Солеобразующие оксиды в свою очередь бывают 3-х типов: основными (от слова «основание»), кислотными и амфотерными.

Солеобразующие оксиды в свою очередь бывают 3-х типов: основными (от слова «основание»), кислотными и амфотерными.

Основными оксидами называются такие оксиды металлов, которым соответствуют гидроксиды, относящиеся к классу оснований. К основным оксидам относятся, например, Na₂O, K₂O, MgO, CaO и т.д.

Амфотерные гидроксиды – гидроксиды, способные реагировать и с кислотами, и со щелочами. В зависимости от того, является ли соответствующий оксид основным, кислотным или амфотерным, соответственно различают:

• основные гидроксиды (основания) — только гидроксиды металлов со степенью окисления +1, +2, проявляющие основные свойства (например, гидроксид кальция Ca(ОН)₂, гидроксид калия KOH, гидроксид натрия NaOH и др.) При реакциях и диссоциации отщепляется группа -OH.
• кислотные гидроксиды (кислородсодержащие кислоты) — гидроксиды неметаллов и металлов со степенью окисления +5, +6, проявляющие кислотные свойства (например, азотная кислота HNO₃, серная кислота H₂SO₄, сернистая кислота H₂SO₃ и др.) При реакциях и диссоциации отщепляется протон.
• амфотерные гидроксиды, гидроксиды металлов со степенью окисления +3, +4 и нескольких металлов со степенью окисления +2, которые проявляют амфотерные свойства. Амфотерные гидроксиды проявляют в зависимости от условий либо основные, либо кислотные свойства (например, гидроксид алюминия Al(ОН)₃, гидроксид цинка Zn(ОН)₂).

Термин «гидроксиды» часто применяют только по отношению к основным и амфотерным гидроксидам. Также иногда называют гидроксидом воду.

Кислотами называются сложные вещества, в состав молекул которых входят атомы водорода, способные замещаться или обмениваться на атомы металла и кислотный остаток. По наличию или отсутствию кислорода в молекуле кислоты делятся на кислородсодержащие (H₂SO₄ серная кислота, H₂SO₃ сернистая кислота, HNO₃ азотная кислота, H₃PO₄ фосфорная кислота, H₂CO₃ угольная кислота, H₂SiO₃ кремниевая кислота) и бескислородные (HF фтороводородная кислота, HCl хлороводородная кислота (соляная кислота), HBr бромоводородная кислота, HI иодоводородная кислота, H₂S сероводородная кислота).

В зависимости от числа атомов водорода в молекуле кислоты кислоты бывают одноосновные (с 1 атомом Н), двухосновные (с 2 атомами Н) и трехосновные (с 3 атомами Н). Например, азотная кислота HNO₃ одноосновная, так как в молекуле её один атом водорода, серная кислота H₂SO₄ – двухосновная и т.д.

Неорганических соединений, содержащих четыре атома водорода, способных замещаться на металл, очень мало.

Часть молекулы кислоты без водорода называется кислотным остатком.

Кислотные остатки могут состоять из одного атома (-Cl, -Br, -I) – это простые кислотные остатки, а могут – из группы атомов (-SO_3, -PO_4, -SiO₃) – это сложные остатки.

В водных растворах при реакциях обмена и замещения кислотные остатки не разрушаются:

H₂SO₄ + CuCl₂ → CuSO₄ + 2 HCl↑

Слово ангидрид означает безводный, то есть кислота без воды. Например,

H₂SO₄ – H₂O → SO₃. Бескислородные кислоты ангидридов не имеют.

Своё название кислоты получают от названия образующего кислоту элемента (кислотообразователя) с прибавлением окончаний «ная» и реже «вая»: H₂SO₄ – серная; H₂SO₃ – угольная; H₂SiO₃ – кремниевая и т.д.

Элемент может образовать несколько кислородных кислот. В таком случае указанные окончания в названии кислот будут тогда, когда элемент проявляет высшую валентность (в молекуле кислоты большое содержание атомов кислорода). Если элемент проявляет низшую валентность, окончание в названии кислоты будет «истая»: HNO₃ – азотная, HNO₂ – азотистая

Основания (гидроксиды) – сложные вещества, молекулы которых в своём составе имеют одну или несколько гидрокси-групп OH. Чаще всего основания состоят из атома металла и группы OH. Например, NaOH – гидроксид натрия, Ca(OH)₂ – гидроксид кальция и др.

Существует основание – гидроксид аммония, в котором гидрокси-группа присоединена не к металлу, а к иону NH₄⁺ (катиону аммония). Гидроксид аммония образуется при растворении аммиака в воде (реакции присоединения воды к аммиаку):

NH₃ + H₂O = NH₄OH (гидроксид аммония).

Валентность гирокси-группы – 1. Число гидроксильных групп в молекуле основания зависит от валентности металла и равно ей. Например, NaOH, LiOH, Al (OH)₃, Ca(OH)₂, Fe(OH)₃ и т.д.

Все основания – твёрдые вещества, которые имеют различную окраску. Некоторые основания хорошо растворимы в воде (NaOH, KOH и др.). Однако большинство из них в воде не растворяются.

Растворимые в воде основания называются щелочами. Растворы щелочей «мыльные», скользкие на ощупь и довольно едкие. К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ и др.). Остальные являются нерастворимыми.

Нерастворимые основания – это амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью ведут себя, как кислоты.

Разные основания отличаются разной способностью отщеплять гидрокси-группы, поэтому признаку они делятся на сильные и слабые основания.

Сильные основания в водных растворах легко отдают свои гидрокси-группы, а слабые – нет.

Если рассматривать соли как продукты замены протонов в кислотах или гидроксогрупп в основаниях, то можно выделить следующие типы солей^[4]:

1. Средние (нормальные) соли — продукты замещения всех катионов водорода в молекулах кислоты на катионы металла (Na₂CO₃, K₃PO₄).
2. Кислые соли — продукты частичного замещения катионов водорода в кислотах на катионы металла (NaHCO₃, K₂HPO₄). Они образуются при нейтрализации основания избытком кислоты (то есть в условиях недостатка основания или избытка кислоты).
3. Осно́вные соли — продукты неполного замещения гидроксогрупп основания (OH^-) кислотными остатками ((CuOH)₂CO₃). Они образуются в условиях избытка основания или недостатка кислоты.

По числу присутствующих в структуре катионов и анионов выделяют следующие типы солей^[7]:

1. Простые соли — соли, состоящие из одного вида катионов и одного вида анионов (NaCl)
2. Двойные соли — соли, содержащие два различных катиона (KAl(SO₄)₂·12 H₂O).
3. Смешанные соли — соли, в составе которых присутствует два различных аниона (Ca(OCl)Cl).

Также различают гидратные соли (кристаллогидраты), в состав которых входят молекулы кристаллизационной воды, например, Na₂SO₄·10 H₂O, и комплексные соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K₄[Fe(CN)₆], [Cu(NH₃)₄](OH)₂). Внутренние соли образованы биполярными ионами, то есть молекулами, содержащими как положительно заряженный, так и отрицательно заряженный атом

Билет.

Мета́ллы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа элементов, в виде простых веществ, обладающих характерными металлическими свойствами, такими, как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность, ковкость и металлический блеск.

Если в таблице Д. И. Менделеева провести диагональ от бора к астату, то в главных подгруппах под диагональю окажутся атомы-металлы, а в побочных подгруппах все элементы ― металлы. Элементы, расположенные вблизи диагонали, обладают двойственными свойствами: в некоторых своих соединениях ведут себя как металлы; в некоторых ― как неметаллы.

Химическая связь

Все взаимодействия, приводящие к объединению химических частиц (атомов, молекул, ионов и т. п.) в вещества делятся на химические связи и межмолекулярные связи (межмолекулярные взаимодействия).

Химические связи - связи непосредственно между атомами. Различают ионную, ковалентную и металлическую связь.

Металлическая связь - химическая связь, образованная за счет обобществления валентных электронов всех связываемых атомов металлического кристалла. В результате образуется единое электронное облако кристалла, которое легко смещается под действием электрического напряжения - отсюда высокая электропроводность металлов.
Металлическая связь образуется в том случае, когда связываемые атомы большие и потому склонны отдавать электроны. Простые вещества с металлической связью - металлы (Na, Ba, Al, Cu, Au и др.), сложные вещества - интерметаллические соединения (AlCr₂, Ca₂Cu, Cu₅Zn₈ и др.).
Металлическая связь не обладает направленностью насыщаемостью. Она сохраняется и в расплавах металлов. Атомно-кристаллическое строение металлов В чем же заключается такое строение, чем характеризуется? Само название говорит о том, что все металлы представляют собой кристаллы в твердом состоянии, то есть при обычных условиях (кроме ртути, которая является жидкостью). А что такое кристалл? Это условное графическое изображение, построенное путем пересечения воображаемых линий через атомы, которые выстраивают тело. Другими словами, каждый металл состоит из атомов. Они располагаются в нем не хаотично, а очень правильно и последовательно. Так вот, если мысленно соединить все эти частицы в одну структуру, то получится красивое изображение в виде правильного геометрического тела какой-либо формы. Это и принято называть кристаллической решеткой металла. Она очень сложная и пространственно объемная, поэтому для упрощения показывают не всю ее, а лишь часть, элементарную ячейку. Совокупность таких ячеек, собранная вместе и отраженная в трехмерном пространстве, и образует кристаллические решетки. Химия, физика и металловедение - это науки, которые занимаются изучением особенностей строения таких структур. кристаллические решетки химия Сама элементарная ячейка - это набор атомов, которые располагаются на определенном расстоянии друг от друга и координируют вокруг себя строго фиксированное число других частиц. Она характеризуется плотностью упаковки, расстоянием между составными структурами, координационным числом. В целом все эти параметры являются характеристикой и всего кристалла, а значит, отражают и проявляемые металлом свойства. Существует несколько разновидностей кристаллических решеток. Объединяет их все одна особенность - в узлах находятся атомы, а внутри располагается облако электронного газа, которое формируется путем свободного передвижения электронов внутри кристалла.

Общие физические свойства

Объясняются особым строением кристаллической решетки - наличием свободных электронов ("электронного газа").

- Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду Au,Ag,Cu,Sn,Pb,Zn,Fe уменьшается.

- Блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света.

- Электропроводность.Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. В ряду Ag,Cu,Al,Fe уменьшается.
При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение "электронного газа".

- Теплопроводность. Закономерность та же. Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута и ртути.

- Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

- Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его атома (самый легкий - литий (r=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (r=22,6 г/см3).
Металлы, имеющие r < 5 г/см3 считаются "легкими металлами".

- Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39⁰C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t⁰пл. = 3390⁰C).
Металлы с t⁰пл. выше 1000⁰C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Химические свойства
1. Окислительные свойства неметаллов проявляются при взаимодействии с металлами
4Al + 3C = Al4C3
2. Неметаллы играют роль окислителя при взаимодействии с водородом
H2 + F2 = 2HF
3 Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми металлами, которые имеют низкую ЭО
2P + 5S = P2S5
4. Окислительные свойства проявляются в реакциях с некоторыми сложными веществами
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
5. Неметаллы могут играть роль окислителя в реакциях со сложными веществами
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
6. Все неметаллы выступают в роли восстановителей при взаимодействии с кислородом
4P + 5O2 = 2P2O5
7. Многие неметаллы выступают в роли восстановителей в реакциях со сложными веществами-окислителями
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
8. Наиболее сильные восстановительные свойства имеют углерод и водород
ZnO + C = Zn + CO;
CuO + H2 = Cu + H2O
9. Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования)
Cl2 + H2O =HCl + HClO I. Реакции с неметаллами

С кислородом:

2Mg+ O₂ 2MgO

С серой:

Hg + S HgS

С галогенами:

Ni + Cl₂ Ni+2Cl₂

С азотом:

3Ca + N₂ Ca3N2

С фосфором:

3Ca + 2P Ca₃P₂

С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):

2Li + H₂ 2LiH
Ca + H2 CaH2

II. Реакции с кислотами

Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:

Mg + 2HCl MgCl₂ + H₂

2Al+ 6HCl 2AlCl₃ + 3H₂

6Na + 2H3PO4 2Na₃PO₄ + 3H₂

Восстановление металлами кислот-окислителей смотри в разделах: "окислительно-восстановительные реакции", "серная кислота", "азотная кислота".

III. Взаимодействие с водой

Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание и водород:

2Na⁰ + 2H₂O 2NaOH + H₂

Ca⁰ + 2H₂O Ca(OH)₂ + H₂

Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:

Zn⁰ + H₂O ZnO + H2

Неактивные (Au, Ag, Pt) - не реагируют.

Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:

Fe+ CuSO₄ Cu + FeSO₄

Билет.

Мета́ллы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа элементов, в виде простых веществ, обладающих характерными металлическими свойствами, такими, как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность, ковкость и металлический блеск.

С усилением металлических свойств соответствующих химических элементов усиливаются и основные свойства их оксидов и гидроксидов.
Для s- и р-элементов по периоду слева направо они изменяются от ярко выраженных основных свойств у соединений щелочных и щелочноземельных металлов до амфотерных у металлов, стоящих ближе к линии, разделяющей металлы и неметаллы (у алюминия, германия, сурьмы, свинца). Так, например, свежеосажденный гидроксид алюминия легко растворяется в растворах как кислот, так и щелочей:

Аl(ОН)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O;
Аl(ОН) ₃ + 3КОН = К₃ [Аl(ОН) ₆].

Амфотерные оксиды и гидроксиды вступают в реакции не только с растворами щелочей, но и с твердыми основаниями при повышенной температуре (при сплавлении). Для проведения такой реакции смесь исходных твердых веществ нагревают до определенной температуры. При этом образуются иные, чем при реакции в водном растворе, продукты реакции. Например, при сплавлении гидроксида хрома(III) с гидроксидом, оксидом или карбонатом калия получается соль метахромовой кислоты НСЮ2 — метахромит калия:

Сr(ОН)₃ + КОН =^t KСrO₂ + 2Н₂О↑;
2Cr(ОН)₃ + К₂O =^t 2КСrO₂ + 3H₂O↑;
2Сr(ОН)₃ + ₂СO₃ =^t 2КСrO₂ + 3H₂O↑ + CO₂↑.

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов активно реагируют с водой с образованием растворимых гидроксидов:

К₂O + Н₂O = 2КОН;
ВаО + Н₂O = Ва(ОН)₂.

По группе сверху вниз металлические свойства s- и р-элементов усиливаются, и, соответственно, нарастают основные свойства их оксидов и гидроксидов. Так, например, в группе IIA оксид и гидроксид бериллия проявляют амфотерные свойства — легко растворяются в растворах кислот и щелочей:

ВеО + 2HCI = ВеС1₂ + Н₂O;
ВеО + Н₂O + 2NaOH = Na2[Be(OH) ₄].

Соответствующие соединения бария и радия имеют ярко выраженные основные свойства:

ВаО + Н₂O = Ва(ОН)₂;
Ва(ОН)₂ + 2HNO₃ = Ba(NO₃)₂ + 2Н₂O.

Существенное влияние на кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-элементов оказывает степень окисления атома металла: с увеличением степени окисления атома металла кислотные свойства соответствующего оксида и гидроксида усиливаются. Например, хром образует оксиды и гидроксиды, в которых атомы хрома проявляют степени окисления +2, +3 и +6:

Кислотно-основные свойства этих оксидов изменяются от основных (у СrО и Сr(ОН)₂) через амфотерные (у Сr₂O₃ и Сr(ОН) ₃) до кислотных (у СrO₃ и Н₂СrO₄). Аналогичная зависимость наблюдается и для других d-металлов.

Получение металлов Для того чтобы изготовить сплав, необходимо в первую очередь получить металл из природной руды. Самородные элементы – это те вещества, которые находятся в природе в свободном состоянии. К ним относится платина, золото, олово, ртуть. Их отделяют от примесей механически или с помощью химических реагентов. Остальные металлы добывают путем обработки их соединений. Они содержатся в различных ископаемых. Руда – это минералы и горные породы, в состав которых входят соединения металлов в виде оксидов, карбонатов или сульфидов. Для их получения используют химическую обработку. Методы получения металлов: • восстановление оксидов углем; • получение олова из оловянного камня; • выплавка чугуна из железной руды; • обжигание сернистых соединений в специальных печах. Для облегчения добывания металлов из рудных пород к ним добавляют различные вещества, называемые флюсами. Они помогают удалять нежелательные примеси, такие как глина, известняк, песок. В результате этого процесса получаются легкоплавкие соединения, называемые шлаками. При наличии значительного количества примесей руду перед выплавкой металла обогащают путем удаления большой части ненужных компонентов. Наиболее широко применяемые способы данной обработки – флотация, магнитный и гравитационный способ. -

Электролиз расплава

I. Про­цес­сы, про­ис­хо­дя­щие при элек­тро­ли­зе рас­пла­вов элек­тро­ли­тов

В рас­пла­вах элек­тро­ли­ты дис­со­ци­и­ру­ют на ионы. Это тер­ми­че­ская дис­со­ци­а­ция элек­тро­ли­тов. При про­пус­ка­нии элек­три­че­ско­го тока ка­ти­о­ны вос­ста­нав­ли­ва­ют­ся на ка­то­де, так как при­ни­ма­ют от него элек­тро­ны. Ани­о­ны кис­лот­но­го остат­ка и гид­рок­сид-ани­о­ны окис­ля­ют­ся на ка­то­де, так как от­да­ют ему свои элек­тро­ны.

При­мер №1. Элек­тро­лиз рас­пла­ва хло­ри­да на­трия

При тер­ми­че­ской дис­со­ци­а­ции хло­ри­да на­трия об­ра­зу­ют­ся ионы на­трия и хлора.

Na Cl → Na⁺ + Cl⁻

– на ка­то­де вы­де­ля­ет­ся на­трий:

2 Na⁺ + 2 e⁻ → 2 Na

– на аноде вы­де­ля­ет­ся хлор:

2 Cl⁻ − 2 e⁻ → Cl₂

– сум­мар­ное ион­ное урав­не­ние ре­ак­ции (урав­не­ние ка­тод­но­го про­цес­са по­мно­жи­ли на 2)

2 Na⁺ + 2 Cl⁻ → 2 Na⁰ + Cl⁰₂

– сум­мар­ная ре­ак­ция:

2 NaCl 2 Na + Cl₂

При­мер №2. Элек­тро­лиз рас­пла­ва гид­рок­си­да калия

При дис­со­ци­а­ции гид­рок­си­да калия об­ра­зу­ют­ся ионы калия и гид­рок­сид ионы.

КОН → К⁺ + ОН⁻

– на ка­то­де вы­де­ля­ет­ся калий:

К⁺ + 1 e⁻ → К

– на аноде вы­де­ля­ет­ся кис­ло­род и вода:

4ОН⁻ − 4 e⁻ → О₂ + 2Н₂О

– сум­мар­ное ион­ное урав­не­ние ре­ак­ции (урав­не­ние ка­тод­но­го про­цес­са по­мно­жи­ли на 4)

4К⁺ + 4ОН⁻ → 4 К⁰ + О₂ + 2Н₂О

– сум­мар­ная ре­ак­ция:

4КОН 4 К⁰ + О₂ + 2Н₂О

При­мер №3. Элек­тро­лиз рас­пла­ва суль­фа­та на­трия

При дис­со­ци­а­ции рас­пла­ва суль­фа­та на­трия об­ра­зу­ют­ся ионы на­трия и суль­фат-ио­ны.

Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SО₄²⁻

– на ка­то­де вы­де­ля­ет­ся на­трий:

Na⁺ + 1 e⁻ → Na

– на аноде вы­де­ля­ет­ся кис­ло­род и оксид серы (VI):

2SО₄²⁻ − 4 e⁻ → 2SО₃ +О₂

– сум­мар­ное ион­ное урав­не­ние ре­ак­ции (урав­не­ние ка­тод­но­го про­цес­са по­мно­жи­ли на 4)

4 Na⁺ + 2SО₄²⁻ → 4 Na ⁰ + 2SО₃ +О₂

– сум­мар­ная ре­ак­ция:

2 Na₂SO₄ 4 Na ⁰ + 2SО₃ +О₂

За­ко­но­мер­но­сти элек­тро­ли­за рас­пла­вов элек­тро­ли­та

1. При элек­тро­ли­зе рас­пла­вов ще­ло­чей и солей на ка­то­де оса­жда­ет­ся ме­талл.

2. Ани­о­ны бес­кис­ло­род­ных кис­лот окис­ля­ют­ся на аноде, давая со­от­вет­ству­ю­щее со­еди­не­ние, на­при­мер, хло­рид-ани­о­ны об­ра­зу­ют хлор.

3. Ани­о­ны кис­ло­род­со­дер­жа­щих кис­лот об­ра­зу­ют со­от­вет­ству­ю­щий оксид и кис­ло­род.

Электролиз раствора

II. Про­цес­сы, про­ис­хо­дя­щие при элек­тро­ли­зе рас­тво­ров элек­тро­ли­тов

При элек­тро­ли­зе рас­тво­ров элек­тро­ли­тов, кроме ин­те­ре­су­ю­щих нас со­еди­не­ний есть еще и вода, ко­то­рая также может под­вер­гать­ся элек­тро­ли­зу. По­это­му, ис­хо­дя из стро­е­ния со­еди­не­ния, элек­тро­лиз может про­те­кать либо с иона­ми соли, либо с водой.

Про­цес­сы, про­ис­хо­дя­щие на ка­то­де

1. Ка­ти­о­ны ак­тив­ных ме­тал­лов, сто­я­щие в ряду на­пря­же­ний до алю­ми­ния, не раз­ря­жа­ют­ся на ка­то­де. См. рис. 2. В этом слу­чае про­ис­хо­дит толь­ко вос­ста­нов­ле­ние воды.

Рис. 2

2Н₂О+2 e⁻ → Н₂ + 2ОН⁻

2. Ка­ти­о­ны ме­тал­лов, рас­по­ло­жен­ных в ряду на­пря­же­ний от алю­ми­ния до во­до­ро­да, раз­ря­жа­ют­ся в той или иной сте­пе­ни од­но­вре­мен­но с мо­ле­ку­ла­ми воды. При этом од­но­вре­мен­но про­ис­хо­дят сле­ду­ю­щие про­цес­сы:

Meⁿ⁺+ne^- → Me

2Н₂О+2 e⁻ → Н₂ + 2ОН⁻

3. При на­ли­чии в рас­тво­ре ка­ти­о­нов ме­тал­лов, рас­по­ло­жен­ных в ряду на­пря­же­ний после во­до­ро­да, на ка­то­де, пре­жде всего, про­ис­хо­дит вос­ста­нов­ле­ние ка­ти­о­нов этих ме­тал­лов. Meⁿ⁺+ne^- →Me

Про­цес­сы, про­ис­хо­дя­щие на аноде

Раз­ли­ча­ют два типа ано­дов: инерт­ный и ак­тив­ный. Инерт­ный анод – это анод, ма­те­ри­ал ко­то­ро­го не окис­ля­ет­ся в про­цес­се элек­тро­ли­за (Pt). Ак­тив­ный анод – это анод, ко­то­рый окис­ля­ет­ся в про­цес­се элек­тро­ли­за. На­при­мер, гра­фит.

Элек­тро­лиз с инерт­ным ано­дом

В анод­ном про­цес­се могут при­ни­мать уча­стие ани­о­ны неко­то­рых бес­кис­ло­род­ных кис­лот Cl^-,Br^-,I^-, S^2-и гид­рок­сид-ио­ны ОН ^-(раз­ря­жа­ют­ся толь­ко эти ани­о­ны), на­при­мер:

2Br^- - 2е^- →Br_2; 4ОН⁻ − 4 e⁻ → О₂ +2Н₂О (в ще­лоч­ной среде)

Если в рас­тво­ре при­сут­ству­ют ани­о­ны F^-,SO^2-₄, NO^-₃, PO₄^3-, CO₃^2- и неко­то­рые дру­гие, то окис­ле­нию под­вер­га­ет­ся толь­ко вода:

2Н₂О - 4 e⁻ → О₂ + 4Н⁺(в ней­траль­ной и кис­лой среде)

Элек­тро­лиз с ак­тив­ным ано­дом

В слу­чае с ак­тив­ным ано­дом, число кон­ку­ри­ру­ю­щих окис­ли­тель­ных про­цес­сов уве­ли­чи­ва­ет­ся до трех:

- Элек­тро­хи­ми­че­ское окис­ле­ние ма­те­ри­а­ла анода

- Окис­ле­ние воды с вы­де­ле­ни­ем кис­ло­ро­да

- Окис­ле­ние ани­о­нов рас­тво­рен­но­го со­еди­не­ния

Генетический ряд металла

Кальций (типичный металл) при сгорании на воздухе образует оксид CaO

, который присоединяет воду, превращаясь в основание – гидроксид кальция Ca(OH)2

. Последовательность этих реакций можно представить в виде схемы:

Ca→CaO→Ca(OH)2

металл→ основной оксид→основание

Следует помнить, что не все металлы при окислении кислородом образуют оксиды (см. тему "химические свойства металлов"). Основные оксиды взаимодействуют с водой только в случае образования растворимых оснований.

В качестве примера генетического ряда неметалла рассмотреть ряд серы со степенями окисления +4 и +6.

S -SO2- H2SO3- Na2SO3- SO2 -SO3- H2SO4 -SO2- S.

S + O2 = SO2

SO2 + H2O = H2SO3

H2SO3 +2NaOH = Na2SO3 + 2H2O

Na2SO3 + 2HCl = 2NaCl + SO2 + H2O

2SO2 + O2 = 2SO3

SO3 + H2O = H2SO4

Cu + 2H2SO4 (конц.) = CuSO4 + SO2 + 2H2O

SO2 + 2H2S = 2H2O + 3S

Генетический ряд цинка.

Реакции:

1)2Zn + O2 = 2ZnO(реакция идёт при темепратуре)

2)ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O

3)ZnSO4+ 2NaOH = Zn(OH)2 + Na2SO4

4)Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O

5)Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH]4)

6)Na2[Zn(OH]4) + 4HCl = 2NaCl + ZnCl2+4H2O

7)ZnCl2 + Ca = Zn + CaCl2

8)ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

9)ZnO + 2NaOH + H2O = (под t = 90°C) Na2[Zn(OH]4)

Генетические ряды и генетическая связь в органической химии.

В органической химии также следует различать более общее понятие — генетическая связь и более частное понятие генетический ря. Если основу генетического ряда в неорганической химии составляют вещества, образованные одним химическим элементом, то основу генетического ряда в органической химии (химии углеродных соединений) составляют вещества с одикиконым числом атомов углерода в молекуле. Рассмотрим генетический ряд органических веществ, в кото-рый включим наибольшее число классов соединений:

Каждой цифре над стрелкой соответствует определенное урнпненне реакции (уравнение обратной реакции обозначено цифрой со штрихом):

Билет.

Ангидриды карбоновых кислот

Гид­рок­сил карбок­силь­ной груп­пы спо­со­бен при опре­де­лен­ных усло­ви­ях за­ме­щать­ся на дру­гие атомы или груп­пы ато­мов.

Ан­гид­ри­ды

В при­сут­ствии во­до­от­ни­ма­ю­щих средств, таких как оксид фос­фо­ра (V), гид­рок­сил одной кар­бо­но­вой кис­ло­ты за­ме­ща­ет­ся на оста­ток дру­гой кар­бо­но­вой кис­ло­ты:

2RCOOH (RCO)₂O + Н₂О

Ан­гид­ри­ды кар­бо­но­вых кис­лот (RCO)₂O – про­из­вод­ные кар­бо­но­вых кис­лот, пред­став­ля­ю­щие собой про­дукт за­ме­ще­ния гид­рок­си­ла карбок­силь­ной груп­пы одной кис­ло­ты на оста­ток дру­гой кис­ло­ты.

Ма­ле­и­но­вый ан­гид­рид:

Ан­гид­ри­ды кар­бо­но­вых кис­лот более ре­ак­ци­он­но­спо­соб­ны, чем сами кис­ло­ты и слож­ные эфиры. Они легко всту­па­ют в ре­ак­ции нук­лео­филь­но­го за­ме­ще­ния – на­при­мер, гид­ро­ли­зу­ют­ся:

(RCO)₂О + H₂O = 2RCOOH.

Органические кислоты

Карбоновые кислоты

Если в неорганической химии понятие «кислота» определяется наличием протона водорода в растворе H+, то органические кислоты определяются группой -СOOH.

Карбоксильная группа -COOH состоит по сути из двух групп: карбонильной -СOH (альдегидная группа) и гидроксильной группы -OH (в органической химии эта группа относится к спиртам).Интересно то, что группа -СOH очень редко вступает в химические реакции (в школьном курсе и в формате ЕГЭ — крайне редко), а вот гидроксильная группа -OH — «отдувается за двоих»!

Химические свойства кислот

4) Взаимодействие с основаниями и амфотерными гидроксидами:

H₂SO₄ + Ca(OH)₂ ® CaSO₄¯ + 2H₂O 2H⁺ + SO₄^2– + Ca²⁺ +2OH^– ® CaSO₄¯ + 2H₂O

H₂SO₄ + Zn(OH)₂ ® ZnSO₄ + 2H₂O 2H⁺ + Zn(OH)₂ ® Zn²⁺ + 2H₂O.

5) Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами:

H₂SO₄ + CaO ® CaSO₄¯ + H₂O 2H⁺ + SO₄^2– + CaO ® CaSO₄¯ + H₂O

H₂SO₄ + ZnO ® ZnSO₄ + H₂O 2H⁺ + ZnO ® Zn²⁺ + H₂O.

6) Взаимодействие с металлами: а) кислоты-окислители по Н⁺ (HCl, HBr, HI, HClO₄, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.).

В реакцию вступают металлы, расположенные в ряду активности до водорода:

Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb, H, Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

2HCl + Fe ® FeCl₂ + H₂­ 2H⁺ + Fe ® Fe²⁺ + H₂­.

б) кислоты-окислители по аниону (концентрированная серная, азотная любой концентрации):

2Fe + 6H₂SO_{4 (конц.)} Fe₂(SO₄)₃ + 3SO₂­ + 6H₂O

2Fe + 12H⁺ + 3SO₄^2– ® 2Fe³⁺ + 3SO₂­ + 6H₂O.

7) Взаимодействие с солями. Реакция происходит, если соль образована более слабой или летучей кислотой, или если образуется осадок:

2HCl + Na₂CO₃ ® 2NaCl + CO₂­ + H₂O 2H⁺ + CO₃^2– ® CO₂­ + H₂O

СaCl₂ + H₂SO₄ ® CaSO₄¯ + 2HCl Сa²⁺ + SO₄^2- ® CaSO₄¯.

Билет.

Основание — это химическое соединение, способное образовывать ковалентную связь с протоном (основание Брёнстеда ) либо с вакантной орбиталью другого химического соединения (основание Льюиса )^[1]. В узком смысле под основаниями понимают осно́вные гидроксиды — сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах отщепляется только один вид анионов — гидроксид-ионы OH^−[2].

ОСНОВАНИЯ ОРГАНИЧЕСКИЕ ОСНОВАНИЯОРГАНИЧЕСКИЕ, орг. соед., используемые на практике в качестве акцепторов протонов. К ним относят нейтр. основания (третичные амины, амидины) и анионные основания [алкоголяты и алтсил(или арил)амиды щелочных металлов, металлоорг. соед.]. К специфич. типам оснований органических относят также ангидрооснования (см. Кислоты и основания)и псевдооснования. Основания органические применяют прежде всего для ионизации соед. по связям О—Н, N—Н, С—Н. Ионизирующая способность оснований органических характеризуется константой ионизации сопряженной к-ты рКа (см. табл.). Важное преимущество их перед щелочами - р-римость в орг. р-рителях, что позволяет применять основания органические в неводных средах. КОНСТАНТЫ ИОНИЗАЦИИ НЕКОТОРЫХ ОРГАНИЧЕСКИХ ОСНОВАНИЙ В ВОДНОМ РАСТВОРЕ ПРИ 25 °С             Соединение Ф-ла рк.     2,6-Ди-трет-бутилпиридин 4,95     N,N-Диметиланилин С6Н5N(СН3)2 5,10     Пиридин C5H5N 5,23     4-Диметиламинопиридин 9,37             Продолжение табл.             Соединение Триэтиламин Ф-ла (C2H5)3N рка 10,67     1,2,2,6,6-Пентаметилпиперидин 11.25     1,5-Диазабицикло [4.3.0]нон-5-ен (ДБН) ~12     Метилат натрия CH3ONa ~16     Этилат натрия C2H5ONa ~18     трет-Бутилат калия трет-C4H9OK ~19     Диизопропиламид лития [(CH3)2CH]2NLi ~35     Бутиллитий C4H9Li ~40 42             Третичные амины относят к мягко действующим основаниям, в отличие от щелочей они не вызывают гидролиза сложноэфирных связей или лабильных связей С—Hal. Напротив, у анионных оснований ионизирующая способность намного сильнее, чем у щелочей. Широкое применение в орг. синтезе находит триэтиламин. Так, ацилирование 1-метилимидазола в его присут. протекает в положение 2. Роль триэтиламина заключается в ионизации связи С-2—Н в катионе 1-ацил-3-метилимидазо-лия. что обеспечивает перенос ацильной группы к атому С-2: При О-ацилировании фенолов для ионизации связи О—Н используют пиридин или его 4-диметиламинопроизводное; напр., в присут. последнего ацетилируется мезитол: Для дегидрогалогенирования соед., содержащих чувствительные к щелочам и др. сильным основаниям группировки, применяют ДБН, к-рый, напр., превращает хлорацетилены, содержащие сложноэфирную группировку, в сопряженные енины: Для изомеризации ацетиленов с неконцевой тройной связью в ацетилены с концевой тройной связью используют 3-аминопропиламид калия NH2CH2CH2CH2NHK: 123Следующая ⇒ Что способствует осуществлению желаний? Стопроцентная, непоколебимая уверенность в своем... ЧТО ПРОИСХОДИТ ВО ВЗРОСЛОЙ ЖИЗНИ? Если вы все еще «неправильно» связаны с матерью, вы избегаете отделения и независимого взрослого существования... ЧТО ТАКОЕ УВЕРЕННОЕ ПОВЕДЕНИЕ В МЕЖЛИЧНОСТНЫХ ОТНОШЕНИЯХ? Исторически существует три основных модели различий, существующих между... Что делает отдел по эксплуатации и сопровождению ИС? Отвечает за сохранность данных (расписания копирования, копирование и пр.)... Не нашли то, что искали? Воспользуйтесь поиском гугл на сайте: