Общая и неорганическая химия - В трех частях - Коренев Ю.М., Овчаренко В.П. Основные понятия, строение атома. Классы неорганической химии
-> Неорганическая химия -> Коренев Ю.М. -> "Общая и неорганическая химия Часть 1"
Общая и неорганическая химия Часть 1 - Коренев Ю.М.
Общая и неорганическая химия Часть 1
Автор: Коренев Ю.М.Другие авторы: Овчаренко В.П.
Издательство: МГУ
Год издания: 2000
Страницы: 64
ISBN 5-211-04200-Х
Читать:
Скачать: .djvu
Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко
Общая и неорганическая химия
Часть I
Основные понятия, строение атома,
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Школа имени А.Н.Колмогорова Издательство Московского университета 2000
УДК 546 ББК 24.1 К 66
Коренев Ю.М., Овчаренко В.П.
К 66 Общая и неорганическая химия. Курс лекций. Часть I.
Основные понятия, строение атома, химическая связь. - М.: Школа имени А. Н. Колмогорова, Издательство Московского университета, 2000. - 60 с.
ISBN 5-211-04200-Х
Настоящее методическое пособие составлено в соответствии с программой курса неорганической химии, и читаемого учащимся химико-биологического отделения Школы имени А. Н. Колмогорова Специализированного учебно-научного центра МГУ.
Книга знакомит с основными классами неорганических соединений, их свойствами и способами получения.
ISBN 5-211-04200-Х
© Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко, 1998 г. © И.Н.Коровин - оформление, 2000 г.
Глава I
Основные понятия и определения
1.1. Строение вещества
Одним из основных понятий химии и других естественных наук является атом. Этот термин имеет давнее происхождение; он насчитывает уже около 2500 лет. Впервые понятие атома зародилось в Древней Греции, примерно в V в. до н. э. Основоположниками атомистического учения были древнегреческие философы Левкипп1 и его ученик Демокрит. Именно они выдвинули идею о дискретном строении материи и ввели термин «АТОМ». Демокрит определял атом как наименьшую, далее неделимую, частицу материи.
Учение Демокрита не получило широкого распространения, и в течение большого исторического периода в химии (а во времена средневековья -
алхимии) господствовала теория Аристотеля (384 - 322гг. до н.э.). Согласно учению Аристотеля, основными началами природы являются абстрактные «принципы»: холод, тепло, сухость и влажность, при комбинации которых образуются четыре основных «элемента-стихии»: земля, воздух, огонь
и вода.
И только в начале XIX столетия английский ученый Джон Дальтон возвращается к атомам как наименьшим частицам материи и вводит в науку этот термин. Этому предшествовали работы таких замечательных ученых, как Р. Бойль (в книге «Химик-скептик» он нанес сокрушительный удар по представлениям алхимиков), Дж. Пристли и К. В. Шееле (открытие кислорода), Г. Кавендиш (открытие водорода), А. Л. Лавуазье (попытка составить первую таблицу простых веществ), М. В. Ломоносов (основные положения атомно-молекулярного учения, закон сохранения массы), Ж. Л. Пруст (закон постоянства состава) и многие другие.
Открытия в области физики, сделанные в конце XIX - первой трети XX столетий, заставили ученых совершенно иначе смотреть на атомномолекулярное учение. Оказалось, что атом обладает сложным строением и не является наименьшей частицей материи.
Здесь мы не будем приводить устаревшее определение этого понятия, а сразу дадим формулировку, базирующуюся на современных представлениях.
" Левкипп (ЛебкштоО - древнегреч. философ. О жизни Левкиппа практически ничего не известно.
Атом (греч. атоцо^- неделимый) - это наименьшая частица химического элемента, способная к самостоятельному существованию и являющаяся носителем его свойств. Атом представляет собой электронейтральную микросистему, состоящую из положительно заряженного ядра и соответствующего числа электронов.
| Химический элемент - вид атомов с одинаковым зарядом ядра.
Химический элемент - это понятие, а не материальная частица. Это не атом, а совокупность атомов, характеризующихся определенным признаком - одинаковым зарядом ядра.
Электрон [др.греч. пХвкхроу- янтарь (хорошо электризуется при трении)] - стабильная элементарная частица, имеющая массу покоя, равную 9,109-10 31 кг= 5,486-10^а.е. м.2, и несущая элементарный отрицательный заряд, равный 1,6 10 14 Ют.
В химии и в физике при решении многих задач заряд электрона принимают за - 1 и заряды всех остальных частиц выражают в этих единицах. Электроны входят в состав всех атомов.
Протон (греч. лрютост- первый)- элементарная частица, являющаяся составной частью ядер атомов всех химических элементов, обладает
-27
массой покоя тр=1,672 10 ~ кг=1,007 а.е.м. и элементарным положительным электрическим зарядом, равным по величине заряду электрона, т. е. 1,6 10ч Кл.
Число протонов в ядре определяет порядковый номер химического элемента.
Нейтрон (лат. neutrum- ни то, ни другое)- электрически нейтральная элементарная частица с массой покоя, несколько превышающей массу покоя протона шп= 1,675 10 27кг= 1,009а. е.м.
Наряду с протоном нейтрон входит в состав всех атомных ядер (за исключением ядра изотопа водорода "Н, представляющего собой один протон).
Таблица 1
Некоторые характеристики элементарных частиц, входящих в состав атома
Кафедра химии возникла вскоре после преобразования интерната №18 в Специализированный учебно-научный центр МГУ (Постановление Совета Министров СССР №1241 от 01.10.88г. и приказ Госкомобразования от 16.11.88г.).
До этого химию в интернате преподавали:
Веденеева Марина Сергеевна
- с 1964 по 1980 г.
- с 1980 по 1991 г.
Табаченко Наталья Владимировна
- с 1986 по 1989 г.
С 13 ноября 1989 г. к занятиям в СУНЦ приступил первый специализированный химический класс. Тогда в него было зачислено 18 школьников. Не все дошли до "финиша" - в 1991 г. в первом химическом выпуске насчитывалось только 8 человек.
Состав преподавателей кафедры химии с 1989г. существенно не менялся. На кафедре химии работали и работают:
| Галин Алексей Михайлович | (к.х.н., доцент) - с 1991 г. по наст. время |
| Загорский Вячеслав Викторович | (д.пед.н., профессор) - с 1989 г. по наст. время |
| Менделеева Екатерина Александровна | (к.х.н., доцент) - с 1990 г. по наст. время |
| Морозова Наталья Игоревна | (к.х.н., ст.препод.) - с 1990 г. по наст. время |
| Колясников Олег Владимирович | (ассистент) - с 2004 г. по наст. время |
| Кубарев Алексей Вячеславович | (ассистент) - с 2005 г. по наст. время |
| Сигеев Александр Сергеевич | (к.х.н., ассистент) - с 2008 по наст. время |
| Алешин Глеб | (лаборант) - с 2009 по наст. время |
| Коренев Юрий Михайлович
(10.05.1936 - 09.08.2010) |
(д.х.н., профессор, зав. кафедрой) - с 1989 г. по 2010 г. |
| Батаева Елена Викторовна | (к.пед.н., ассист.) - с 1990 по 1993 г. |
| Пиркулиев Намиг Шарафеддин-оглы | (ассистент) - с 1997 по 1999 г. |
| Присяжнюк Валентина Викторовна | |
| Татьянина Ирина Васильевна | (ассистент) - с 1989 по 1991 г. |
| Чуранов Сергей Сергеевич | (к.х.н., доцент) - с 1989 по 1997 г. |
| Батаев Вадим Альбертович | (к.х.н.) - с 1997 по 1998 г. |
За период с 1991 по 2010 год состоялось 20 выпусков химического класса СУНЦ - всего 361 человек. Из них 298 выпускников (83%) поступили в МГУ. Большинство - 214 выпускников – поступили на химический факультет и факультет наук о материалах. Выпускники химического класса учились и учатся также на физическом (16), механико-математическом (15), биологическом (7), геологическом (6) факультетах, факультете вычислительной математики и кибернетики (9), факультете фундаментальной медицины (6), почвоведения (9). Поступают ребята и в другие ВУЗы - ВХК РАН, РХТУ, МИФИ, Медицинскую академию и т.д.
Занятия в химическом классе СУНЦ МГУ проводятся в учебном корпусе СУНЦ (лекции и семинары) и на Химическом факультете МГУ (практикумы по аналитической, органической и неорганической химии).
Занятия в химическом и физико-математических классах проводятся по оригинальным программам и учебникам, авторами которых являются преподаватели кафедры. Кроме базового курса преподаватели кафедры химии ведут факультативы:
- Термодинамика и кинематика быстрых и экзотермических реакций (Загорский В. В.)
- Химия на английском (Менделеева Е. А.)
- Человек и вещество (Менделеева Е. А.)
- Методы решения задач по химии (Галин А. М.)
- Геномика (Колясников О. В.)
- Химия белка (Колясников О. В.)
- Нанотехнологии – навстречу наномиру (Смирнов Е. А.)
- Фехтование (Колясников О. В.)
- Органический ликбез (Морозова Н. И.)
- Подготовка к ЕГЭ (Галин А.М., Кубарев А. В.)
- Вечерний клуб (Загорский В. В.)
Преподаватели кафедры химии многократно получали гранты "Соросовский учитель", они участвуют в организации и проведении химических олимпиад школьников, летних школ для старшеклассников и семинаров для школьных учителей.
Преподаватели кафедры химии издали следующие учебные пособия :
Органическая химия. Часть I. Теория строения органических веществ.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, 1997. - 48 с.- Менделеева Е. А., Морозова Н. И.
Органическая химия. Часть II. Углеводороды.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Изд-во Моск. ун-та, 1999. - 64 с.
ISBN 5-211-02588-1 - Коренев Ю. М., Овчаренко В. П.
Общая и неорганическая химия. Часть I.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, 1998. - 63 с. - Ю.М.Коренев, Н.И.Морозова, А.И.Жиров
Практикум по неорганической химии.
М.: Школа им. А.Н Колмогорова, Изд. МГУ, 1999. - 64 с. - Коренев Ю.М., Овчаренко В.П., Менделеева Е.А., Морозова Н.И.
Химия. Часть I.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, 2000. - 72 с. - Коренев Ю. М., Овчаренко В. П., Егоров Е. Н.
Общая и неорганическая химия. Часть II. Основные классы неорганических соединений.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Издательство Московского университета, 2000. – 36 с. - Пиркулиев Н. Ш.
Олимпиадные задачи по химии. Типы задач и методы их решения.
М.: Школа имени А. Н. Колмогорова, «Самообразование», 2000. – 160 с. - Загорский В. В.
Огни потешные. Фейерверк: история, теория, практика.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, «Самообразование», 2000. – 64 с. - Менделеева Е.А., Морозова Н.И.
Органическая химия. Часть III. Кислородсодержащие и азотсодержащие органические соединения.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Издательство Московского университета, 2001. – 56 с.
- Коренев Ю.М., Овчаренко В.П.
Общая и неорганическая химия. Часть III. Основы химической термодинамики и кинетики.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Издательство Московского университета, 2002. – 48 с.
- Морозова Н.И., Загорский В.В.
Полезные советы.
М: МАКС Пресс, 2003. – 31 с.- Коренев Ю.М.
Общая и неорганическая химия. Часть IV. Физико-химические свойства растворов.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, Издательство Московского университета, 2004. – 49 с.- Морозова Н.И., Загорский В.В.
Как победить на экзамене.
М., 2006. – 34 с.- Коренев Ю.М., Овчаренко В.П., Морозова Н.И.
Общая и неорганическая химия. Часть I. Основные понятия, строение атома, химическая связь.
М.: Школа им. А.Н.Колмогорова, МАКС Пресс, 2008. – 81 с. - Коренев Ю.М., Овчаренко В.П.
- Морозова Н.И.
Идентификация веществ.
М.: МАКС Пресс, 2008. – 35 с.
Методический опыт работы преподавателей кафедры химии описан в следующих публикациях :
- Вариант изложения в физико-математической школе темы "Строение атома и Периодический закон".
Загорский В.В.
Российский химический журнал (ЖРХО им. Д.И.Менделеева), 1994, т. 38, №4, с.37 - 42 - Нестандартные задачи по химии
В.В.Загорский, А.М.Галин, Е.А.Менделеева, Н.И.Морозова
Российский химический журнал (ЖРХО им.Д.И.Менделеева), 1994, т.38, №4, с.89 - 90 - Преподавание химии в классах физико-математического и экономического профиля СУНЦ МГУ
Галин.А.М., Загорский В.В., Менделеева Е.А.
Международный семинар по преподаванию химии в школе "Пущинская осень - 96" (сб. материалов), Москва, 1996. - 29 с. - Загорский В.В.
От "педагога" к Учителю. Как стать "звездой".
М.: Издат. отдел УНЦ ДО МГУ, 1998 - 96с. - Химия в выпускных классах средней школы: обратная связь посредством анонимного тестирования.
А.М.Галин, В.В.Загорский, Е.А.Менделеева
Материалы XLV Герценовских чтений (Всероссийской научно-практической конференции) (13 - 16 мая 1998), С.-Петербург,
с.48 - 49. - Правда о выпускных (Как знают химию выпускники школ)
В.Загорский, Е.Менделеева, А.Галин, Н.Морозова
Учительская газета, №7, 23 февраля 1999г., с.8 - Подготовка к научной деятельности одаренных старшеклассников: необходимость альтернативы научному мировоззрению
В.В.Загорский
В сб. тезисов докладов Международного конгресса "Наука и образование на пороге III-го тысячелетия", Минск, 3 - 6.10.2000, книга 1, стр.56-57 - Задача образования XXI века - формирование экологического мировоззрения
Е.А.Менделеева
В сб. тезисов докладов Международного конгресса "Наука и образование на пороге III-го тысячелетия", Минск, 3 - 6.10.2000, книга 2, стр.91-92
В.В. Загорский
Общая и неорганическая химия - В трех частях - Коренев Ю.М. , Овчаренко В.П. - 2000, 2002.
Настоящее методическое пособие составлено в соответствии с программой курса неорганической химии, и читаемого учащимся химико-биологического отделения Школы имени А. Н. Колмогорова Специализированного учебно-научного центра МГУ.
Книга знакомит с основными классами неорганических соединений, их свойствами и способами получения.
ГЛАВА I. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ОПРЕДЕЛЕНИЯ 3
1.1. Строение вещества 3
1.2. Количественные соотношения в химии 9
1.3. Химические символы и формулы 13
ГЛАВА II. СТРОЕНИЕ АТОМА 20
2.1. Ранние модели атома 20
2.2. Квантовомеханическая модель строения атома 26
ГЛАВА III. ХИМИЧЕСКАЯ связь 41
3.1. Заголовок 41
3.2. Метод валентных связей 47
3.3. Метод молекулярных орбиталей 53
ГЛАВА 1. Оксиды 3
§ 1. Физические свойства оксидов 3
§ 2. Классификация оксидов и закономерности изменения химических свойств.. 4
2.1. Классификация оксидов по химическим свойствам 4
2.2. Закономерности изменения свойств оксидов 5
§ 3. Способы получения оксидов 7
§4. Химические свойства оксидов 9
4.1. Основные оксиды 9
4.2. Кислотные оксиды 10
4.3. Амфотерные оксиды 10
4.4. Общие химические свойства оксидов 11
ГЛАВА 2. Кислоты и ОСНОВАНИЯ 13
§ 1. Теории кислот и оснований 13
1.1. Электролитическая теория 13
1.2. Протолитическая теория 13
1.3. Электронная теория 14
§2. Кислоты 16
2.1. Классификация кислот 16
2.2. Способы получения кислот 19
2.3. Общие методы получения любых кислот 19
2.4. Химические свойства кислот 21
§3. Основания 24
3.1. Классификация оснований 24
3.2. Способы получения оснований 25
3.3. Химические свойства оснований 27
ГЛАВА 3. Соли 29
§ 1. Классификация солей 29
§ 2. Способы получения солей 30
§ 3. Химические свойства солей 33
ГЛАВА 1 Основы ТЕРМОДИНАМИКИ 3
§ 1.1. Основные определения 3
§ 1.2. Нулевой закон (начало) термодинамики 6
§ 1.3. Первый закон (начало) термодинамики 6
§ 1.3.2. Стандартная теплота (энтальпия) образования соединения 9
§ 1.3.3. Стандартная энтальпия сгорания 10
§ 1.3.4. Стандартная энергия (энтальпия) химической связи 10
§ 1.3.5. Стандартная энтальпия сублимации, испарения и плавления 11
§ 1.3.6. Сродство к электрону, потенциал ионизации, электроотрицательность 11
§ 1.3.7. Закон Гесса 13
§ 1.3.8. Цикл Борна-Габера 14
§ 1.3.9. Закон Кирхгофа 16
§ 1.4. Второй закон (начало) термодинамики 17
§ 1.4.1. Определение энтропии с позиций классической термодинамики 18
§ 1.4.3. Статистическая интерпретация понятия энтропии 19
§ 1.4.4. Свободная энергия Гиббса 21
§ 1.4.5. Химический потенциал 22
§ 1.4.6. Химическое равновесие 23
§ 1.4.7. Направление протекания реакций 31
ГЛАВА 2 Основы КИНЕТИКИ 35
§2.1. Скорость химической реакции 35
§ 2.2. Факторы, влияющие на скорость химической реакции 37
§ 2.3. Экспериментальные методы определения констант скорости химической реакции 47
Бесплатно скачать электронную книгу в удобном формате, смотреть и читать:
Скачать книгу Общая и неорганическая химия - В трех частях - Коренев Ю.М., Овчаренко В.П. - fileskachat.com, быстрое и бесплатное скачивание.
Скачать zip
Ниже можно купить эту книгу по лучшей цене со скидкой с доставкой по всей России.
- СОДЕРЖАНИЕ:
От редакции (3).
Андрей Николаевич Колмогоров (Биографическая справка) (4).
1. Ряд Фурье - Лебега, расходящийся почти всюду (8).
2. О порядке величины коэффициентов ряда Фурье - Лебега (12).
3. Замечания к исследованию сходимости рядов Фурье (15).
4. О сходимости рядов Фурье (16).
5. Аксиоматическое определение интеграла (19).
6. О границах обобщения интеграла (21).
7. О возможности общего определения производной, интеграла и суммирования расходящихся рядов (39).
8. О гармонически сопряженных функциях и рядах Фурье (40).
9. О принципе tertium non datur (45).
10. О сходимости рядов Фурье (69).
11. Ряд Фурье - Лебега, расходящийся всюду (73).
12. О сходимости ортогональных рядов (75).
13. Об операциях над множествами (85).
14. О процессе интегрирования Данжуа (93).
15. О тополого-теоретико-групповом обосновании геометрии (94).
16. Исследование понятия интеграла (96).
17. Об определении среднего (136).
18. О компактности множеств функций при сходимости в среднем (139).
19. К толкованию интуиционистской логики (142).
20. К обоснованию проективной геометрии (149).
21. К теории меры (150).
22. О точках разрыва функций двух пепеменных (167).
23. О нормируемости общего линейного топологического пространств! (168).
24. Продолжение исследования о точках разрыва функции двух переменных (171).
25. О сходимости рядов по ортогональным полиномам (174).
26. Преобразование Лапласа в линейных пространствах (178).
27. О порядке остаточного члена рядов Фурье дифференцируемых функций (179).
28. О наилучшем приближении функций заданного функционального класса (186).
29. О законах двойственности в комбинаторной топологии (190).
30. Кольцо гомологии комплексов и локально бикомпактных пространств (197).
31. Конечные покрытия топологических пространств (203).
32. Группы Бетти локально бикомпактных пространств 2A7
33. Свойства групп Бетти локально бикомпактных пространств (209).
34. Группы Бетти метрических пространств (211).
35. Относительные циклы. Теорема двойственности Александера (214).
36. Об открытых отображениях (215).
37. Кососимметричные величины и топологические инварианты (218).
38. Исследование уравнения диффузии, соединенной с возрастанием количества вещества, и его применение к одной биологической проблеме (221).
39. Упрощенное доказательство эргодической теоремы Биркгофа - Хинчина (246).
40. О неравенствах между верхними гранями последовательных производных произвольной функции на бесконечном интервале (252).
41. О кольцах непрерывных функций на топологических пространствах (264).
42. Кривые в гильбертовом пространстве, инвариантные по отношению к однопараметрической группе движений (269).
43. Спираль Винера и некоторые другие интересные кривые в гильбертовом пространстве (274).
44. Точки локальной топологичности счетнократных открытых отображений компактов (278).
45. Локальная структура турбулентности в несжимаемой вязкой жидкости при очень больших числах Рейнольдса (281).
46. К вырождению изотропной турбулентности в несжимаемой вязкой жидкости (287).
47. Рассеяние энергии при локально изотропной турбулентности (290).
48. Уравнения турбулентного движения несжимаемой жидкости (294).
49. Замечание по поводу многочленов П.Л. Чебышева, наименее уклоняющихся от заданной функции (296).
50. О дроблении капель в турбулентном потоке (302).
51. О динамических системах с интегральным инвариантом на торе (307).
52. О сохранении условно периодических движений при малом изменении функции Гамильтона (311).
53. Общая теория динамических систем и классическая механика (316).
54. Некоторые принципиальные вопросы приближенного и точного представления функций одного и нескольких переменных 333.
55. О представлении непрерывных функций нескольких переменных суперпозициями непрерывных функций меньшего числа переменных (335).
56. О представлении непрерывных функций нескольких переменных в виде суперпозиций непрерывных функций одного переменного и сложения (340).
57. О линейной размерности топологических векторных пространств (344).
58. Уточнение представлений о локальной структуре турбулентности в несжимаемой вязкой жидкости при больших числах Рейнольдса (348).
59. П.С. Александров и теория bs-операций (352).
60. Качественное изучение математических моделей динамики популяций (357).
«ОБЩАЯ и НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Часть II ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ Школа имени А.Н.Колмогорова И з д а т е л ь с т в о М о с к о в с к о г о ун и в е р с и т е т а УДК...»
Ю.М.К орен ев, В.П.Овчарен к о, Е.Н.Егоров
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ
НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Школа имени А.Н.Колмогорова
И з д а т е л ь с т в о М о с к о в с к о г о ун и в е р с и т е т а
Рецензент
доцент Л.А.Куликов
(химический факультет МГУ)
Коренев Ю.М., Овчаренко В.П., Егоров Е.Н.
К 66 Общая и неорганическая химия. Курс лекций. Часть II. Основные классы неорганических соединений. - М.: Школа имени А. Н. Колмогорова, Издательство Московского университета, 2000. - 36 с.
ISBN 5-211-03933-5 Настоящее учебное пособие составлено в соответствии с программой курса неорганической химии, и читаемого учащимся химикобиологического отделения Школы имени А. Н. Колмогорова Специализированного учебно-научного центра МГУ.
Пособие знакомит с основными классами неорганических соединений, их свойствами и способами получения.
УДК 546 ББК 24.1 © Ю.М.Коренев, В.П.Овчаренко, Е.Н.Егоров, 1999 г.
ISBN 5-211-03933-5 © И.Н.Коровин, А.Т.Клименко - оформление, 2001 г.
Глава 1 Оксиды ОКСИДЫ - соединения, образованные атомами двух элементов, одним из которых является кислород в степени окисления (– 2).
К оксидам относятся все соединения элементов с кислородом, например Fe2O3, P4O10, кроме содержащих атомы кислорода, связанные химической связью друг с другом (пероксиды, надпероксиды, озониды), например, Na2O2 - пероксид натрия: Na O O Na O] – KO2 - надпероксид калия: K+ – KO3 - озонид калия: K+, которая не существует в природе:
Fe(OH) 2 + 2 [ H Fe O2 ] = Fe O 2 + H2O.
(Fe) Fe3O 4 От гидрата оксида свинца (IV), как от кислоты, и Pb(OH)2, как основания, могут быть получены два двойных оксида - Pb2O3 и Pb3O4 (сурик), которые можно рассматривать как соли. Первый является свинцовой солью метасвинцовой кислоты (H2PbO3), а второй - ортосвинцовой кислоты (H4PbO4).
§ 2. Классификация оксидов и закономерности изменения химических свойств Cреди оксидов, особенно среди оксидов d-элементов, много соединений переменного состава (бертолиды), содержание кислорода в которых не соответствует стехиометрическому составу, а изменяется в довольно широких пределах, например, состав оксида титана (II) TiO изменяется в пределах TiO0,65 – TiO1,25.
Солеобразующими оксидами называются оксиды, которые образуют соли.
Оксиды этого типа делятся на три класса: основные, амфотерные и кислотные.
– – –
Кислотными оксидами называются оксиды, элемент которых при образовании соли или кислоты входит в состав аниона.
Амфотерными оксидами называются оксиды, которые в зависимости от условий реакции могут проявлять как свойства кислотных, так и свойства основных оксидов.
– – –
Кислоты и основания § 1. Теории кислот и оснований Понятия «кислота» и «основание» сформировались в XVII веке. Однако содержание этих терминов неоднократно пересматривалось. Существует несколько теорий кислот и оснований. Здесь будут рассмотрены только три теории, которые чаще всего используются для объяснения химических процессов.
1.1. Электролитическая теория На основании теории электролитической диссоциации (1887), предложенной шведским физико-химиком Сванте Аррениусом (1859 – 1927 гг.), можно дать следующие определения кислотам и основаниям:
Кислоты - электролиты, которые при диссоциации в водных растворах, в качестве катионов дают только катионы водорода (гидроксония - H3O+) и анионы кислотного остатка.
Например, HNO3 H+ + NO 3.
Основания - электролиты, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов дают только анионы гидроксила (OH–) и катионы.
Например, KOH K+ + OH –.
– – –
K H 2O = K a.
Величину Ka называют константой ионизации кислоты (индекс «а» - от английского acid - кислота), в числителе обычно указывают не концентрацию катионов гидроксония, а концентрацию ионов водорода.
Качественно силу кислот можно оценить по правилу Полинга: если представить формулу оксокислоты в общем виде - HnЭOm, то по разности (m – n) можно оценить силу кислоты: у какой кислоты она больше та кислота и сильнее:
m – n = 0 - кислота очень слабая, HClO m – n = 1 - кислота слабая, HClO2 m – n = 2 - кислота сильная, HClO3 m – n = 3 - кислота очень сильная, HClO4.
Для многоосновных кислот для каждой ступени диссоциации можно записать свою константу ионизации, причем, как правило, каждая последующая константа меньше предыдущей на несколько порядков:
–13 K3 = 5, 10).
Замена одного атома кислорода в оксокислоте на атом фтора ведет к резкому увеличению силы кислоты. Примером может служить фторсульфоновая кислота HSO3F. Такие кислоты получили название суперкислот. К этому же классу кислот относятся и кислоты с комплексным анионом, например HSbF6.
5. По устойчивости. Некоторые оксокислоты существуют только в водных разбавленных растворах и являются термически неустойчивыми.
Получить их в индивидуальном виде невозможно, например H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2. В то же время есть устойчивые к нагреванию кислоты, например, серная H2SO4 (tкип. = 296,5С).
6. По растворимости. По растворимости кислоты делятся на растворимые, такие как HNO3, H3PO4, и нерастворимые в воде - SiO2 x H2O, H2MoO4.
7. По соотношению воды и кислотного оксида. По этому признаку кислоты делятся на орто-, пиро-, мета-кислоты и кислоты переменного состава.
К орто-кислотам относятся кислоты, в которых отношение воды и кислотного оксида превышает 1. К таким кислотам относятся ортофосфорная H3PO4 [(H2O) : (P2O5) = 3: 1].
– – –
Однако, используя серную кислоту для этих целей необходимо учитывать и другие свойства этой кислоты, ограничивающие ее применение.
Концентрированная серная кислота является достаточно сильным окислителем, поэтому ее нельзя использовать для получения таких кислот как HBr, HI, H2S, кислотообразующие элементы которых она может перевести в другие степени окисления, например:
8 HI + H 2SO4 = 4I2 + H2S + 4 H2O.
– – –
1. Рассмотрим характерные свойства кислот, не являющихся окислителями.
1.1. Реакции обмена
а) Взаимодействие с основаниями (как с растворимыми, так и с нерастворимыми) - реакция нейтрализации:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
– – –
2 H2S + H2SO3 = 3 S + 3 H2O.
По этому принципу кислоты можно разделить на кислоты-восстановители и кислоты-окислители.
2. Свойства кислот-окислителей.
2.1. Реакции обмена. Кислоты-окислители реагируют с оксидами, гидроксидами и солями, в состав которых входят катионы металлов не проявляющих переменные степени окисления также как и кислоты, не являющиеся окислителями (см. 1.1 и 1.2 в п. 2.4).
2.2. Реакции с гидроксидами, оксидами и солями.
а) Если металл, образующий основание, может находиться в нескольких степенях окисления, а кислота проявляет окислительные свойства, то эти реакции могут протекать с изменением степеней окисления элементов, например:
Fe(OH)2 + 4 HNO3 (конц.) = Fe(NO3)3 + NO2 + 3 H2O.
б) Аналогично ведут себя в реакциях с кислотами-окислителями и оксиды металлов, проявляющих переменные степени окисления:
2 FeO + 4 H2SO4 (конц.) = Fe2(SO4)3 + SO2 + 4 H2O.
в) При реакциях кислот-окислителей с солями, содержащими анион, проявляющий восстановительные свойства, происходит его окисление:
3 Na2S + 8 HNO3 (разб.) = 6 NaNO3 + 3 S + 2 NO + 4 H2O 8 NaI + 5 H2SO4 (конц.) = 4 I2+ H2S + 4 Na2SO4 + 4 H2O.
2.3. Взаимодействие с металлами.
Азотная и концентрированная серная кислоты являются сильными окислителями и могут взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода, но водород в этом случае не выделяется, а образуются продукты восстановления азота и серы, причем, состав продуктов зависит от активности металла, концентрации кислоты и температуры:
Cu + 4 HNO3 (конц.) = Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O 3 Cu + 8 HNO3 (разб.) = 3 Сu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O 5 Co + 12 HNO3 (оч.разб.) = 5 Co(NO3)2 + N2 + 6 H2O 4 Zn + 10 HNO3 (оч.разб.) = 4 Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3 H2O.
– – –
3.1. Классификация оснований Основания могут быть классифицированы по следующим свойствам.
1. Кислотность основания - число групп OH- способных обмениваться на кислотный остаток. Например, NaOH - однокислотное основание, Ca(OH)2 - двухкислотное основание. По этому признаку основания бывают одно-, двух- и т. д. кислотными. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато и могут образовывать несколько рядов солей, наприОснования мер, (MgOH)2CO3 - гидроксокарбонат (основной карбонат) магния;
MgCO3 - карбонат (средний карбонат) магния.
2. Растворимость. Гидроксиды щелочных металлов, металлов главной подгруппы второй группы, начиная с кальция, гидроксид таллия (I) и гидроксид аммония растворимы в воде. Гидроксиды других металлов в воде практически нерастворимы.
3. Сила оснований, также как и других электролитов, определяется степенью диссоциации (или констанотой диссоциации). Сильными основаниями являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.
Сильные, растворимые в воде основания называются щелочами.
4. Термическая устойчивость оснований. При нагревании большинство оснований разлагаются на оксид металла и воду. Устойчивыми являются гидроксиды щелочных металлов, начиная с натрия, они плавятся без разложения. Гидроксиды лития, стронция, бария и радия разлагаются при температуре несколько выше температуры плавления, гидроксиды остальных металлов разлагаются до плавления.
5. По отношению к кислотам и щелочам гидроксиды металлов можно разделить на основные и амфотерные. К основным гидроксидам относятся гидроксиды, растворяющиеся только в кислотах и не реагирующие со щелочами, к амфотерным - гидроксиды, растворяющиеся как в кислотах, так и в щелочах.
Основными являются гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также гидроксид магния и гидроксиды переходных металлов в низших степенях окисления, например, Cr(OH)2, Mn(OH)2 и др.
Амфотерными являются гидроксиды Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, Sn(OH)2, гидроксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления, например, Cr(OH)3, Fe(OH)3.
– – –
Для получения гидроксидов этим способом необходимо разделить катодное и анодное пространства, иначе будет происходить взаимодействие хлора со щелочью с образованием других продуктов.
7. Важнейшим способом получения слабых, нерастворимых в воде оснований является осаждение их из растворов солей щелочами или раствором аммиака MgSO4 + 2 KOH = Mg(OH)2 + K2SO4 AlCl3 + 3 NH4OH = Al(OH)3 + 3 NH4Cl.
При осаждении амфотерных гидроксидов щелочами полноту осаждения можно достичь только при смешении строго эквимолярных количеств соли и щелочи. Поэтому для осаждения амфотерных гидроксидов используют раствор аммиака в воде. Аммиаком нельзя осаждать гидроксиды тех металлов, которые образуют с ним комплексные катионы.
§ 3. Основания Гидроксид аммония не может быть получен таким способом, т. к. повышение концентрации анионов OH – приводит к уменьшению растворимости аммиака в воде и выделению его из раствора в виде газа:
NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl.
Этот же способ применим и для получения растворимых в воде оснований:
Ca(OH)2 + Na2CO3 2 NaOH + CaCO3 (каустизация соды).
Сдвиг равновесия в сторону образования NaOH достигается за счет образования CaCO3, обладающего меньшей растворимостью, чем Ca(OH)2.
Для большего смещения равновесия в сторону образования гидроксида щелочного металла используют гидроксид бария и сульфат соответствующего щелочного металла:
Ba(OH)2 + Cs2SO4 = BaSO4 + 2 CsOH.
8. Окислением катиона, находящегося в низшей степени окисления, до высшей:
4 Fe(OH)2 + O2 + 2 H2O = 4 Fe(OH)3.
– – –
Соли C точки зрения электролитической теории можно дать следующее определение этому классу соединений СОЛИ - электролиты, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов или другие, более сложные, катионы, например, NH, UO 2, 2+ и анионы кислотного остатка.
– – –
1. Средние соли - соли, которые образуются в результате полной нейтрализации кислоты основанием (при замещении всех катионов водорода на катионы металла):
H2SO4 + 2 NaOH = Na2SO4 + 2 H2O.
2. Кислые соли - соли, которые образуются при неполной нейтрализации кислоты основанием (замещаются не все катионы водорода на катионы металла). Соли этого типа могут быть образованы только многоосновными кислотами.
H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O.
H2SO4 - кислота двухосновная, при полной нейтрализации которой образуется средняя соль Na2SO4, а при замещении одного атома водорода на металл образуется кислая соль NaHSO4.
H3PO4 - кислота трехосновная, в которой возможно последовательное замещение одного, двух или всех трех атомов водорода на атомы металла.
И при нейтрализации этой кислоты возможно образование трех рядов солей:
NaH2PO4, Na2HPO4 и Na3PO4.
Соли В общем же случае к кислым солям относятся соли в которых мольное содержание кислотного оксида больше мольного содержания основного оксида, например, Na2B4O7, Na2Cr2O7, Na2S2O7, Na4P2O7. При реакции с основными оксидами и гидроксидами эти соли переходят в средние соли:
Na2Cr2O7 + 2 NaOH = 2 Na2CrO4 + H2O CoO + Na2B4O7 = 2 NaBO2 + Co(BO2)2.
3. Основные соли - соли, которые являются продуктом неполной нейтрализации многокислотного основания кислотой:
Mg(OH)2 + HCl = Mg(OH)Cl + H2O.
4. Двойные соли - соли, в состав которых входят анионы только одного вида и разные катионы, например, KAl(SO4)2 12 H2O.
5. Смешанные соли - соли, в состав которых входят катионы одного вида и анионы разных кислот, например, хлорная известь CaCl(OCl).
6. Комплексные соли - соли, имеющие сложные катионы или анионы, в которых связь образована по донорно-акцепторному механизму. При написании молекулярных формул таких солей комплексный катион или анион заключают в квадратные скобки, например:
K3, K, Na OH, (OH)2.
– – –
ГЛАВА 1. ОКСИДЫ
§ 1. Физические свойства оксидов
§ 2. Классификация оксидов и закономерности изменения химических свойств.. 4
2.1. Классификация оксидов по химическим свойствам
2.2. Закономерности изменения свойств оксидов
§ 3. Способы получения оксидов
§ 4. Химические свойства оксидов
4.1. Основные оксиды
4.2. Кислотные оксиды
4.3. Амфотерные оксиды
4.4. Общие химические свойства оксидов
ГЛАВА 2. КИСЛОТЫ И ОСНОВАНИЯ
§ 1. Теории кислот и оснований
1.1. Электролитическая теория
1.2. Протолитическая теория
1.3. Электронная теория
§ 2. Кислоты
2.1. Классификация кислот.
2.2. Способы получения кислот
2.3. Общие методы получения любых кислот
2.4. Химические свойства кислот
§ 3. Основания
3.1. Классификация оснований
3.2. Способы получения оснований
3.3. Химические свойства оснований
ГЛАВА 3. СОЛИ
§ 1. Классификация солей
§ 2. Способы получения солей
§ 3. Химические свойства солей
КОРЕНЕВ Юрий Михайлович, проф. ФНМ МГУ ОВЧАРЕНКО Валерий Павлович, ст. преподаватель химического факультета МГУ ЕГОРОВ Евгений Николаевич, ст. н. с. химического факультета МГУ
– – –
Подписано в печать 04.12.2000. Формат 60 84 1/16. Бумага офс. № 1.
Офсетная печать. Гарнитура Таймс. Усл. печ. л. 2,25. Уч.-изд. л. 2,25. Тираж 150 экз.
