrhenius (1859 - 1927), kan følgende definisjoner av syrer og baser gis:

Syrer er elektrolytter som, når de dissosieres til vandige løsninger, kun hydrogenkationer (hydronium - H3O+) og anioner av syreresten er gitt som kationer.

For eksempel HNO3 H+ + NO 3.

Baser er elektrolytter som, når de dissosieres i vandige løsninger, kun gir hydroksylanioner (OH–) og kationer som anioner.

For eksempel KOH K+ + OH –.

–  –  –

K H 2O = K a.

Verdien Ka kalles ioniseringskonstanten til syren (underskriften "a" er fra den engelske syre - syre), telleren indikerer vanligvis ikke konsentrasjonen av hydroniumkationer, men konsentrasjonen av hydrogenioner.

Kvalitativt kan styrken til syrer vurderes ved å bruke Paulings regel: hvis vi forestiller oss formelen til en oksosyre i generelt syn- HnЭOm, så ved forskjellen (m – n) kan du estimere styrken til syren: hvilken syre har den mest og syren er sterkere:

m – n = 0 - svært svak syre, HClO m – n = 1 - svak syre, HClO2 m – n = 2 - sterk syre, HClO3 m – n = 3 - veldig sterk syre, HClO4.

For polybasiske syrer kan hvert dissosiasjonstrinn ha sin egen ioniseringskonstant, og som regel er hver påfølgende konstant flere størrelsesordener mindre enn den forrige:

–13 K3 = 5, 10).

Å erstatte ett oksygenatom i en oksosyre med et fluoratom fører til en kraftig økning i syrens styrke. Et eksempel er fluorsulfonsyre HSO3F. Slike syrer kalles supersyrer. Samme klasse syrer inkluderer også syrer med et komplekst anion, for eksempel HSbF6.

5. Når det gjelder stabilitet. Noen oksosyrer eksisterer bare i fortynnede vandige løsninger og er termisk ustabile.

Det er umulig å oppnå dem i individuell form, for eksempel H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2. Samtidig er det syrer som er motstandsdyktige mot varme, for eksempel svovelholdig H2SO4 (tbp = 296,5C).

6. Etter løselighet. I henhold til løselighet er syrer delt inn i løselig, slik som HNO3, H3PO4, og uløselig i vann - SiO2 x H2O, H2MoO4.

7. I henhold til forholdet mellom vann og syreoksid. På dette grunnlaget deles syrer inn i orto-, pyro-, metasyrer og syrer med variabel sammensetning.

Orto-syrer inkluderer syrer der forholdet mellom vann og syreoksid overstiger 1. Slike syrer inkluderer ortofosforsyre H3PO4 [(H2O) : (P2O5) = 3: 1].

–  –  –

Men når du bruker svovelsyre til disse formålene, er det nødvendig å ta hensyn til andre egenskaper ved denne syren som begrenser bruken.

Konsentrert svovelsyre er et ganske sterkt oksidasjonsmiddel, så det kan ikke brukes til å produsere syrer som HBr, HI, H2S, de syredannende elementene som det kan konvertere til andre oksidasjonstilstander, for eksempel:

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

–  –  –

1. Vurder karakteristiske egenskaper syrer som ikke er oksidasjonsmidler.

1.1. Utveksle reaksjoner

a) Interaksjon med baser (både løselige og uløselige) - nøytraliseringsreaksjon:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

–  –  –

2 H2S + H2SO3 = 3 S + 3 H2O.

Etter dette prinsippet kan syrer deles inn i reduserende syrer og oksiderende syrer.

2. Egenskaper til oksiderende syrer.

2.1. Utveksle reaksjoner. Oksiderende syrer reagerer med oksider, hydroksider og salter, som inneholder metallkationer som ikke viser variable oksidasjonstilstander samt syrer som ikke er oksidasjonsmidler (se 1.1 og 1.2 i avsnitt 2.4).

2.2. Reaksjoner med hydroksyder, oksider og salter.

a) Hvis metallet som danner basen kan være i flere oksidasjonstilstander, og syren viser seg oksiderende egenskaper, så kan disse reaksjonene oppstå med en endring i oksidasjonstilstandene til elementer, for eksempel:

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

b) Metalloksider som viser variable oksidasjonstilstander oppfører seg på samme måte i reaksjoner med oksiderende syrer:

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

c) Under reaksjoner av oksiderende syrer med salter som inneholder et anion som viser restaurerende egenskaper, dens oksidasjon skjer:

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

2.3. Interaksjon med metaller.

Nitrogen og konsentrert svovelsyre er sterke oksidasjonsmidler og kan samhandle med metaller i spenningsområdet både før og etter hydrogen, men i dette tilfellet frigjøres ikke hydrogen, men det dannes produkter av reduksjon av nitrogen og svovel, og sammensetningen av produktene avhenger av aktiviteten. av metallet, syrekonsentrasjon og temperatur:

Cu + 4 HNO3 (kons.) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3 (fortynnet) = 3 Сu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 5 Co + 12 HNO3 (ul. fortynnet) = 5 Co(NO3)2 + N2 + 6 H2O 4 Zn + 10 HNO3 (ekstra fortynnet) = 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O.

–  –  –

3.1. Klassifisering av baser Baser kan klassifiseres i henhold til følgende egenskaper.

1. Surheten til en base er antallet OH-grupper som kan byttes ut med en sur rest. For eksempel er NaOH en en-syre base, Ca(OH)2 er en to-syre base. Ifølge dette kriteriet er baser en-, to-, etc. sure. Polysyrebaser dissosieres trinnvis og kan danne flere serier av salter, for eksempel (MgOH)2CO3 - magnesiumhydroksykarbonat (basisk karbonat);

MgCO3 - karbonat (middels karbonat) av magnesium.

2. Løselighet. Alkalimetallhydroksider, metaller hovedundergruppe den andre gruppen, som starter med kalsium, tallium(I)hydroksid og ammoniumhydroksid er løselige i vann. Hydroksider av andre metaller er praktisk talt uløselige i vann.

3. Styrken til baser, så vel som andre elektrolytter, bestemmes av graden av dissosiasjon (eller dissosiasjonskonstanten). Sterke baser er hydroksyder av alkali- og jordalkalimetaller.

Sterke, vannløselige baser kalles alkalier.

4. Termisk stabilitet av baser. Ved oppvarming brytes de fleste baser ned til metalloksid og vann. Alkalimetallhydroksider, starter med natrium, er stabile de smelter uten nedbrytning. Litium-, strontium-, barium- og radiumhydroksider spaltes ved temperaturer litt over smeltepunktet av andre metaller dekomponerer før smelting.

5. I forhold til syrer og alkalier kan metallhydroksider deles inn i basiske og amfotere. Basiske hydroksider inkluderer hydroksider som bare løses opp i syrer og ikke reagerer med alkalier, mens amfotere hydroksyder inkluderer hydroksider som oppløses i både syrer og alkalier.

De viktigste er hydroksider av alkali- og jordalkalimetaller, samt magnesiumhydroksid og hydroksider av overgangsmetaller i lavere oksidasjonstilstander, for eksempel Cr(OH)2, Mn(OH)2, etc.

Amfotere hydroksyder er Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2, overgangsmetallhydroksider i mellomliggende oksidasjonstilstander, for eksempel Cr(OH)3, Fe(OH)3.

–  –  –

For å oppnå hydroksyder ved denne metoden, er det nødvendig å skille katode- og anoderommet, ellers vil klor samhandle med alkali for å danne andre produkter.

7. På den viktigste måtenå oppnå svake, vannuløselige baser er deres utfelling fra saltløsninger med alkalier eller ammoniakkløsning MgSO4 + 2 KOH = Mg(OH)2 + K2SO4 AlCl3 + 3 NH4OH = Al(OH)3 + 3 NH4Cl.

Ved avsetning amfotere hydroksyder Med alkalier kan fullstendig utfelling kun oppnås ved å blande strengt ekvimolare mengder salt og alkali. Derfor brukes en løsning av ammoniakk i vann for å utfelle amfotere hydroksyder. Ammoniakk kan ikke brukes til å utfelle hydroksyder av metaller som danner komplekse kationer med den.

§ 3. Baser Ammoniumhydroksid kan ikke oppnås på denne måten, siden en økning i konsentrasjonen av OH-anioner fører til en reduksjon i løseligheten av ammoniakk i vann og frigjøring fra løsning i form av en gass:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl.

Den samme metoden kan brukes for å oppnå vannløselige baser:

Ca(OH)2 + Na2CO3 2 NaOH + CaCO3 (kaustisering av soda).

Likevektsskiftet mot dannelse av NaOH oppnås på grunn av dannelsen av CaCO3, som har mindre løselighet enn Ca(OH)2.

For ytterligere å forskyve likevekten mot hydroksiddannelse alkalimetall bruk bariumhydroksid og sulfat av det tilsvarende alkalimetallet:

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

8. Oksidasjon av kationen lokalisert i laveste grad oksidasjon, til det høyeste:

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

–  –  –

Salts synspunkt elektrolytisk teori vi kan gi følgende definisjon til denne klassen av forbindelser SALT - elektrolytter som dissosierer i vandige løsninger til metallkationer eller andre, mer komplekse kationer, for eksempel NH, UO 2, 2+ og anioner av syreresten.

–  –  –

1. Mediumsalter - salter som dannes som et resultat av fullstendig nøytralisering av en syre med en base (ved å erstatte alle hydrogenkationer med metallkationer):

H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O.

2. Syresalter - salter som dannes under ufullstendig nøytralisering av en syre med en base (ikke alle hydrogenkationer erstattes av metallkationer). Salter av denne typen kan bare dannes av polybasiske syrer.

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.

H2SO4 er en dibasisk syre, som den dannes ved fullstendig nøytralisering middels salt Na2SO4, og når ett hydrogenatom erstattes med et metall, dannes syresaltet NaHSO4.

H3PO4 er en tribasisk syre der det er mulig å sekvensielt erstatte ett, to eller alle tre hydrogenatomer med metallatomer.

Og når denne syren er nøytralisert, er dannelsen av tre serier med salter mulig:

NaH2PO4, Na2HPO4 og Na3PO4.

Salter Generelt, til sure salter inkluderer salter hvor molinnholdet av det sure oksydet er større enn molinnholdet til det basiske oksydet, for eksempel Na2B4O7, Na2Cr2O7, Na2S2O7, Na4P2O7. Når man reagerer med basiske oksider og av hydroksyder omdannes disse saltene til mellomsalter:

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

3. Basiske salter - salter som er produktet av ufullstendig nøytralisering av en polysyrebase med en syre:

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

4. Dobbeltsalter - salter som inneholder anioner av kun én type og forskjellige kationer, for eksempel KAl(SO4)2 12 H2O.

5. Blandede salter - salter som inneholder kationer av samme type og anioner av forskjellige syrer, for eksempel blekemiddel CaCl (OCl).

6. Komplekse salter - salter med komplekse kationer eller anioner der bindingen dannes i henhold til donor-akseptor-mekanismen. Når du skriver molekylære formler av slike salter er det komplekse kation eller anion inneholdt i firkantede parenteser, For eksempel:

K3, K, NaOH, (OH)2.

–  –  –

KAPITTEL 1. OKSIDER

§ 1. Fysiske egenskaper ved oksider

§ 2. Klassifisering av oksider og mønstre for endringer i kjemiske egenskaper.. 4

2.1. Klassifisering av oksider etter kjemiske egenskaper

2.2. Mønstre for endringer i egenskapene til oksider

§ 3. Metoder for å oppnå oksider

§ 4. Kjemiske egenskaper ved oksider

4.1. Grunnleggende oksider

4.2. Sure oksider

4.3. Amfotere oksider

4.4. Generelle kjemiske egenskaper til oksider

KAPITTEL 2. SYRER OG BASER

§ 1. Teorier om syrer og baser

1.1. Elektrolytisk teori

1.2. Protolytisk teori

1.3. Elektronisk teori

§ 2. Syrer

2.1. Klassifisering av syrer.

2.2. Metoder for å produsere syrer

2.3. Generelle metoder for å oppnå eventuelle syrer

2.4. Kjemiske egenskaper til syrer

§ 3. Begrunnelse

3.1. Klassifisering av baser

3.2. Metoder for å skaffe baser

3.3. Kjemiske egenskaper til baser

KAPITTEL 3. SALT

§ 1. Klassifisering av salter

§ 2. Metoder for å oppnå salter

§ 3. Salters kjemiske egenskaper

KORENEV Yuri Mikhailovich, prof. FNM MSU OVCHARENKO Valery Pavlovich, senior lærer Kjemisk fakultet MSU EGOROV Evgeniy Nikolaevich, senior n. Med. Fakultet for kjemi, Moskva statsuniversitet

–  –  –

Signert for publisering 4. desember 2000. Format 60 84 1/16. Kontorpapir nr. 1.

Offsettrykk. Times skrifttype. Betinget stekeovn l. 2,25. Akademisk utg. l. 2,25. Opplag 150 eksemplarer.