Соколов Д.И. Шпаргалки по химии
Подождите немного. Документ загружается.
г----~-----------------I
------------T-----~----I
3.
Эта
кислота
-
сильный
восстанови-
I
Реакции
разложения
ннтратов
при
на-
I
тель:
гревании
I
2НВг
+
Н
80
(конц.)
-;
Вг,
+80, +
2Н О
I
Нитраты
щелочных
металлов
разлага
2 4 2 2
:?
ЮТСЯ
до
нитритов:
I
Из
кислородсодержащих
кислот
брома
I 2NaNO
(П
-;
2NaNO +
О
известны
слабая
бромноватистая
кисло-
I 3 2 2 I
та
HBr,lO
и
сильная
бромноватая
кисло-
Нитраты
менее
активных
металлов
(от
I
та
НВг"О
. I
щелочноземельных
до
меди)
разлагаются
,
до
оксидов:
I
2Mg(NO,),
(t')
-;
2MgO
+4NO, t
О,
2Cu(NO,),
(t')
-;
2СиО
+ 4NO, +
О,
I
Нитраты
наименее
активных
металлов
I
разлагаются
до
металлов:
Hg(NO,),
(t')
-;
Hg + 2NO, +
О,
I
2AgNO,
(О
-;
2Ag + 2NO, +
О,
I
Нитрат
аммония
разлагается
до
закиси
I
азота:
NH,NO,
(О
-;
N,O +
2Н,0
I
I
*
I
I
I
I
I
I
I
I
I
~_~
~
I
___________
..J
38
31.
Фосфор
в
свободном состоянии
фосфор
в
приро
де
ве
встречается.
Электронная
конфигу
рация
-
ls'2s'2р
б
3s'3р'.
Име~
трн
аллотропные
модификации:
Белыи
фосфор.
Получается
при
конден
сации
паров.
Состоит
нз
молекул
Р,.
Мяг·
кое,
бесц~етное
вещество,
ядовит,
имеет
чесночныи
запах,
растворнм
в
сероугле
роде
(С8,),
летуч.
Очень
реакцнонноспосо
бен,
окисляется
на
воздухе
(при
этом
са
мовоспламеняется),
в
темноте
светится.
Красный
фосфор.
Не
имеет
запаха,
цвет
красно-бурый,
не
ядовит.
Атомная
кристал·
лическая
решетка
очень
сложная.
обычно
аморфен.
Нерастворим
в
воде
и
в
органи
ческих
растворителях.
Устойчив.
В
тем
ноте не
светится.
Физические
свойства
зависят
от
способа
получения.
Черный
фосфор
-
полимерное
вещество
с
металлическим
блеском,
похож
на
гра
фит,
без
запаха,
жирный
на
ощупь.
Нера
створим
в
воде
и
в
органических
раство
рителях.
Имеет
атомиую
кристалличес
кую
решетку,
полупроводник.
Получение,
Красный
и
черный
фосфор
получают
из
белого,
Белый
фосфор
полу
чают
восстановлением
фосфата
кальция:
Са,(РО,),
+ 38iO, +
5С
(С)
-;
-;
3Са8iO,
t
5СО
+
2Р
Химические
свойства
Вступает
в
реакции:
-
с
кислородом:
4Р
+
50,
(с)
-;
2Рр,
при
недостатке
кислорода:
4Р
+
30,
(О
-;
2Р
р,
-
с
галогенами:
2Р
+ 3Cl,
-;
2PCI,
2Р
+ 5Cl,
-;
2PCI,
галоген
иды
фосфора
легко
разлагаются
ВОДОЙ,
например:
PCl, +
3Нр
-;
Н,РО,
+
3НСI
I
PCI, +
4Н,о
-;
Н,РО,
+
5НС]
-
с
серой:
2Р
+ 58
(П
-;
Р,8,
-
с
азотной
кислотой:
3Р
+ 5HNO, +
2Н,О
-;
3Н,РО,
+ 5NO
-
с
металлами
(образует
фосфиды,
в ко
торых фосфор
проявляет
степень
окисле
ния
-3):
2Р
+3Mg .., Mg,P,
3Li t
Р..,
Li,P
_
со
щелочами:
4Р
+ 3NaOH +
3Н
2
О
-;
РН,
+ 3NaH PO,
2
L
Соедиnеnия
фосфора
I
Фосфин
РН"
-
газ,
с
неприятным
запа-
I
хом
тухлой
рыбы,
бесцветный,
малора
створим
В
воде,
нестоек,
ЯДОВИТ.
I
Получение
I
Фосфиды
щелочных
и
щелочноземель
ных
металлов
разлагаются
кислотами
и
I
водой
с
образованием
фосфина:
Са,Р,
+
БНСl
-;
3CaCl, +
2РН,
Са,
Р
-, +
БН
О
-;
3Са(ОН)
+
2Р-'Н
"
2'
"
Химические
свойства
•
Разлarается
при
нагревании:
2РН,
(О
-;
2Р
+
3Н,
•
Проявляет
слабые
основные
свойства:
РН,
+
Н!
-;
[PH,]+I-
•
Является
сильным
восстановителем.
На
воздухе
самовоспламеняется.
Фосфорнстый
ангидрид
Р,О,
(оксид
фос
фора
(Ш)).
Представляет
собой
белые
кри
сталлы,
существует
в
виде
нескольких
мо
дифнкацнЙ.
В
парах
состоит
из
молекул
Р,О,.
Фосфористому
ангидриду
соответ
ствует
фосфорнстая
кислота
Н,РО,.
Получение.
Окислевие
фосфора
при
не
достатке
кислорода:
4Р
+
30,
-;
2Р
,О,
Химические
свойства
•
Обладает
всеми
свойствами
кислот
ных
оксидов:
р,о,
+
3Н,О
-;
2Н,РО,
•
Является
сильным
восстановителем:
Р,О,
+
0,-;
Р,О,
Фосфорный
ангидрид
Р20
•.
Представля
ет
собой
белые
кристаллы,
имеет
несколь
ко
модификаций.
В
парах
состоит
из
мо
лекул
Р
,Н,о'
очень
гигроскопичен
(исполь
зуется
как
осушитель
газов
и
жидкостей).
Получение,
Окисление
фосфора
в
избыт
ке
кислорода:
4Р
+ 502
-;
2Р,о,
Химические
свойства.
Обладает
всеми
свойствами
кислотных
ОКСИДОВ.
Вступает
в
реакции:
-
с
водой:
Р
2
О,
+
HP
-;
2НРО,
(метафосфорная
кислота)
Р,О,
...
2Н,О
-;
Н,р,о,
(пирофосфорная
кислота)
Р,о.
+
3Н,О
-;
2Н,РО,
(ортофосфорная
кислота)
-
с
основными
оксидами:
Рр,
+
3ВаО
-;
Ва,(РО,),
~-~
39
г-----------------~----I
-
со
щелочами:
Р,О,
+
БКОН
-4
2К,РО,
+
3Н,0
Фосфорный
ангидрид
-
сильное
водо
отнимающее
средство:
Р,О,+
2HNO,
-4
2НРО,
+
N,o,
Р,О,+
2НСЮ,
-4
2НРО,+
Cl,O,
Метафосфорная
кислота
НРО,.
Получение
Р,О,+
Н,О
-4
2НРО,
Хи",ические
свойства.
Обладает
всеми
свойствами
кислот.
Соли
метафосфорной
кислоты
-
метафосфаты.
Фосфористая
кислота
Н.РО,
-
бесцвет
ное
кристаллическое
вещество,
хорошо
растворимое
в
воде.
Получение
PC1,+
3Н,О
-4
Н,РО.+
3НСI
Хи",ичеСICие
свойства
•
Водный
раствор
Н,РО,
-
двухоснов
ная
кислота
средней
силы
(соли
-
фосфи
ты).
Реагирует
со
щелочами:
Н
з
РО,+
2NaOH
-4
Na,HPO,+
2Н,О
•
При
нагревании
превращается
в
орто
фосфорную
кислоту
и
фосфин:
4Н
з
РО
з
-4
3Н,РО,
+
РН,
•
Проявляет
восстановительные
свой
ства:
Н,РО,
+ HgCl,+
Н,О
-4
Н,РО,
+ Hg +
2НСl
Ортофосфорная
кислота
Н,РО,
-
белое
твердое
вещество,
гигроскопичное,
хоро
шо
растворимое
в
воде.
Ортофосфорная
кислота
-
средней
силы,
не
.является
окис
лителем,
треХОСНОВН6Я.
Н,РО,
Р
3Н+
+
РО,-З
Н,РО,+
3Н
2
О
Р
3Н,о+
+
РО:
Н,РО,
р
Н'
+
Н,РО,
Н,РО,-
р
Н+
+
НРО.'
НРО,2-
р
Н'
+
РО:
Она
образует
средние
соли
-
ортофос
фаты
(Na,PO,)
и
два
типа
кислых
солей
-
дигидрофосфаты
(NaH,PO,)
и
гидрофосфа
ты
(Na,HPO,).
Получение
Лабораторный
способ:
Р,О,+
3Н,О
-4
2Н,РО,
Промышленный
способ:
Са,(РО')2(твердый)
+
3Н,SО,(конц.)
-4
-4
2Н,РО,+
3СаВО,
3Р
+ 5HNO,
+-
2Н,О
-4
3Н,РО,
+
5NO
I
L_~
40
Хи",ичеСICие
свойства
Для
ортофосФорной
кислоты
характер
ны
все
свойства
кислот,
которые
не
я.вля
ЮТСЯ
окислителями.
При
нагревании
она
превращается
в
пирофосфорную
кислоту:
2Н,РО,
(t')
-4
Н,р,о,
+
Н,О
Качественная
реакция
на
обнаруженне
в
растворе
анионов
РО:
3Ag+
+
РО:-
р
Ag,PO,
(ярко-желтый
осадок)
Фосфорные
удобрения.
Фосфорными
удобрениями
являются
кальциевые
и
ам
монийные
соли
ортофосфорной
кислоты.
Фосфоритную
муку
получают
при тонком
размоле
фосфоритов.
Так
как
мука
содер
жит
нерастворимую
соль
Са,(РО
,)"
то
ус
ваиваться
растениями
может
ТОЛЬКО
на
кислых
почвах.
При
обработке
фосфори
тов
или
апатитов
серной
или
фосфорной
IШСЛОТОЙ
получают
растворимые
в
воде
соединения,
хорошо
усваиваемые
расте
ниями
на
любых
почвах:
Са,(РО,),
+2H,SO,
-4
Са(Н,РО,),
+
2СаВО,
Са(Н,РО.),
-
простой
суперфосфат
(обыч
но
применяют
в
виде
гранул;
Са,(РО.),
+
4Н,РО,
~3Са(Н,РО,),
(двойной
суперфосфат)
Нейтрализацией
гашеной
извести
орто
фосфорной
кислотой
получают
преципи
тат:
Н,РО,
т
Са(ОН),
-4
СаНРО.
'
2Н,О
Нейтрализацией
ортофосфорной
кисло
ты
аммиаком
получают
аммофос
-
(NH,J,HPO, + NH.H,PO.,
содержащий
N
и
Р.
Разновидности:
нитроаммофос
- NH,H,PO. + NH.NO,:
аммофоска
- (NH,j,HPO. + NH.H,PO. +
+
KC1.
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
~
г----~-----T-----------I
32.
Кремний
I
33.
Металлы
Кремний
является
третьим
по
распрост-
I
Еслl'L
в
ПеРI'LОДl'Lческой
таблице
элемен
раненности
в
природе
злементом.
Чаще
I
тов
Менделеева
провести
диагональ
от
всего
он
находится
в
силикатных
поро-
бериллия
к
астату,
то
слева
внизу
по
ДН
дах,
обычно
представляющих
собой
смеси
I
аroнали
будут
находиться
элементы-метал
различных
соединений
кремния
с
кнсло
родом
и
рядом
друтих
элементов.
Весьма
часто
встречается
и
свободная
двуокись
кремния
(SiO,) ,
главным
образом
в
виде
обычного
песка,
Свободный
кремний
впер
вые
был
получен
в
1823
г.
Природный
эле
мент
слагается
из
трех
изотопов:
"Si,
'·Si
и
30Si.
В
основном
состоянии
атом
крем
ния
имеет
строение
внешней
электронной
оболочки
3в'3р'
и
двухвалентен.
Степени
окисления:
+4,
-4.
Имеет
две
аллотропи
ческие
модификации:
Кристаллический
кремний
-
темно-се
рое
вещество
с
металлическим
блеском,
обладает
большой
твердостью,
хрупок,
полупроводник,
имеет
алмазоподобную
структуру.
Инертен.
Аморфный
кремний
-
бурый
порошок,
гигроскопичен,
имеет
алмазоподобную
структуру,
более
реакционноспособен,
чем
кристаллический
кремний_
Получение
2С
+ Si'-'O,
(О
-4
Sio
+
2СО
2Mg
+
Si+40,
(С)
-4
2MgO
+
SiO
Химические
свойства
•
Проявляет
восстановительные
свой
ства:
Si +
О,
(t")
-4
SiO,
Si
+ 2F,
-4
SiF.
Si +
С
(t')
-4
SiC
•
С
водородом
не
взаимодействует,
•
С
кислотами
не
реагирует.
Растворя
ется
ТОЛЬКО
в
смеси
азотной
и плавико
вой
кислот:
3Si + 4HNO. + 18HF
-4
-4
3H,[SiF,) +
4NO
+
8Н,0
•
Вступает
в
реакцию
со
щелочамl'L
(при
нагреванни):
Si
+ 2NaOH +
HP
->
Na,SiO.+
2Н,
•
Как
окнслитель
реагирует
с
металла
ми
(образуются
СИЛИЦI'LДЫ):
Si +
2Mg
(t')
-4
Mg,Si
Сl'Lлан
SiH, -
бесцветный
газ,
ядовнт.
Полученuе
Mg,Si +
4НСl
-4
2MgCl, +
SiН.
Химuч.еские
свойства
SiН.
+
20,
-4
SiO, +
2Н,О
БiН.
-4
Si +
2Н,
лы
(к
ним
Же
относятся
элементы
побоч
I
ных
подгрупп),
а
справа
вверху
-
элемен
I
ты-неметаллы.
Элементы,
расположенные
вблизи
Дl'Lагонали
(Ве,
Al, Ti, Ge, Nb,
БЬ
и
I
др.),
обладают
двойственным
характером.
I
к
элементам-металлам
относятся
s-элемен
ты
1
и
11
групп,
все
d-
и
{-элементы,
а
I
также
р-элементы
главных
подгрупп:
111
I
(кроме
бора),
IV
(Ge,
Бп,
РЬ),
V (Sb,Bi)
и
УI
(Ро).
Наиболее
типичные
элементы-ме
I
таллы
расположены
в
начале периодов
(начиная
со
второго),
Кристаллические
I
решетки
металлического
типа
содержат
I
в
узлах
положительно
заряженные
ионы
и
нейтральные
атомы:
между
ними
пере
I
двигаются
относительно
свободные
элек
I
троны,
Физические
свойства.
Объясняются
осо
I
бым
строением
кристаллической
решет
I
ки
-
наличием
свободных
электронов
(.электронного
газа.):
1.
Пластичность
-
способность
изменять
форму
при
ударе,
вытягиваться
в
прово
локу,
прокатываться
в
тонкие
листы.
В
ряду
Аи,
Ag,
Сп,
Sn,
РЬ,
Zn, Fe
пластич
ность
уменьшается.
2.
Влеск,
обычно
серый
цвет
и
непроз
:i
рачность.
Это
связано
со
взаимодействи
/io
ем
свободных
электронов
с
падающимн
I
на
металл
квантами
света.
3.
Электропроводность.
Объясняется
на
правленным
движением
свободных
элект
ронов
от
отрицательного
полюса
к
поло
жительному
под
влиянием
небольщой
раз
ности
потенциалов.
В
ряду
Ag,
Си.
Al, Fe
злектропроводность
уменьшается.
При
нагревании
электропроводность
уменьшается,
Т.
:К.
С
повышением
темпе·
ратуры
усиливаются
колебания
атомов
и
ионов
в
узлах
крнсталлической
решетки,
что затрудняет
направленное
движенне
4:электронного
газа,..
4.
Теплопроводность.
Обусловлена
вы
сокой
подвижностью
свободных
электро
НОВ
и
колебательным
движением
атомов,
благодаря
чему
происходит
быстрое
вы
равнивание
температуры
по
массе
метал·
ла.
Наибольшая
теплопроводность
-
у
висмута
и
ртути.
I
5.
Твердость.
Самый
твердый
металл
-
хром
(режет
стекло):
самые
мягкие
- I
L
~
~_~
41
г----~-----T-----------I
г-----------T-----~----I
щелочные
металлы
(калий,
натрий,
руби
Оксид
кремния
(IV)
(Вi0
2
).
34.
Элементы
1
группы
I
35.
Элементы
II
группы
I
I
дий и
цезий
-
можно
резать
ножом).
Si0
2
-
кварц,
горный
хрусталь,
аме
Периодической
системы
Периодической
системы
I
I
I
I
б.
Плотность.
Она
тем
меньше,
чем
мень
тиет,
агат,
яшма,
опал,
кремнезем
(ОСНОВ
Ко
11
группе
относятся
бериллий,
ще
Содержание
в
1Iрироде.
Поваренная
соль
ше
атомная
масса
металла
и
чем
больше
ная
часть
песка).
Аl
2
О
з
'
2Si0
2
·
2Н
О
-
ка
2
лочноземельные
мет8.JIЛЫ:
магний,
каль
(NaCl)
входит
в
состав
морской
воды.
Дру
радиус
его
атома
(самый
легкий
-
ли
тий;
самый
тяжелый
-
осмий).
оли НИ
Т
(основная
часть
глины).
I
I
I
ций,
стронций.
барий
и
радий
(главная
гие
минералы
-
сильвинит
(mKC1'nNaCl),
К,О'
Al,O,'
6SiO,
ортоклаз
(полевой
-
подгруппа)
-
и
подгруппа
цинка:
цинк,
карналит
(KC1-МgСl,.6Н,О)
-
служат
ос
7.
Температуры
плавления
и кипения.
шпат).
SiO, -
твердое,
тугоплавкое
веще
I
I
Самый
легкоплавкий
металл
-
ртуть,
са·
етво,
кислотный
ОКСИД.
При
сплавлении
кадмий,
ртуть
(побочная
подгруппа).
наввым
источником
получения
соедине
На
внешнем
электронном
уровне
элемен
мый
тугоплавкий
металл
-
вольфрам.
взаимодействует
с
основными
оксидами,
ний
калия.
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
Металлы,
имеющие
температуру
плавле
тов
главной
и
побочной подгрупп
нахо
щелочами,
с
карбонатами
щелочных
и
ще
Фи.зические
свойства.
При
отсутствии
I
I
дятся
два
электрона
(118').
которые
они
ния
выше
1000
ос
-
тугоплавкие,
ниже
I
1000'С
лочноземельных
металлов,
а
также
с
пла
воздуха
литий и
его
аналоги
представля·
легкоплавкие.
виковой
кислотой.
отдают,
образуя
соединеиня
со
степенью
-
ют
собой
серебристо-белые
вещества
с
ме
окисления
+2.
Si02 +
СаО
-;
CaSiO,
таллическим
блеском,
характеризуются
I
I
Для
всех
элементов
11
группы
Общие
химические
свойства
SiO + 2NaOH
-;
Na
ВiO
+
Н
О
характер
небольшими
ПЛОТНОСТЬЮ
и
твердостью,
2 2
SiO
+
СаСО
-;
CaSiO
3 2 .
С
I
+
СО
ильные
восстановители.
I
I
I
ны
низкая
температура
плавления
и
вы
низкими
температурами
плавления
и
кн
сокая
летучесть.
ту
щелочноземельных
М
о
М
"'
е
2
:1
3 2
SiO
-пе-;
е
+КСО
~КВiO
+СО
пения
и
хорошей
электропроводностью.
2 2 3 2 3 2
1.
Реакции
металлов
растворимость
гидроксидов
уве
Si0
2
+ 4HF
-;
SiF, t
2Н,о
с
неметаЛЛlU<и
Получение.
Щелочные
металлы
получа-
личивается
от
магния
к барию.
Раство
2Mg +
О,
-;
2MgO
Hg+S-;НgS
ВiO,
+ 6HF
->
Н
[SiF
б
]
+
2Н,О
2
ют
электролизом
расплавов
хлоридов:
римость
солей
уменьшается
от
магния
к
(гексафторкремниевая
2NaCl
->
2Na + Cl,
радию.
В
подгруппе
цинка
амфотерность
Ni + Cl,
«()-;
NiCl
2
кислота)
катод:
Na·
+
lе-
-;
Nao
оксидов
уменьшается
от
цинка
к
ртути.
анод:
2Cl- -
2е-
-;
C10,
Активность
элементов
этой
подгруппы
3Са
+
N,
(П-;
Ca,N,
Две
последние
реакции
лежат
в
основе
*
I
3Са
+
2Р
(П-;
Са,Р,
процесса
"равления
стекла.
уменьшается
с
увеличением
их
атомнОй
Химические
свойства.
Очень
сильные
С
водой
не
реагирует.
С
водородом
реагируют
только
щелоч
массы.
восстановители.
В
соединениях
проявля
ные
и
щелочноземельные
металлы:
Кремниевая
кислота
H,SiO. -
очень
сла
ют
степень
окисления
+
1.
Восстановитель
бая,
непрочиая,
в
воде
ма...-rrораетворима
1
Магний
ная
способность
увеличивается
с
ростом
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
I
2Li +
Н,
->
2LiН
Са
+
Н,
-;
СаН,
П.
Реакции
с
кислотами
Металлы,
стоящие
в
электрохимическом
ряду
напряжений
до водорода,
восстанав
лявают
кислаты-веОRислители:
Mg
+ 2HCl
->
MgCl, t
Н,!
2Аl
+
6НС!
-;
2A1Cl,
+
3Н,!
ПI.
Взаимодействие
с
водой
1.
Активные
(щелочные
и
щелочнозе
мельные)
металлы
образуют
растворимое
основание
и
водород:
2Na +
2Н,О
-;
2NaOH +
Н,,!
Са
+
2Н,о
-;
Са(ОН),
+ H,I
2.
Металлы
средней
активности
окис
ляются
водой
при
нагревании
до
оксида:
Zn
+
Н,О
(t')
-;
ZnO
+
Н,!
3.
Неактивные
металлы
(Аи,
Ag, Pt)
с
водой
не
реагируют.
IV.
Вытеснение
более
aKmUBHbt)l1U
ме
таллаJttu
.J,fenee
активных
металлов
из
растворов
их
солей
Си
t HgCl,
->
Hg +
СиС',
Fe + CuSO,
->
Си
+ FeSO,
не
имеет
кислого
вкуса.
Соли
кремниевой
атомной
массы.
Все
соединения
имеют
Соединения
магния
встречаются
в
раз
I
1
I
I
I
I
I
кислоты
-
силикаты.
ионный
характер,
почти
все
растворимы
ЛИЧНЫХ
минералах.
Карбонат
магния
BXO~
в
воде.
Гидроксиды
Н-ОН
-
щелочи,
их
Получе"ие
дит
В
состав
доломита
Caco,.MgCO"
и
сила
возрастает
с
увеличением
атомнОЙ
Na,SiO. +
2НСl
-;
2NaCl + H,SiO,
магнезита
MgCO.,
хлорид
магния
-
в
со
массы
металла.
Воспламеняются
ва
возду·
H,SiO,
(t")
-;
н,о
+ SiO,
хе
при
умеренном
нагревании.
С
водоро
Каолинит
и
кремнезем
образуются
при
став
карналлита
KC1·MgCl,.6H,o,
сульфат
магния
-
в
состав
каинита
KCl'MgSO,
дом
образуют
гидриды.
выветривании
горных
пород
(разрушение
Щелочные
металлы
активно
взаимодей
JJ
6Н,о.
минералов):
/{о
I
I
Физические
своиства
Магний
~-
серебристо-белый
металл.
При
ствуют:
K,o·Al,O,6SiO,
+
СО,
+
2Н,О->
с
водой:
-
(полевой
шпат)
2Na +
2Н,О
-;
2NaOH +
Н,!
низкнх
температурах
покрывается
оксид
->
Al,O,'
2SiO,'
2Н,о
+ 4SiO, +
К,СО.
ной
пленкой, которая
предохраняет
его
от
дальнейшего
окисления
кислородом
I
(каолинит)
(кремнезем)
(поташ)
-
с
кислотами:
2Na
+-
2НСl
-;
2NaCl +
Н,!
I
воздуха.
I
I
I
I
-
с
кислородом:
Химические
свойства
Магний
-
активный
металл.
Если
раз
рушить
оксидную
пленку
на
его
поверх
I
I
4Li +
О,
->
2Li,O
2Na +
О,
->
Na,O,
К
+
О,
->
КО,
ности,
он
легко
окисляется
кислородом
Bo~дyxa.
При
нагреваю{и
магний
взаимо
I
В
результате
реакций
щелочных
метал
лов
с
немеТlLТШами
образуются
бинарные
деиствует
снеметаллами:
I
2Mg
+
О,
-;
2MgO
Mg
t Cl,
-;
MgCl,
соединения:
I
2Li + Cl,
-;
2LiCl
(галогениды)
2Na + S
-;
Na,S
(сульфиды)
Mg
+ S
-;
MgS
3Mg +
2Р
-->
Mg.P,I
2Na +
Н,
->
2NaН
(гидриды)
I I
I
I
I
I
I
I
I
Качественная
реакция
на
катионы
ще
Магний
не
растворяется
в
воде,
при
на
ЛО"ЧНЫХ
метв..:rIЛОВ
-
окрашивание
пламе
I
гревании
взаимодействует
с
парами
воды:
ни
в
следующие
цвета:
Li" -
карминово
Mg
+
Н,О
->
MgO+
Н
2
!
красный,
Na"
-
желтый,
К+,
НЬ"
и
Cs"-
I
Магний
легкО
отнимает кислород
и
га·
I I I
I I I
фиолетовый.
I
логены
у
многих
металлов:
3Mg +
МоО,
-)
3MgO +
Мо
L_~
~
~
~
~-~
43
42
I
L
I I
г-----------T-----~----I
I
Магний
горит
в
атмосфере
углекислого
I
Оксиды
щелочных
металлов
- R 0 I
I
2
газа:
Хu.мuчес"uе
свойства
I
Mg
+
СО,
---"
MgO
+
СО
I
Оксиды
щелочных
металлов
вступают
в
I
и
хорошо
растворяется
в
кнслотах:
I
реакции:
Iu
I
Mg
+ H,SO,
~
Mg80,
+
H,i
Получеnие
I
I
М8l'НИЙ
получают
электролизом
распла-
I
I
вов
его
солей.
Магний
получают
также
восстановлеиием
его
из
оксида
карбидом
I
I
кальция,
аморфным
углеродом
или
крем
I
нием
при
нагревании.
MgO
+
СаС,
---"
СаО
+
Mg
+
2С
I
MgO
+
С
---"
Mg +
СО
I
2MgO
+
СаО
+
81
---"
Са8iO,
+ 2Mg
IIримеnение
I
Магний
применяется
для
получения
мно
I
гих
легких
сплавов,
в
частности
дюралю
миния.
Добавка
магния
к
чугуну
улучша
I
ет
механические
свойства
последнего.
I
Оксид магнии
MgO
I
Это
-
белое
мелкокристаллическое
ве
щество,
нераст~оримое
в
воде.
Обладает
I
основными
своиствами:
MgO
+
Н
SO
---"
Mg80 +
Н
О
I
" "
При
нагревании
реагирует
с
1ШСЛОТНЫ
ми
оксидами:
MgO
+
80,
---"
Mg80,
В
лаборатории
оксид
магния
получают
сжиганием
металлического
магния
или
прокаливанием
его
гидроксида:
Mg(OH),
---"
MgO
+
HP
В
промышленности
оксид
магния
полу
чают
термическим
разложением
карбо
ната
магния:
MgCO,
---"
MgO
+
СО,
Гидроксид
магния
Мg(ОН),
Это
-
вещество
белого
цвета,
нераство
римое
в
воде,
но
легко
растворимое
в
кис
лотах;
Mg(OR) +
Н
SO
---"
Mg80 +
2Н О
' "
'2
При
пропускании
углекислого
газа
че
рез
суспензию
гидроксида
магния
ПОсле
дний
растворяется
с
образованием
гидро
карбоната
магния:
Mg(OH), +
СО,
--.
MgCO,
+
н,о
MgCO,
+
СО,
+
Н,О
--.
Mg(HCO,),
Гидроксид
магния получают
дейсгвием
щелочей
на
растворы
солей
магния:
MgCl, +
2КОН
---"
Мg(ОН),
+
2КСI
I
I
L_~
44
I
I
I
I
I
I
~
~
I
I
I
I
I
ства.
I
Получение
I 1.
Электролиз
растворов
хлоридов:
2NaCI + 2:r,O
---"
2Na~H
+
Н,
+ CI, I
I
KaTO~:
2Н
+
2е_
---"
Но'
анод.
2СI
-
2е
---"
Сl
, I
I
2.
Обменные
реакции
между
солью
и
I
I
основанием:
к,СО,
+
Са(ОН),
---"
СаСО,
+
2КОН
I
u -
I
3.
Взаимодеиствие
металлов
или
их
ок-
I
I
си~ов,
пероксидов
и
надпероксидов
с
во-
I
I
дои:
2LI
+
2Н,О
--->
2LiOH +
Н,
i I
I
Li,O +
Н,О
--->
2LЮН
Na
О
+
2Н О
--.
2NaOH +
Н
О
,
I I2 2 2 2 2
I
Химические
свойства.
Гидроксиды
ще
лочных
металлов
-
сильные
освования
I
I
(щелочи).
Сила
оснований
увеличивается
I
I
в
ряду
LiOH - NaOH -
КОН
- RbOH -
СвОН;
они
вступают
в
реанции:
I
I
~
с
кислотными
оксидами;
I
I
2NaOH +
СО,
--->
Na,CO, +
н,о
-
с
кислотами:
I
I LiOH +
НС!
--->
LiCl +
Н,О
I
I I
~
~
~
с
водои:
. I
L1,O
+
Н,О
--.
2LЮН
-
с
кислотными
оксидами:
I
Na,O +
80з
---"
Na,80,
-
с
кислотами:
к,О
+2HNO,
---"
2KNO, +
HP
Пероксид
натрия
Na
О
1.
Является
сильным'
о~ислителем:
2NaI + Na
О
+
2Н
80
---"
"
~
1,
'+
2Na,80.
+
2Н,о
2.
Разлагается
водой:
Na,O, +
2Н,О
---"
2NaOH +
Н,О,
Надпероксид
калия
К0
2
П
олучеnuе
К
+0,
---"ко,
Химические
свойства
1.
Является
сильным
окислителем:
4КО,
+
2СО
---"
2К,СО
+
30
- 2 3 2u
2.
Разлагается
водои:
2КО,+2НО---,,2КОН+Н.0
+0.
-,
, 2 2
Гидроксиды
щелочных
металлов
- ROH
Это
-
белые,
кристаллические
веще
г----~-----T-----------I
I 36.
Кальций
I
Нахождеnие
в
природе.
Наиболее
рас
I
прострв.ненными
его
соединениями
явля
ются
минералы
кальцит
СаСО,
(извест
I
ияк,
мел
и
мрамор)
и
доломит
СаСО,
I ·MgCO,.
Кальций
содержат
также:
гипс
Са80
..
2Н,о.
фосфаты
кальция
-
фосфо
I
рит
Са,(РО,),
и
апатит
3Ca,(PO,);CaF,
I
(или
Ca,(PO.),F),
фторид
кальция
-
пла
виковый
шпат
CaF"
нитрат
кальция
-
I
кальциевая
селитра
Ca(NO,),.
Кальций
-
серебристо-белый
ковкий
металл,
тверже
I
щелочных
металлов.
I
XиMи~eCKиe
Свойства.
Кальций
_
ак
тивный
металл,
при
обычных
условиях
легко
взаимодействует
с
кислородом
воз
духа и
галогенами:
2Са
+
О,
--->
2СаО
Са
+
Вг
---"
caВr
"
С
неметаллами
кальций
реагирует
при
нагревании:
Са
+
Н,
--->
СаН,
Са
+ S
--.
Са8
С·
холодной
водой
кальций
взаимодей
ствует
медленно,
а
с
горячей
-
знергично:
Са
+
2Н,о
---"
Са(ОН),
+
Н,
i
Кальций
обладает
восстановительными
свойствами;
БСа
+ Nb
О
=
СаО
+ 2Nb
, ,
БСа
+ 2NbCl =
БСаСI
+ 2Nb
5 2
п
олученuе.
Металлический
кальций
получают
злектролизом
расплавов
его
со
лей.
IIри",еnе"ие.
Кальций
применяют
в ме
таллургии
для
очистки
чугуна
и
стали
от
оксидов,
а
также
в
производстве
редких
металлов
(Tl, Zr, Hf).
ОКСИД
кальция
СаО
Это
-
белое
вещество
с
ярко
выражен
ными
?сновными
сво~ствами.
Хорошо
ВЗR
имодеиствует
с
водои,
кислотами
и
кис
лотными
ОJ(сидами:
СаО+
Н,О
---"
Са(ОН),
СаО+
2НСl
---"
CaCl, +
Н,О
СаО
+
СО,
---"
СаСО,
В
лабораторных
условиях
оксид
каль
ция
получают
окислением
кальция,
а
также
термическим
розложением
карбо
ната
кальция.
В
промышленности
его
по
лучают
обжигом
известняка.
Применяют
I
в
промышлевности
строительных
матери
I
алОН
как
вяжущий
материал.
L
37.
Органическая
химия
I
Углерод
выделяется
среди
всех
химичес-
I
ких
элементов
тем,
что
его
атомы
могут
I
связываться
друг
с
другом
в
длиниые
цепи
I
(циклы).
Органическая
химия
-
это
химия
со-
I
единений
углерода.
Углерод
обладает
воз
можностью
проявлять
ие одну,
а
целых
I
три
разновидности
гибридизации
орби-
I
талей:
в
случае
sр'-гибридизации
образу
ются
четыре
гибридных
орбитали,
имею-
I
щие
тетраэдрическую
ориентацию;
с
их
I
помощью
образуются
простые
ковалент
ные
связи:
в
случае
sр2_
ги
бридизации
об-
I
разуются
три
гибридные
орбитали,
ори-
I
ентированные
в
одной
плоскости,
и
в
ком
бинации
снегибридной
орбиталью
они
I
образуют
двойные
кратные
связи;
нако-
I
нец,
с
помощью
sр-гибридных
орбиталей,
имеющих
линейную
ориентацию,
и
негиб-
I
ридных
орбиталей
между
атомами
угле
рода
возникают
тройные
кратные
связи.
I
Атомы
углерода
способны
образовывать
I
I
простые,
двойные
и
тройные
связи
не
толь
ко
друг
с
другом,
но
также
и
с
другими
I
I
элементами.
Таким
образом.
современная
I
I
теория
строения
молекул
объясняет
и
ог
I
pOMH~e
количество
орга~.ических
соеди-
I
нении,
и
зависимость
своиств
этих
соеди-
I
I
нений
от
их
химического
строения.
Она
I
же
полностью
подтверждает
основиые
I
принципы
теории
химического
строения,
JJ
разработанные
выдающимся
русским
уче
/io
ным
А.
М.
Бутлеровым
и
изложенные
им
I
в
докладе
.0
теории
химического
строе
ния.
на
Международном
съезде
естество
испытателей
в
1861
г.
Основные
положеиия
этой
теории:
1.
Атомы
в
молекулах соединены
между
собой
в
определенном
порядке
химичес
I
кими
связями
согласно
IIX
валентности;
углерод
во всех
органических
соединени
I
их
четырехвалентен.
I
2.
Свойства
вещества
определяются
не
только
качественным
составом,
но
и
его
I
строением,
взаимным
влиянием
атомов,
как
связанных
между
собой
химически
I
ми
связями,
так и
непосредственно
не
сви
I
занных.
I 3.
Строение
молекул
может
быть
уста
НОБлено
на
основе
изучения
ИХ
химичес
I
ких
свойств.
Важным
следствием
теории
химическо
I
го
строения
был
ВЫВОД
о
том,
что
каждое
~
I I
органическое
соединение
должно
иметь
одну
химическую
формулу,
отражающую
~
~-~
45
г-----------T-----~----I
I
его
строение.
Такой
вывод
теоретически
1
Гидроксид
кальция
Са(ОН),
1
обосновывал
хорошо
известное
уже
тогда
Это
-
твердое
белое
вещество,
плохо
1
I
явление
изомерии,
открытое
в
1830
г.,
- I
растворимое
в
воде.
Насыщенный
водный
I
существование
веществ,
которые
имели
I
раствор
гидроксида
кальция
называется
1
одинаковый
молекулярный
состав,
но
известковой
водой.
Он
реагирует
с
кис
I
обладали
различными
свойствами.
Суще-
I
лотами.
:КИслотными
оксидами
и
солями:
I
1
ствование
изомеров
потребовало
исполь
зования
не
только
простых
молекулярных
I
формул,
но
и
структурных
формул,
отра
I
жающих
порядок
связи
атомов
в
молеку
I
ле
каждого
изомера.
Структурная
Форму.
ла
-
изображение
химических
связен
между
атомами
в
молекуле
с
учетом
их
валентности.
Значение
органических
соединений
ог
ромно
уже
потому,
что
вся
жизнь
на
Земле
связана
с
их
возникновением
и
превраще
ниями.
В
природе
эти
соединения
нахо
дятея
чаще
всего
в
виде
сложных
сочета
ний
и
Лишь
изредка
появляются
в
чистом
виде
(например,
хлопок
-
это
весьма
чи
стая
целлюлоза,
а
камнн
в
желчном
пузы
ре
представляют
собой
иногда
почти
чис
тый
холестерин).
Органические
соедине
ния
служат
Животным
и
людям пищей
(например,
зерно,
мясо)
и
издавна
исполь
зуются
KaJ(
сырье
при
производстве
тка
ней
(шерсть,
хлопок,
лен
и
т.
д.).
В
совре
менном
мире
очень
важную
роль
итрают
синтетические
высокомолекулярные
со
единения,
производство
которых
достига
ет
многих
миллионов
тонн
в
год
и
которые
используются
в
самых
разных
отраслях
промышленности
как
конструкционные
материалы,
синтетические
волокна,
клеи
и
т.
д.
Многие
из
них
ПО
своим
свойствам
превосходят
природные
материалы.
Орга
нические
соединения
являются
Основны
ми
компонентами
ряда
препараТО8,
ис
пользуемых
в
повседневной
жизни,
напри
мер
лекарственных
препаратов,
моющих
средств,
огнетушащих
средств,
пестици
дов
(т.
е.
веществ,
уничтожающих
раз
ных
вредителей
жиаотных
И
растений)
и
т.
д.
1
Са(ОН),
+
2НСI
-4
СаС),
+
2Н,О
I
Са(ОН),
+
СО,
-4
СаСО,
+
HP
1 1
3Са(0Н),
+2FeCl,
-->
3СаС],
+
2~'e(0Н),
Процесс
взаимодействия
оксида
каль-
I
I
ция
с
водой,
в
результате
которого
полу
1
чается
гидроксид
кальция
(гашеная
из-
1
весть),
называется
гашением.
Гашеная
из-
I
I
весть
в
смеси
с
песком
и
водой
образует
I
известковый
раствор,
используемый
в
I
строительстве.
I
I
1
Жесткость
воды
1
I
*
Природная
вода,
содержащая
ионы
Са"
и
М
'·
•
Ж
есткая
I
g,
называется
жесткои.
Bo~a
при
кнпячении
образует
накнпь,
в
I
He~
не
развариваются
пищевые
продук
ты,
моющие
средства
не
дают
иены.
Кар
1
бонатная
(временная)
жесткость
обуслов
лена
присутетвием
в
воде
гидрокарбона
I
тов
кальция
и
магния,
некарбонатная
1
(постоянная)
жесткость
-
хлоридов
и
сулъ
фатов.
Общая
жесткость
воды
рассмат
I
ривается
как
сумма
карбонатной
и
не
I
карбонатной.
Устранение
жесткости
воды
осуществляется
путем
осаждения
из
ра
1
створа
ионов
Са
2+
и
Mg'-:
1 1)
кипячением:
Са(НСО,),
(t')
-->
СаСО,
+
СО,
+
Н,О
I Mg(HCO,),
(С)
-->
MgCO,
+
СО,
+
Н,О
1 2)
добавлением
известкового
молока:
Са(НСО)
+
Са(ОН)
-->
2СаСО
+
2Н О
I 3 2 2 • 3 2
3)
добавлением
соды.
1
Са(НСО,),
+ Na,CO,
-4
СаСО,+
2NаНСО
з
I
Са80,
+
Nа,СО
з
-->
СаСО,
+
Na,80.
MgCl, +
Nа
з
СО
з
-->
МgСО
з
+ 2NaCI
1 4)
пропусканием
через
ионообменную
1
смолу:
а)
катионный
обмен:
I 2RH +
Са"
-4
R,Ca +
2Н'
I
б)
анионный
обмен:
2ROH
+
80/-
--)
R,80.
+
20Н--,
1
где
R -
слОжный
органический
радикал.
I
Для
устранения
временной
жесткости
используют
все
чет~ре
способа,
а
для
УСТ
1
ранения
ПОСТОНННОЯ
-
ТОЛЬКО
два
после
I
дних.
1 I
I
--~--------~-----------~
г----~-----------------I
38.
Переходиые
металлы
Переходные
металлы
-
элементы
по
бочных
подгрупп
Периодической
системы
(d-
и
{-элементы).
Все
переходные
металлы
имеют
низкую
электроотрицательность
и
проявляют
переменные
степени
окисления.
Начиная
с
ПI
группы
низшая
степень
окис
дения
имеет
ОСПОВНОЙ
характер,
высшая
-
кислотный,
средние
-
амфотерныЙ.
Все
переходные
металлы
образуют
комплекс
ные
соединения.
Подгруппа
железа
Переходные
металлы
подгруппы
железа
получают
восстановлением
из
их
ОКСИДОВ
углем
или
оксидом
углерода
(П):
FeO
+
С
-4
Fe +
СО
Fe,o,
+
3СО
-->
2Fe +
3СО
2
NiO
+
С
-->
Ni +
СО
Со,О,
+
3С
-4
2Со
+
3СО
Железо
-
d-элемент
УН!
группы;
по
рядковый
номер
- 26;
атомная
масса
-
56.
Металл
средней
активвости,
восста
новитель.
Основные
степени
окисления
-
+2, +3.
Железо
и
его
соединения
Химические
свойства
1.
На
воздухе
железо
легко
окисляется
в
присутствии
влаги
(ржавление):
4~'e
+
30,
+
6Н,
О
-->
4Fе(0Н),
Накаленная
железная
проволока
горит
в
кислороде,
образуя
окалину:
3Fe +
20,
-->
Fe,o.
2.
При
высокой
температуре
(700...900
'С)
железо
реагирует
с
парами
воды:
3Fe +
4Н,О
(t")
-->
Fe,O. +
4Н,!
3.
Железо
реагирует
с
неметаллами
при
нагревании:
2Fe + 3Br, (t")
-4
2FeBr,
Fe
+ 8 (t")
-4
Fe8
4.
Железо
легко
растворяется
в
соляной
И разбавленной серной
кислотах:
Fe +
2НСl
-4
FeCI
+
Н
t
, ,
Fe +
Н,80.(разб.)
-4
FeSO. +
Н,!
В
концентрированных
кислотах-окисли
телях
железо
растворяется
только
при
на
гревании:
2Fe +
6Н,SO.(конц.)
(t')
-->
-->
Fе,(80.)з
+
38О,!
+
БН,о
Fe
+
6HNO,(KOHH')
(t")
-->
-->
Fе(NО
),
+ 3NO,! +
3Н,О
з
(на
холоде
концентрированные
азотная
L
~cePHa~~o~
~сивируют...:елезо~
5.
Железо
вытесвяет
металлы,
стоящие
ПР81lее
его
в
ряду
напряжений,
из
раство
ров
их
солей:
Fe +
Си80,
-->
Fe80. +
Си
Соединения
двухвалентного
железа
Гидроксид
железа
(11).
Образуется
при
действии
растворов
щмочей
на
соли
же
леза
(П) без
доступа
воздуха:
FeCI
+
2КОН
-t
2КСI
+
Fе(ОН),J
Fe(OH), -
слабое
основание,
раствори
мо
в
сильных
кислотах;
Fe(OПj,
+
Н,80.
-->
Fe80. +
2Н,О
При
прокаливании
Fe(OH),
без
доступа
воздуха
образуется
оксид
железа
(II):
Fе(ОН),
(t')
-4
FeO
+
Н,О
В
присутствии
кислорода
воздуха
бе
лый
осадок
Fe(OH)"
окисляясь,
буреет
-
образуя
гидроксид
железа
(III):
4Fе(0Н),
+
О,
+
2Н,о
-->
4Fе(0Н).
Соединения
железа
(П)
обладают
ВОС
СТ8Qовителъны:ми
свойствами,
они
легко
превращаются
в
соединения
железа
(III)
под
действием
окислителей:
10Fe80, +
2КМпО.
+
8Н,80.
-->
-->
5Fe,(SO
.),
+
К,80,
+
2Мп80.
+
8Н,0
1------3<-----
I
39.
Виды
химических
реакций
Степень
окисления
-
это
условный
.за
1
ряд
атома
в
молекуле,
вычисленныи
в
1
предположении,
что
молекула
состоит из
ионов
и
в
целом
электронеЙтральна.
Нан
I
более
электроотрицательные
атомы
эле
I
ментов
вещества
имеют
отрицательные
степени
окисления,
а
атомы
элементов
с
1
меньшей
электроотрицательностью
-
I
положительные.
Реакции,
11
которых
не
изменяется
сте
пень
окисления
элементов
Реакции
присоедннения:
~
80
+ Na
О
-4
Na,,80
I 2 , - 3
Реакции
разложения:
1
Сu(ОН),
(1")
-->
CuO
+
Н,О
1
Реакции
обмена:
AgNО
з
+
КСI
-4
AgCl + KNO,
1 NaOH + HNO,
-->
NaNo
з
+
Н,О
I
Реакции,
в
которых
происходит
изме
нение
степе
ией
окисления атомов
эле
1
ментов,
входящих
в
состав
реагирующих
I
соединений
(окислительно-восстанови
тельнт;е).
~априме~;
-2
I
2Mg
+
О,
-->
2Mg
О
~
~KCl"O;'~
:,2KC1:':
30,0
~
_
~
46
47
г-----------------~----I
6Fe80,
+ 2HNO, + 3H,SO,
.....
валентного
железа,
выпадая
в
виде
крас
.....
3Fe,(80,), +
2NO
+
4Н,О
но-бурого
осадка:
Fe(NO,), +
3КОН
.....
Fе(ОН),L
+ 3KNO,
Качественная
реакция
на Ре
2
При
действии
гексацианоферрата
(ПI)
Fe(OH), -
более
слабое
основание,
чем
Fe(OH),.
Это объясняется
тем,
что
у
Fe"
калия
K,[Fe(CN),J
(красной
кровяной
соли)
меньше
заряд
нона
и
больше
ето
радиус,
на
растворы
солей
двухвалентного
железа
чем
у
Fe'-,
а
поэтому
Fe"
слабее
удержи
образуется
синий
осадок
(турнбулева
синь):
вает
гидроксид-ионы,
т. е.
Fe(OH),
более
3FeSO, + 2K,[Fe(CN),J
.....
легко
диссоциирует.
В
связи
с
этим
соли
двухвалентного
железа
гидролизуются
не
.....
Fe,[Fe(CN),J,~
+ 3K,SO,
значительно,
а
соли
трехвалентного
же·
Соединения
трехвалентного
железа
леза
-
очень
сильно.
Гидролизом
объяс
Оксид
железа
(111).
Образуется
при
тер
няется
и
цвет
растворов
солей
трехвален
мической
обработке
сульфидов
железа,
тного
железа:
несмотря
на
то
что
иои
Fе
З
например
при
обжиге
пирита:
почти
бесцветен,
содержащне
его
раство
4Fe8, +
110,
.....
2Fe,O, +
88О,!
ры
окрашены
в
желто-бурый
цвет,
что
объясняется
присутствием
гидроксоионов
или при
прокаливании
солей
железа:
железа
или
молекул
Fe(OH).,
которые
об
2FeSO,
(О
.....
Fe,O, +
8О,!
+
8О,!
разуются
блатодаря
гидролизу:
Fе
2
О
з
-
ОСНОВНОЙ
ОКСИД,
В
незначитель
Fe"
+
Н,О
.....
[Fе(Он)J"
+
Н'
ной
степени
проявляющий
амфотерные
[Fе(ОН)J"
+
Н,О
[Fе(ОН),J'
+
Н'
свойства:
[Fе(ОН),J"
+
Н,О
Fе(ОН),
+
Н'
Fe,O, +
6НСl
(t')
.....
2FеСl
з
+
3Н,О
Fep,
+ 2NaOH +
3Н,О
(О
.....
2Nа[Fе(0Н),J
При
нагревании
окраска
темнеет,
а
при
добавлен
ни
кислот
становится
более
свет
Гидроксид
железа
(111).
Образуется
при
лой
вследствие
подавления
гидролиза.
действии
растворов
щелочей
на соли
трех
Fe(OH),
обладает
слабо
выраженной
ам
фотерностью;
он
растворяется
в
разбав
ленных
кислотах
и
в
концентрированных
~
- - -
-~-
- - -
--1
растворах
щелочей:
2КI-l
+
Cl:
.....
2KC1-'
+
1:
I
Fе(ОН),
+
3НСl
FeCl, +
знр
Мп"О,
+ 4HC1'
.....
MnHC1,
+
Cl,'
+
2Н,0
Fе(ОН),
+ NaOH
Nа[Fе(ОН),J
К
окислительно-восстановительным
1
Соединения
трехвалентного
железа
реакциям
относятся:
1
слабые
окислители:
они
реагируют
с
силь
1.
Межмолекулярные
реакции.
Окисли
НЫМИ
восстановителями:
тель
и
восстановитель
находятся
в
раз-
I
2FeCl, +
Н,8
.....
8
...
2FeCl, +
2НСl
ных
веществах;
обмен
электронами
при
этих
реакциях
происходит
между
различ-
1
Качественные
реакции
па
Ре
2
+
НЫМИ
атомами или
молекулами:
I
1.
При
действии
гексацианоферрата
(11)
8" +
О:
.....
8+'0,-'
калия
K,[Fe(CN),]
(желтой
кровяной
соли)
Си"О
+
С"о
.....
Си"
+
СНО,
1
на
растворы
солей
трехвалентного
железа
2Н,8-'
+
Н,8
Н
О,
.....
38" +
знр
образуется
синий
осадок
(берлинская
ла
*
зурь):
2.
Внутримолекулярные
реакции. Окис
4FeCl, +3K,[Fe(CN),J
.....
литель
и
восстановитель
находятся
в
од
.....
Fe,[Fe(CNJoJ.~
+
12КСl
ной и
той
же
молекуле.
Внутримолеку-
1
лярные
реакции
протекают,
как
прави
2.
При
добавлении
к
раствору,
содер
ло,
при
термическом
разложении
веществ,
I
жащему
ионы
FеЗ-t
I
роданистого
J<:алия
содержащих
окислитель и
восстанови-
I
или
аммония
появляется
интенсивная
иро
тель;
ваво-красная
окраска
роданида
железа
2KC1"0;'
(О
2KC1-'
+
30:
1
(Ш):
N-'H,N"O,
(О
N;'O
+
2Нр
1
FeCl, + 3NH,CN8
.....
3NH,Cl + Fe(CN8),
2Pb(N+'0 -')
2РЬО
+
4N+40
+
О
"
3 2 2 2
Диспропорционирование
-
это
окисли-
I
тель~о~восстановительная
реакция,
в
ко-
I
торои
один
элемент
одновременно
повы
шает
и
понижает
степень
окисления:
I I
L
-':1~OH
.....
KC~O
~KC1-'-=-
Нр.
_1.-
_.J
г----~-----------------I
40.
Хром
ливании
превращается
в Сг,О._
Соедине
ния
двухвалентного
хрома
легко
окисля
Хром
-
элемент
побочной
подгруппы
УI
ются
кислородом
воздуха
в
соединения
группы
Периодической
системы.
Строе
трехвалентного
хрома:
ние
электронной
оболочки
3d'4s'.
В
атоме
2Сг(0Н),
+ 1/202 +
HP
.....
2Сг(0Н)з
хрома
наблюдается
<Проскок.
электрона:
2.
Оксид
хрома
(Ill)
Сг,О,
и
гидроксид
один
электрон
с
внешнего
энергетическо
хрома
(ПI)
Сг(ОН).
-
амфотерные
соеди
го
уровня
переходит
на
d-подуровень
пред
нения.
последнего
уровня,
но
общее
количество
Сг,О,
~
тугоплавкий
порошок
зеленого
валентных
электронов равно
шести.
В
со
цвета.
По
твердости
близок к
корунду.
В
ответствии
с
электронным
строением
ато
лаборатории
получают
нагреванием
дих
ма,
хром
может
проявлять
в
соединениях
ромата
аммония:
различные
степени
окисления:
от
+1
до
(NH,),CT,O,
(t')
.....
Ст,О,
+
N,!
+
4Нр
+6:
из
них
наиболее
устойчивы
химиче
При
растворении
Сг,О,и
Сг(ОН),в
щело·
ские
соединения
хрома
со
степенями
окис
чах
образуются
комплексиые
соединения
ления
+2, +3, +6.
хрома:
Нахождение
в
природе.
Хром
встреча
Ст,О,
+ 6NaOH +
3Н,О
.....
2Nа,[Сг(ОН),J
ется
в
виде
соединений
в
различных
ми
При
сплавлении
со
щелочами
образуют
нералах;
это,
в
первую
очередь,
хромит,
СЯ
метахромиты:
или
хромистый
железняк
Fe(CгO,),.
а
так·
его
разновидности,
железо
Сг,О,
+
2КОН
(t')
.....
2КСгО,
+
Н,О
же
в
которых
частично
замещено
на
марганец.
Массо-
и
ортохромиты:
вая
доля
хрома
в
земной
коре
0,03
%.
Сг(ОН),
+ 3NaOH
(О
.....
Na,CгO,
+
3Н,О
XP~M
-
серебристо-белый
металл.
Чис-
Вступая
в
реакцию
с
кислотами,
Сг
О
тыи
хром
достаточно
пластичен,
а
техни-
С
(ОН)
, ,
•
••
и
r ,
дают
соли:
ческии
-
самыи
твердыи
из
всех
метал-
Сг,О,
+
БНСl
.....
2CrCl, +
3Н,О
лов.
2Сг(0Н),
+
3Н,80,
.....
Сг,(80,),
+
6Н,О
Химические
свойства
~
_
Металлический
хром
цри
нагревании
I
реагирует
снеметаллами:
I
41.
Йод
Сг
+ 2HF CrF, +
Н
2
!
Йод
-
кристаллическое
вещество
тем
2Сг
+ N, 2CrN I
но-фиолетового
цвета
с
металлическим
2Сг
+
38
Сг
2
8,
I
блеском.
Хорошо
растворим
в
органичес
Сг
+ 8i Cr8i
ких
растворителях.
4Сг
+ 302
(t')
.....
2Сг,о,
I
ПОЛУ'lенuе
В
азотной
и
концентрированной
серной
1
Окисление
ионов
1-
сильными
окисли
кислотах
хром
пассивируется (покрыва
телями:
ется
оксидной
цленкоЙ).
В
хлороводород-
1
Cl, +
2КI
.....
2КСl
+
1,
ной
и
разбавленной
серной
кислотах
об-
I
2КI
+
МпО,
+
2Н,80,
.....
разуются
соли
двухвалентного
хрома,
а
.....
1, +
К,80,
+
Мп80,
+ 2Нр
если
реакция
протекает
на
воздухе
-
соли
~
трехвалентного
хрома:
XUMU'leCKue
свойства.
Йод
вступает
в
I
Сг
+
2НСI
.....
CrCl, +
Н,!
реакции:
4Сг
+
12НСI
+
02
.....
4CrCl. +
4H,i
+
2Н,0
1
-
с
металлами:
2Аl
+ 31,
.....
2АlI,
Оксиды
и
гндроксиды
хрома
1.
Оксид
хрома
(П)
СгО
и
соответствую-
-
с
водородом:
щий
ему
гидроксид
Сг(ОН),
проявляют
ос-
I
Н,
+
1,
Р
2НI
НОБные
свойства:
-
с
сильными
восстановителями:
СгО
+
2НСI
.....
CrCl, +
HP
I
1, +
8О,
+
2Нр
.....
Н,80,
+
2НI
Оксид
хрома
(П)
при
окислении
превра-
1
-
со
щелочами:
щается
в
оксид
хрома
(II1).
Гидроксид
I
31,
+ 6NaOH
.....
5NaI +
NаЮ,
+
3Н,О
Сг(ОН),
получают
в
виде
желтого
осадка
при
действии
раствора
щелочи
на
CrCl,: 1
Йодистый
водород
Н/.
Бесцветный
газ
Сг"
+
20Н-
.....
Cr(OH), 1
с
резким
запахом,
хорошо
растворимый
в
Сг(ОН),
~
восстановитель.
При
прока-
воде.
L
l.-
~--.J
48
49
------------------~----,
При
прокаливании
Сг(ОН),
образуется
Хроматы
и
дихроматы.
Хроматы
обра
СГ,О,:
зуются
при
взаимодействии
СгО,
или
ра
2Сr(0Н)з
(О
-+
сг,о,
+
зн,о
створов
хромовых
КИСЛОТ
со
щелочами:
СгО,
+ 2NaOH
-+
Na,CrO, +
Н,О
3.
Оксид хрома
(VI)
СгО,
-
кислотный
оксид.
Получение:
Дихроматы
получаются
при
взаимодей
К,сг,о,
+ H,SO,
(конц)
-+
ствии
хроматов
с
кислотами:
-+
2СгО,
+
К,80,
+
Н,О
2 Na
2
Cr
2
0,
+
Н,80,
-+
....
Na,Cr,O, + Na,SO, +
н,о
CrO;i
-
сильный
окислитель:
окисляет
йод,
серу,
фосфор,
углерод,
пренращаясь
Возможен
и
обратный
переход
-
при
в
Сг,Оз:
добавлении
щелочей
к растворам
дихро
4СгО,
+ 38
-+
380,
+
2Сг,О,
матов:
Na,Cr,O, + 2NaOH
-+
2Na,CrO, +
Н,О
При
нагреаании
до
250
'С
разлагается:
4СгО,
-+
2Сг,О,
+ 302
Равновесие
в
системе
«хромат-дихромат.
можно
представить
следующими
уравне
СгО,
легко
растноряется
н
воде,
образуя
ниями:
хромовые
кислоты.
С
избытком
воды
об
2СгО,'-
+
2Нт
р
Сгр,'-
+
н,о
разует
хромоную
кислоту
Н,СгО,
(соли
-
(О
сг,о,'-
+
20Н-
р
2
СгО,'-
+
HP
хроматы):
СгО,
+
н,о
-+
Н
2
СгО,
В
кислых
растворах
существуют
преиму
щественно
дихроматы
(растворы
оранже
При
высокой
концентрации
СгО,
обра
вого
цвета), а
в
щелочных
-
хроматы
(ра
зуется
дихромовая
кислота
Н,сг,о7
(со
створы
желтого
цвета).
ЛИ
~
дихроматы):
Соединения
двухвалентного
хрома
~
2СгО,
+
Н,О
-+
Н,Сг,07
сильные
восстановители,
ОНИ
легкО
окис
Дихромовая
кислота
при
растворении
ляются:
в
воде
переходит
в
хромовую
кислоту:
CrCl
2
+
О,
+
4НСl
-+
4CrCl, +
2Н,О
Н,Сг,О,
+
Н,О
-+
2Н,СгО,
Для
соединений
трехвалентного
хрома
также
характерны
восстановительные
t--
- - -
-~-
- - -
--1
свойства.
ПОД
действием
окислителей
они
Получеllие
1
переходят:
в
щелочной
среде
~
в
хрома
1,
+
Н,8
-+
8 +
2НI
ты,
в
кислой
среде
-
в
дихроматы:
Химические
свойства.
Водный
раствор
1
2Na,
[Сr(ОН).J
+
3Вг,
+ 4NaOH
-+
йодистого
водорода
-
сильная
йодисто-
1
-+
2Na,CгO,
+
6NaВr
+
8Н,о
водородная
кислота:
5Сг
,(8О
')3 +
6КМпО,
+
lIH,o
-+
НI
рНт
+
1-
1
-+
3К,Сг,О,
+
2Н,Сг,о,
+ 6MnSO, +9H,SO,
2НI
+
Ва(ОН),
-+
BaI, +
2Н,О
1
Соли
хромовых
кислот
в
кислой
сре
Соли
йодистоводородной
кислоты
-
де
-
сильные
окислители:
йодиды.
1
3Na
2
80,
+
К,Сг,О,
+ 4H,SO,.-+
Йодис.:говодородная
кислота
-
очень
1
-+
3Na,80, +
Сг,(80,)з
+ K,SO, +
4Н,о
сильныи
восстановитель:
2НI
+ Cl,
-+
2НСl
+
1,
~
Примеllеllие.
Хром
является
важнейшим
8НI
+
Н,80/конц.)
-+
41,
+
Н,8
+
4Н,о
l'
компонентом
нержавеющих
сталей.
Идентификация
анионов
1-
в
растворе:
I
Nal + AgNO,
-+
AgI.J.
+ NaNO,
Образуется
темно-желтый
осадок
йоди-
I
да
серебра,
нерастворимый
в
кислотах.
I
I
I
I
1
1
L_~
~
~
г----~-----T-----------
42.
Типы
оргаиических
реакций
I
43.
Циклоалканы
Чзще
всего
органические
реакции
класси
Циклоалкапы
~
циклические
углево
фицируют
по
типу
разрыва
химических
дороды,
имеющие
общую
формулу
С"Н,".
связей
в
реатирующих
частицах.
Из
их
По
своим
свойствам
напоминают
алка
числа
можно
выделить
две
большие
груп
ны.
Представителями
этого
ряда
соедине
пы
реакций
-
радикальные
и
ионные.
ний
являются
циклопропан,
циклобутан,
радикалыlеe
реакции
-
это
процессы,
циклопентан,
циклогексан
.
идущие
с
гомолитическим
разрывом
ко
И'у-уИ,
валентной
связи.
При
гомолитическом
Я:'
разрыве
пара
электронов,
образующая
И,с-си,
И,С-СН,
циклопропан
пиклобутан
связь,
делится
таким
образом,
что
каж
дая
из
образующихся
частиц
получает
по
СИ
одному
злектрону.
В
результате
гомоли
и,С---С~н
НС/
'СИ
2 \ I 3
I I '
тического
разрыва
образуются
свободные
н,СсJ;Н,
И,С-СИ,
радикалы:Х:У-+Х'
+
.У.
циклопевтав
циклогексан
Нейтральный
атом
(или
частица
с
не
спаренным
электроном)
называется
сво
Для
циклоалканов,
начиная
с
С,Н.,
ха
бодным
радикалом.
рактерны
три
вида
изомерии:
структур
ИОltltые
реакции
-
зто
процессы,
иду
ная,
межклассовая
и
простравственная.
щие
с
тетеролитическим
разрывом
кова
лентных
связей,
когда
оба
электрона
свя
Физические
свойства
циклоалканов
ЗИ
остаются
с
одной
из
ранее
связанных
закономерно
изменяются
с
ростом
нх
мо
частиц:
Х:У
-+
Х+
+
:у-.
лекулярной
массы.
При
нормальных
усло
В
результате
гетеролитического
разры
виях
циклопропан
и
циклобутан
-
газы,
ва
получаются
части
циклоалканы
С
5
-С
16
-
жидкости,
начи
связи
заряженные
цы:
нуклеофильная
и
электрофильная.
ная
с
-
твердые
вещества.
Темпера
Нуклеофильнан
частица
(нуклеофил)
-
С
17
'
туры
кипения
цнклоалканов
выше,
чем
у
соответствующих
алканов.
это
частица,
имеющая
пару
электронов
на
внешнем
электронном
уровне.
За
счет
Химические
свойства
циклоалканов
пары
электронов
нуклеофил
способен
об
зависят
от
количества
атомов
углерода,
разовывать
новую
ко
валентную
связь.
составляющих
цикл.
Низшие
циклоалка
Электрофильная
частица
(электрофил)
~
ны
(циклопропан
и
циклобутав)
ведут
это
частица,
имеющая
свободную
орби-
JJ
себя
как
ненасыщенные
углеводороды,
они
таль
на
внешнем
электронном
уровне.
Элек-
Iio
способны
вступать
в
реакции
присоеди
трофил
представляет
незаполненные,
ва-
I
нения.
Циклоалканы
с
большим
количе
кантные
орбитали
для
образования
кова
ством
углеродных
атомов
в
цикле
ведут
лентной
связи
за
счет
электронов
той
себя
как
алканы,
для
них
характерны
ре
частицы,
с
которой он
взаимодействует.
акции
замещения.
Частица
с
положительным
зарядом
на
атоме
углерода
называется
карбокатио
Реакции
присоединевия
нам.
Согласно
другой
классификации,
1.
Гидрироваllие:
ортанические
реакции
делятся
на
терми
Циклопропан
+
Н,
(50 ... 70
'С,
Pt)
-+
ческuе,
являющиеся
результатом
столк
-+
СН,
-СН, -СН,
новений
молекул при
их
тепловом
движе
Циклопентан
+
Н,
(350
'С,
Pt)
-+
нии,
и
ФоmQхu.мu'Ч,еск;uе,
при
:которых
СН,
-СН,
-СН, -СН, -СН,
молекулы,
поглощая
квант
света,
перехо
дят
в
более
высокие
энергетические
со
2.
Галогеllироваllие:
стояния
и
далее
подвергаются
химичес
Циклопропан
+ Br,
(П
-+
ким
превращениям.
Для
одних
и
тех
же
-+
СН,Вг-СН,
-СН,Вг
исходных
соединений
термические
и фо
(l,3-дибромпропан).
тохимические
реакции
обычно
приводят
Циклопентан
+
Вг,
-+
СН,
к
различным
продуктам.
Классическим
примером
здесь
является
термическое
и
Н,С\/
'рн,-Вг
+
НВг
фотохимическое
хлорировавие
бензола:
в
Н,С-СН,
первом
случае
образуется
хлорбензол,
во
(бром-циклопентан)
втором
случае
-
гексахлорциклогексан.
L
~
~-~
51
50
г-----------T-----~----I
Циклогексав
+ Cl,
(tl
->
->
НС)
+
СНС]
и,С,",
'ри,
И,С,
...
СВ,
СИ,
(монохлорциклогексан)
Циклогексан
(зоо'С
Pt)
->
О
+
3Н
, 2
бензол
Получение.
Циклоалкавы
выделяют
из
нефти,
а
также
получают
при
помощи
ре
акции
Вюрца:
1.
При
действии
цинка
в
этиловом
спир·
те
на
соответствующее
дигалогенопроиз,
водное
цепь
углеродных
атомов
замыка·
ется,
приводя
к
циклоалкану
(Г.
Густав.
сон):
....
СИгВг
....
СН.
И,С
+
Zn
->
Н,С
I - + ZnBr,
'СИгВг
'СИ,
2.
При
действии
амальгамы
лития
на
1,4-дибромбутан
образуется
циклобутан:
СН-СИ-Вг
l'
, + 2Li/Hg ->
СНгСИгВг
И,С-СИ,
-> I I +
2LiВr
+ 2Hg
И,С-СИ,
3.
Гидрогенизация
ароматических
соеди
нений.
()
+
3Н,
(100
'С,
Ni)
->
О
(циклогексан)
Нахождение
в
природе.
Циклогексаны
входят
в
состав
нефти,
эфирных
масел.
Наибольшее
практическое
значение
име
ют
циклогексаи,
этилциклогексан.
Цик
логексан
используется
для получения
цик
логексавола,циклогексавова,
адИПИВО80Й
КИСЛОТЫ,
кanрола.кта.ма,
а
также
в
каче
стве
растворителя.
Циклопропан
исполь
I
Кроме
того,
в
органической
химии
ре·
I
акции
часто
классифицируются
так же,
I
I
как
и
в
неорганической
химии
-
по
I
структурному
признаку.
В
органической
I
химии
все
структурные
изменения
рас·
I
сматриваются
относительно
атомов
угле-
I
I
рода.
участвующих
в
реакции.
Наиболее
I
часто
встречаются
следующие
названия
I
I
реакций:
1)
присоединеиие
I
I
R-CH~CH
+
ХУ
-> RCHX-CH
У;
,
'1
I
2)
замещение
R-CH,X +
У
->
R-CH,Y +
Х;
I
I
3)
отщепление
I
I
R-CHX-CH,Y -> R-CH=CH, +
ХУ
(элиминирование);
I
I
4)
полимеризация
I
nCH,~CH,
->
(-СН,-СН,-)n
В
большинстве
случаев
элимииируемая
I
молекула
образуется
при
соединении
двух
I
частиц,
отщепленных
от
соседних
атомов
I
углерода.
Такой
процесс
называется
1,2-эли·
I
*
I
минированием.
Кроме
приведенных
четы-
I
рех
названий
реакций
иа
практике
упот
ребляются
и
названия
реакций,
приведен
I
вые
ниже.
Окисление
-
реакция,
при
которой
под
I
действием
окисляющего
резrента
веще
I
ство
соединяется
с
кислородом
или
теря
ет
водород.
I
Восстановление
-
реакция, обратная
I
окислению.
Под
действием
восстанавли
I
Baющeгo
реагента
соединение
прннимает
атомы
водорода.
или
теряет
атомы
кисло
I
рода.
Гидрирование
-
реакция,
представля
I
ющая
собой
частный
случай
восстановле
ния.
Водород
присоединяется
к
кратной
связи
или
ароматическому
ядру
в
присут
ствии
катализатора.
Конденсация
-
реакция,
при
которой
зуется
в
медицинской
практике
в
каче
происходит
рост
цепи.
Сначала
происхо
стве
ингаляционного
наркоза.
дит
присоединение,
за
которым
обычно
следует
элиминирование
с
образованием
побочных
продуктов
реакции.
Пиролиз
-
реакция,
при
которой
со
единение
подвергается
термическому
раз
ложению
без
доступа воздуха
с
образова
нием
одного
или
нескольких
продуктов.
Некоторые
реакции
получают
свои
на
звания
по
продуктам, к
которым
они
при
водят.
L_~
~
~
г----~-----------------I
I
44.
Предельные
углеводороды
I
ряда
метана
(алканы)
I
А.лканы
(общая
формула
СnН,,.,)
-
али
фатические
предельные
углеводороды,
в
I
молекулах
которых
атомы
углерода
свя
I
заны
между
собой
простой
(J-СВЯЗЬЮ.
Ос
тавшиеся
валентности
углеродного
атома,
I
не
затраченные
на
связь
с
другими
атома
I
ми
углерода,
полностью
насыщены
водо
родом.
Поэтому
предельные
углеводороды
I
содержат
в
молекуле
максимальное
коли
I
чество
водородных
атомов.
СтроеЮlе.
Простейшим
представителем
I
и
родоначальником предельных
уг
леводо
I
родов
является
метан
СН,.
В
предельных
углеводородах
атомы
углерода
находятся
I
в
состоянии
sрЗ.гибридизации:
все
четы
ре
гибридные
орбитали
в
простраистве
со
ставляют
тетраэдр
(углы
между
осями
свя
зей
С-Н
равны
109'28').
Ряд
соединений,
в
котором
каждый
член
отличается
от
предыдущего
на
одну
группу
СН"
называ
ется
гомологическим
рядом,
а
его
отдель
ные
'!Левы
-
гомологами.
Они
обладают
близкими
химическими
свойствами
и
за
кономерным
изменением
физических
свойств.
Если
от
алкана
,отнять>
один
атом
водорода,
то
образуется
одновален
тный
углеводородный
остаток
-
ради
кал.
Свободная
валентность
в
радикале
может
находиться
у
разных
углеродных
атомов.
Если
свободная
валентность
в
ра
дикале
находится
у
первичного
атома
уг
лерода,
то
такой
радикал
называется
nер
/Jичным.
Соответственно
этому могут
быть
вторичные
и
третичные
радикалы:
НзС-
-
первичный
радикал
(ме
тнл);
(СНз),СН-
-
вторичный
радикал
(изоп
ропил);
(СНз)зС-
-
третичный
радикал
(трет
бутил).
Номенклатура
и
изомерия.
Для
назва
ния
предельных
углеводородов
применя
ют
систематическую
и
рациональную
но
менклатуры.
Названия
первых
четырех
членов
гомологического
ряда
метана
три
виальные:
метан,
этан,
пропав,
бутан.
Начиная
с
пятого
эти
названия
образова
ны
от
греческих
числительных
с
добавле
нием
суффикса
·ан.
По
рациональной
но
менклатуре
алканы
рассматривают
как
производвые
метана,
в
молекуле
которо
го
один
или
несколько
водородных
ато
мов
замещены
на
радикалы.
Для
алканов
L
характерна
структурная
изомерия.
Если
в
молекуле
алкана содержится
более
трех
углеродных
атомов,
то
порядок
их
соеди
нения
может
быть
различным.
Один
из
изомеров
бутана
(н·бутан)
содержит
не
разветвленную
углеродную
цепь,
а
дру
гой
-
изобутан
-
разветвленную
(изост
роение).
Фнзические
свойства.
Первые
четыре
члена
гомологического
ряда
метана
-
га
зообразные
вещества;
начиная
с
пентана
-
жидкости;
начиная
с
углеводородов
с
чис
лом
атомов
углерода,
равным
16, -
твер
дые
вещества.
Алканы
-
неполярные
со
единения
и трудно
поляризуемые,
легче
воды
И
В
ней
практически
не
растворяют
ся.
Не
растворяются
они
и
в
других
ра
створителях
с
высокой
полярностью.
Жидкие
алкаиы
-
хорошие
растворите
I
ли
для
многих
органических
веществ.
Метан
и
этан, а
также
высшие
алканы
не
I
имеют
запаха.
Алканы
-
горючие
веще
ства.
Метан
горит
бесцветным
пламенем.
I
Получение.
Для
получения
алканов
ис
I
пользуют
природные
источники.
Газооб
I
разные
алканы
получают
из
природного
И
попутных
нефтяных
газов,
а
твердые
ал
I
каны
-
из
нефти.
Природной
смесью
твер
I
дых
высокомолекулярных
алканов
явля
ется
горный
воск
-
природный
битум.
I
1.
nС
+
2nН,
(500
'С,
оксиды
железа)
->
I
~С
II
Н
2п
+
2
2.
nСО
+ (2n +
1)Н,
(Со
или
Ni, 200
'С)
->
I
->
СnН'n+'
+ n
Н,О
I
3.
Лабораторные
методы:
I
а)
гидрирование
этилеиовых
и
ацетиле
новых:
I
H,C~CH,
+
Н,
(Pt, Pd, Ni) ->
НзС-СН
з
Н-С=С-Н
+
2Н,
->
НзС-СН
з
I
б)
реакция
А.
Вюрца:
I
НзС-Вг
+ 2Na +
Вг-СН
з
->
I
->
НзС-СИ
з
+
2NaВr
в)
сплавление
солей
карбоновых
кислот
I
со
щелочами:
I
НзС-СООNа
+ NaOH
->
СН,
+ Na,CO,
I
4.
Восстановление
галогенопроизводных:
НзС-Сl
+
Н,
->
СН,
+
НС!
I
Химические
свойства.
В
алканах
все
I
атомы
связаны
между
собой
прочными
I
а-связями,
валентности
атомов
углерода
насыщены
водородом.
Поэтому
алканы
не
I
вступают
В
реакции
присоединения.
При
обычных
условиях
они
проявляют
хими
I
ческую
устойчивость.
Основные
химичес
I
~-~
53
52
г-----------------~----I
кие
реакции
идут
при
сообщеиии
энер
гии
(при
нarревании
или
ультрафиолето
вом
облучении).
При
этом
могут
произой
ти
или
разрыв
связи
С-Н
с
последующим
замещением
атома
водорода
на
другой
атом
или
группу
атомов,
или
разрыв
мо
лекулы
по
связи
С-С.
Поскольку
алка
ны
-
соединения
неполярные,
то
при
раз
рыве
связей
образуются
радикалы
(гомо
литический
механизм).
Реакции
замещения
1.
Галогенuрованuе.
Реакция
идет
на
свету
по
радикальному
механизму:
СН,
+ Cl, -+
СНзСI+
НС!
СН,С\
+
С1,
-+ CH,Cl, +
HCI
CH,Cl, + Cl, -+ CHCl,+
НСl
CHCl, + Cl, -+
CCl,
+
НС!
Стадии
реакции:
а)
инициация:
Сl
:
Сl
-+
Сl
х
+
Сl
х
б)
рост
цепи
(элонгация):
СН,
+ Clx -+
снзх
+ HCl;
СН,Х
+ Cl, -+
СН,Сl
+ Clx
и
т.
д.
в)
обрыв
цепи
(терминация):
СН,Х
+
СН,Х
-+
Н,С:СН,;
С]Х
+
С]Х
-+
Cl:C]
;
СН,Х
+ Clx -+
СН,:С!
2.
Нитрование
(реакция
М.
И.
Коновв,
лова):
Н,80,
Н,С-СН,-СН,
+ HNO, )
-+ H,C-CHNO,-CH, +
Н,О
3.
СулЬфuрованuе:
H,.
+
Н,80,
-+ C
17
H,.SO,H +
Н,О
C
17
4.
СУЛЬфQхлорuроваnuе:
С,.Н"
+
8О,
+ Cl, -+ C,.H
2I
SO,Cl
+
НСl
При
взаимодействии
сульфохлорида
со
щелочью
образуется
алкuлсульфоnат:
C,.H
2I
SO,Cl + 2NaOH -+
-+
C,.H
2I
SO,Na + NaCl +
Н,О
Реакции
расщепления
(при
нагревании)
1.
Дегидрироваnие
(СГО"
t'):
Н,С-СН,-СН,
-+
Н,С=СН-СН,
2.
Термuческuй.
крекиnг
(разрыв
связей
С-С
и
С-Н
при
нarревании
до
500
'С
и
выше
беэ
катализаторов
или
в
ИХ
присут
ствии).
В
результате
происходит
образо
вание
более
простых
углеводородов
-
пре
дельных
инепредельных.
3.
И
зомерuзацuя
(в
присутствии
AlСl
)·
з
Неразветвленная
углеродная
цепь
превра
щается
в
разветвленную.
Это
сопровож
I
дается
разрывом
связей
С-С.
В
зту
реак
L_~
цию
вступают
только
те
аЛК8НЫ,
кото-
"
рые
в
углеродной
цепи
содержат
не
менее
I
четырех
углеродных
атомов.
Реакции
окисления
I
При
обычных
условиях
алкввы
устой-
I
чивы
К
действию
сильных
окислителей
(КМпО"
К,СгО,).
При
каталитическом
I
окислении
(в
присутствии
солей
маргвв-
I
ца)
и
одновременном
нarревании
происхо
дит
окисление
алканов
с
образовввием
I
спиртов,
кетонов,
карбоновых
кислот и
др.
I
Основным
способом
переработки
метана
является
его
коnверсuя:
окисление
водя-
I
иым
паром,
кислородом
или
оксидом
уг
I
лерода
(IV)
в
присутствии
катализатора
и
при
высокой
температуре:
I
СН,
+
Н,О
-+
СО
+
3Н,
I
СН,
+
1/20,
-+
СО
+
2Н,
СН,
+
СО,
-+
2СО
+
2Н,'
I
Горение
на
воздухе:
I
СН,
+
20,
-+
СО,
+
2Н,О
+ Q
Применеиие.
Алканы
находят
широкое
I
применение
в
самых
разнообразных
сфе-
I
рах
жизни.
и
деятельности
человека.
I
Газообразные
алкаиы
(метан
и
пропан
бутввовая
смесь)
нспользуются
в
качестве
I
топлнва.
Жндкие
углеводороды
состав
ляют
значительную
долю
в
моторных
и
1
ракетных
топливах
и
используются
в ка
I
честве
растворителей.
Вазелиновое
масло
(смесь
жидких
углеводородов
с
числом
I
атомов
углерода
до
15)
--
прозрачная
I
жидкость
без
запаха
и
вкуса,
использует
ся
в
медицнне,
парфюмерни
и
косметике.
I
Вазелин
(смесь
жидких
и
твердых
предель-
I
ных
углеводородов
с
числом
углеродных
атомов
до
2~)
при
меняется
для
приготов
I
ления
мазеи,
используемых
в
медицине.
Парафин
(смесь
твердых
углеводородов
I
С,.
-С
••
)
--
белая
твердая
масса
без
запаха
I
и
вкуса
(t
= 50...70
'С)
-
применяется
для
M
изготовления
свечей,
пропитки
спичек
и
I
упаковочной
бумаги,
для
тепловых
проце-
I
дур
в
медицине
и
т.
д.
В
современной
неф
техимической
промышленности
предель-
I
ные
углеводороды
являются
базой
для
I
получения
разнообразных
органических
соединений,
важным
сырьем
в
процессах
I
получения
полупродуктов
для
производ
I
ства
пластмасс,
каучуков,
синтетических
волокон,
моющих
средств
и
многих
дру-
I
гих
веществ.
I
I
I
~
г----~-----T-----------
45.
Непредельные
углеводороды
ряда
этилена
(алкеиы)
Алкены
-
алифатические
непредельные
углеводороды,
в
молекулах
которых
меж
ду
углеродными
атомами
имеется
одна
двойная
связь.
Алкены
образуют
гомоло
гический
ряд
с
общей
формулой
С.Н,.,
Строение.
Простейшим
представителем
алкевов,
их
родоначальником,
является
этилен
(этен)
С,Н,.
По
названию
первого
представителя
ряда
-
этилена
-
такие
углеводороды
называют
этUl!enовымu.
В
этиленовых
углеводородах
атомы
углеро
да
находятся
в
состоянии
sр'-гибридиза
ции.
Между
углеродными
атомами
воз
никает
двойная
связь,
состоящая
из
од·
ной
(1-
и
одной
1t-связи.
Длина
двойной
связи
равна
0,134
нм.
Номенклатура
н изомерия.
Алкены
про
стого
строения
называют,
заменяя
суффикс
-аn
в
алканах
на
суффикс
-uлеn.
По
систе
матической номенклатуре
названня
про
I
изводят
заменой
суффикса
-аn
в
соответ
ствующих
алканах
на
суффикс
-еn.
Для
r
алкенов
xap~тepHЫ
два
вида изомерии:
структурная
и
геометрическая,
зависящая
1
от
положения
двойной
связи
в
цепи.
1
Физические
свойства.
Первые
три
пред
1
ставителя
ряда
алкенов
(этилен,
пропи·
I
лен
и
бутилен)
-
газы;
начиная
с
С.Н,.
жидкости,
а
с
С"Н,.
-
твердые
вещества.
I
С
увеличением
молекулярной
массы
по
I
вышаются
температуры
плавления
и
ки
пения.
Алкены
плохо
растворяются
в
воде,
I
но
хорошо
-
в
органических
растворите
I
лях.
Этилен
и
пропилен
горят
коптящим
пламенем.
I
Получение.
В
промышленности
алкены
I
получают
дегидрированием
алканов
в
при
сутствии
катализатора
(Сг,О,).
Например:
I
Н
С-СН
-СН
-СН
-+
Н
+
3 2 2 3 2
I
+
H,C~CH-CH,-CH,
+
+
Н,с-сн-сн-ен,
I
В
лаборатории:
1.
Дегидрогалогенирование:
I
Н,СВг-СН,
+
к-он
(спирт)
-+
-+
Н
С=СН
+
КВг
+
Н
О
I
"
'1
I
2.
Гидрирование
алкинов:
Н-С=С-Н
+
Н
(Pd) -+
Н
С=СН
I
I
'"
3.
Дегидратация
спиртов:
I
I
Н,С-СН,-ОН
(t,
о
Al,O,
или
Н,80,)
-+
-+
H,C~CH,
+
Н,О
I
I
4.
2СН,
(550...650
'С,
катализатор)
-+ I
I
L
~Н,С=СН~~~
I
46.
Ацетиленовые
углеводороды
I
(алкины)
Ацетиленовыми
углеводородами
(алки
нами)
называются
непредельные
(ненасы
щенные)
углеводороды,
содержащие
в
мо
лекуле
одну
тройную
связь
и
имеющие
общую
формуду
С.Н,._,.
Тройную
связь
осуществляют
6
общих
электронов
атомов
углерода.
В
образовввии
связи
участвуют
атомы
углерода
в
sр-гибрндизованном
со
стоянии.
Каждый
из
них
имеет
по
две
эр
гибридных
орбитали,
направленных
друг
к
другу
под
углом
180',
и
две
негибридных
Jt-орбнтали,
расположеиных
под
углом
90'
по
отношению
друг
к
другу
и к
sр-гибрид
ным
орбиталям.
Тройная
связь
является
комбинацией
из
одной
(1-
и двух
1t-связей,
образуемых
двумя
sр-гибридизованными
атомами.
(1-СВЯЗЬ
возникает
при
осевом
пе
рекрывании
sр-гибридных
орбиталей
со
седвих
атомов
углерода;
одна
из
1t-связей
образуется
при
боковом
перекрывании
р,-орбиталей,
другая
-
при
боковом
пере
крывании
P,-орбиталеЙ.
Родоначальннком
гомологического
ряда
этих
углеводородов
является
ацетилен
нс..сн.
Изомерня.
Алкинам
свойственны
изо
мерия
углеродного
скелета
(начиная
с
С.Н.)
,
изомерия
положения
тройной
свя
зи
(начиная
с
С,Н.)
и
межклассовая
изо
мерия
с
алкадиенами.
•
Физические
своиства.
В
обычных
усло
JJ
виях
алкины
С,
-
С,
-
газы,
С,
-
С,.
-
't
жидкости,
высшие
алкины
-
твердые
вещества.
I
Полученне
I 1.
В.
промышленности
(высокотемпера
турныи
пиролиз
метана):
I
2СН,
(1500
'С)
-+
нс..сн
+
3Н,
I
2.
Дегалогенированне
дигалогенопроиз
водных
алканов:
I
I
I
I
CH,-СНВг-СН,Вг
+
2КОН
(этанол)
-+
-+
СН,-с..сн
+
2КВг
+
2Н,О
сн
-евг
-СН -СН
+
2КОН
(этанол)
-+
з
2 2 3
-+
СН
-С=С-СН
+
2КВг
+
2Н О
" ,
3.
Разложение
карбида
кальция
водой:
СаС,
+
2Н,О
-+
Са(ОН),
+
НС=СН
•
Хнмическне
своиства
1.
Гидрировввие:
С
Н
+
Н
(t'
катализатор)
-+
С
Н
11
2,.-2
2'
11
2/1
(реакция
в
недостатке
водорода)
С
Н
+
2Н
(t'
катализатор)
-+ I
11
211.-2
:2'
-+
С.Н,
••, I
(ре~Пи~изб~~ода)~
55
54
------------T-----~----,
СН=СН
+
Н,
(t',
катализатор)
-->
I 5.
СН,Вг-СНВг-СН,
+ Zn
-->,
-->
СН,=СН,.
-->
СН,=СН-СН.
+ ZnBr
2
СН,=СН,
+
Н
2
(t',
катализатор)
-->
I
Химические
свойства
-->
СН,-СН,.
I
Для
алкенов
характерны
реакции
при
соединения,
окисления,
изомеризации
и
2.
Галогенирование:
полимеризации.
СН"СН
+
Вг,
-->
CHBг~CHBг
(реакция
в
недостатке
галогена)
Реакции
при
соединения
1.
Гидрирование:
СНВг=СНВг
+
Вг,
-->
СНВг,
-СНВг,
Н,С=СН,
+ Н
2
(pt,
Pd, Ni)
-->
н,с-сн
з
СН"СН
+
2Вг,
-->
СНВг,-СНВг,
2.
Галогенирование:
(реакция
в
избытке
галогена)
Н,С=СН,
+
Вг,
-->
ВгН,С-СН,Вг
3.
Гидрогалогенирование:
(1,2-дибромэтан)
СН"СН
+
НС!
-->
СН,=СНС!
3.
Гидрогалогенирование:
4.
Гидратация
(реакция
Кучерова):
Н
2
С=СН,
+
НВг
-->
H,C-СН,Вг
С,Н,-С=СН
+
н,о
(Н,SO.)-->
Н,С=СН-СН,
+
Н-Вг
--;
Н,С-СН
вг-сн
з
--;
[С,Н,-С=СН,]
--;
С,Н,
-с-снз
4.
Гидратацuя:
1
11
Н,С-СН=СН,
+
н-он
(H,SO,
(конц.»
--;
ОН
О
-->
Н,С-СНОН-СН,
В
мучае
гидратации
ацетилена
конеч
ным
продуктом
яаляется
альдегид:
Реакции
окисления
НС=СН
+
и,о
(HgSO.)
--;
о
1.
О/Сисление
при
обычной
температу
--;
[Н,С=СН]
--;
СН
з
-
С
-r
"-
ре:
I
Н
3Н,С=СН,
+
2КМпО.
+
4Н,О
--;
*
ОН
--;
3НОСН,-СН,ОН
+
2МпО,
+
КОН
5_
Полимеризация.
В
более
жестких
умовиях
(кипячение):
Под
воздействием
комплексных
солей
НзС-СН=СН-СН
з
+
меди
происходят
димеризация
и
линей
+
2О,
(КМпО"
H,SO.)
-->
2Н,С-СООН
ная
тримеризация
ацетилена:
2.
Горение:
НС=СН
(катализатор,
НС=СН)-->
H,C~CH,
+
ЗО,
--;
2СО,
+
2Н,О
--;
CH,=eh-G=CН
(катализатор,
НС=СН)
--;
3.
О/Сисление
/Сислородом
воздуха
в
при
-->
СН,=СН-С=С-СН=СН,
сутствии
/Сатализатора:
Нагреввние
ацетилена
в
присутствии
ак
2СН,=СН,+
тивированного
угля
(реакция
Зелинского).
+
О,
(150...350
'с,
катализатор)
-->
3НС"СН
(600
'С,
С)
--;
О
-->
2c~,/CH,
(окись
этилена)
О
бензол
Реакции
изомеризации
6.
Алкины
обесцвечивают
раствор
При
нагревании
или
а
присутствии
ка
КМnO.:
R-C"C-R'
+ 3[0] +
Н,О
--;
тализаторов
алкены
способиы
изомеризо
ВRТЬСЯ.
-->
R-COOH + R'-COOH
Реакции
полимеризации
7.
Реакция
горения:
3а
счет
разрыва
л-связей
молекулы
ал
2С
2
Н,
+
50,
--;
4СО,
+
2Н,о
+ Q
кена
могут
соедиияться,
образуя
длииные
Кислотные
свойства
цепные
молекулы:
НС=СН
+ NaNH
2
--;
HC"CNa + NH,
nСН,=СН
2
(катализатор)
--;
(-СН,-СН,-)n
НС=СН
+ 2[Ag(NH,),]OH
-->
(полиэтилен)
I
--;
ЛgС"СЛg
+ 4NH, +
2Н,О
I
AgC=CAg +
2НС!
--;
НС"СН
+ 2AgClJ.
Примеиеиие.
При
горении
ацетилена
в
I
кислороде
температура
пламени
достига
I
ет
3150
'с,
поэтому
ацетилен
используют
для
резки и сварки
металлов.
Кроме
того,
I
ацетилен
широко
используется
в
органи
чеСКам
синтезе
разнообразных
веществ
I
I
I
~(ук~кимоты~трахлорэта~_~
~
,Г
- - - -
~
- - - - - - - - - - - - - - -
--,
I
47.
Диеновые
углеводороды
что
означает
расположение
этих
атомов
в
одной
ПЛОСRОСТИ И
наличие
у
J<:аждого
из
(алкадиены)
I
них
одной
р-орбитали,
занятой
ОДНИМ
элек
I
Алкадиены
-
зто
непредел,:ные
угле-
троном
и
расположенной
перпендикуляр
водороды,
содержащие
две
двоииые
угле
но к
упомянутой
плоскости.
р-орбитали
I
род-углеродные
связи.
Общая
формула
всех
атомов
углерода
перекрываются
друг
I
алкадиенов
С.Н,
•.
,.
В
зави.симости
от.
вза-
с
другом,
образуя
л-связь
т.
е.
не
только
имного
расположения
двоиных
связеи
ал
между
первым
и
вторым,
третьим
и
чет
I
кадиены
подразделяются
на три
типа:
вертым
атомами,
но
и
ТaRже
между
вто
I
1).
углеводороды
с
/Сумулированными
рым
и
третьим.
В
молекуле
отсутствуют
в
ДВОИНЫМИ
связями,
т.
е.
примыкающими
классическом
понимании
одинарные
и
I
к
одному
атому
углерода.
Например,
про
двойные
связи,
а
наблюдается
делокали
I
падиен,
или
аллен:
CH2=C~CH,;
зация
1[-электронов,
в
результате
чего
2)
углеводороды
с
изолированными
двой
происходит
передача
взаимовлияния
ато
I
ными
связями,
т.
е.
разделенными
двумя
мов
в
этой
системе,
называется
эффе/С'
I
и
более
пр~стым,:
свя~ями~
Нап!им~р,
пен
том
соnряжения.
тадиен-l,4.
СН,
СН
СН,
СН
СН"
Реакция
галогенирования
сопряженных
I 3)
углеводороды
с
сопряженными
двой-
алкадиенов:
НЫМИ
СВЯ3ЯМИ~
Т. е.
разделенными
одной
CH2=CH-CH~CH,
+
Нг,
-->
I
простой
связью.
Например,
бутадиен-l,3,
-->
СН,Вг-СН=СН-СН,Вг
I
или
дивинил:
СН,=СН-СН-СН"
или
--;
СИ,Вг-СНВг-СН=СН,
2-метилбутадиен-l,3,
или
изопрен:
I
При
наличии
достаточного
количества
СН
=C-CH~CH
брома
образуется
1,2,3,4-тетрабромбутан:
I ' I '
CH,~CH-CH=CH,
+
Вг,
--;
I
СН.
--;
СН,Вг-СНВг-СНВг-СН,Вг
Наибольщий
интерес
представляют
уг
I
леводороды
с
сопряженными
двойными
СВЯЗЯМИ,
которые
являются
ИСХОДНЫМИ
~
_
I
веществами
для получения
каучуков.
I
I
Получение
I 48.
Элементы
V
группы
I 1.
Реакция
дегидрирования
-
дегидра-
Периодической
системы
тации:
I
Пятая
группа
Периодической
системы
I
2Н,С-СН,-ОН
(425
'С,
Al,O"
ZпО)
--t
I
состоит
из
двух
подгрупп:
главной
-
азот,
I
--;
Н,С=СН-СН=СН,
+
2Н,О
+
Н,
фосфор,
мышьяк
и
его
аналоги;
и
побоч
2.
CH,-CH,~CH,-CH.
(550...620
'С,
Al,o" I
ной
-
ванадий
и
его
аналоги.
Атомы
N-
I
Сг
О
)
-->
СН
=СН-СН
-СН
+
Н
I
В1
имеют
во
внешнем
слое
пять
электро
, , ,
'."
нов.
В
ряду
N -
Р
- & - Sb -
В;
увеличива
I
CH,~CH~CH,-CH.
(500...600
С,
I
ются
размеры
атомов
ослабляется
при
I
MgO,
ZnO)
-->
CH,~CH-CH-CH,
+
Н,
тяжение
валентных
зл;ктронов
к ядру,
ос
3.
Пиролиз
нефти.
I
лабляются
неметаллические
свойства,
воз
I
2-метилбутан
(t',
сг,о.,
Al,o.)
-->
~
растают
метал.~ические
свойства,
элект
I
-->
изопрен
+
2Н,.
роотрицательяость
уменьшается.
Азот
и
Фнзические
свойства.
Вутадиен-l,3
-
фосфор
-
типичные
неметаллы.
Мыщьяк
I
I
I
легко
сжижающийся
газ
с
неприятным
и
сурьма
проявляют
неметаллические
и
запахом
t -
-108
9'С
t =
-4
5
'с·
металлические
свойства,
Висмут
-
ти
'ил
"кип"
I .
I
I
растворяется
в
эфире,
бензоле,
не
раство-
пичныи
металл.
Фосфор,
мышьяк
и
вис
ряется
в
ноде,
2-метилбутадиен-l,3
_
ле-
I
мут существуют
в
твердом
состоянии
в
т\,чая
жидкость
t =
-146
'С
t
~
нескольких
аллотропных
модификациях.
~
,
11.11
'"f{t!П
I
= 34,1
'С:
растворяется
в
больщинстве
уг-
Хнмические
свойства
I
леводородных
растворителей,
эфире,
спир-
I
С
увеличением
порядкового
номера
эле
I
те,
не
растворяется
в воде.
мента
основной
характер
оксидов
R,O,
Химические
свойства.
Для
алкадиевов
I
увеличивается,
а
:кислотный
-
ослабева
I
характерны
реакции
присоединения,
раз-
I
ет.
Гидроксиды
всех
элементов
этой
груп
I
рыв
двойных
связей.
пы
в
пятивалентном
состоянии
имеют
кис
Атомы
углерода
в
молекуле
бутадиена-
I
лотный
характер,
С
увеличением
поряд
L
~
~одят:в
SP'-ГИБРИДН:
состояни~
..l,::,вогономераэлемента.:::'овно~тер
~
56
57