- •Содержание
- •Предисловие
- •ЧАСТЬ I. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
- •ГЛАВА 1. Важнейшие понятия и законы химии
- •§1.1. Основные понятия химии
- •§ 1.2. Основные стехиометрические законы химии
- •§ 1.3. Атомно-молекулярная теория
- •§ 1.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 2. Строение атома и периодический закон
- •§ 2.1. Развитие представлений о сложном строении атома
- •§ 2.2. Модели строения атома
- •§ 2.3. Квантовые числа электронов
- •§ 2.4. Электронные конфигурации атомов
- •§ 2.5. Ядро атома и радиоактивные превращения
- •§ 2.6. Периодический закон
- •§ 2.7. Задачи с решениями
- •§ 3.1. Природа химической связи
- •§ 3.2. Ковалентная связь
- •§ 3.3. Валентность элементов в ковалентных соединениях
- •§ 3.4. Пространственное строение молекул
- •§ 3.7. Межмолекулярные взаимодействия
- •§ 3.8. Агрегатные состояния вещества
- •§ 3.9. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 4. Основные положения физической химии
- •§ 4.2. Химическая кинетика и катализ
- •§ 4.4 Задачи с решениями
- •§5.1. Растворы
- •§ 5.2. Электролиты и электролитическая диссоциация
- •§ 5.3. Ионные уравнения реакций
- •§ 5.4. Задачи с решениями
- •§ 6.1. Основные типы химических реакций
- •§ 6.3. Количественные характеристики ОВР
- •§ 6.4. Электролиз растворов и расплавов электролитов
- •§ 6.5. Задачи с решениями
- •ЧАСТЬ II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
- •§ 7.1. Классификация простых и сложных веществ
- •§7.2. Оксиды
- •§ 7.3. Основания (гидроксиды металлов)
- •§ 7.4. Кислоты
- •§7.5. Соли
- •§ 7.6. Гидролиз солей
- •§ 7.7. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 8. Подгруппа галогенов
- •§8.1. Общая характеристика галогенов
- •§ 8.2. Химические свойства и получение галогенов
- •§ 8.4. Кислородсодержащие кислоты галогенов
- •§ 8.5. Задачи с решениями
- •§9.1. Общее рассмотрение
- •§ 9.2. Химические свойства водорода
- •§ 9.3. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 10. Элементы подгруппы кислорода
- •§ 10.2 Химические свойства кислорода
- •§ 10.4 Сероводород. Сульфиды
- •§ 10.5 Оксид серы (IV). Сернистая кислота
- •§10.7 Задачи с решениями
- •ГЛАВА 11. Подгруппа азота и фосфора
- •§11.1. Общая характеристика
- •§ 11.2 Химические свойства простых веществ
- •§ 11.3. Водородные соединения азота и фосфора
- •§ 11.4 Кислородные соединения азота и фосфора
- •§ 11.5. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 12. Подгруппа углерода и кремния
- •§ 12.2. Химические свойства углерода и кремния
- •§ 12.3. Кислородные соединения
- •§ 12.4 Карбиды и силициды
- •§ 12.5. Задачи с решениями
- •§ 13.1 Общее рассмотрение
- •§ 13.2 Химические свойства металлов
- •§ 13.3. Соединения s-металлов
- •§ 13.4 Задачи с решениями
- •ГЛАВА 14. Алюминий
- •§ 14.1 Общее рассмотрение
- •§ 14.2 Соединения алюминия
- •§ 14.3 Задачи с решениями
- •ГЛАВА 15. Главные переходные металлы
- •§15.1 Общая характеристика
- •§ 15.2. Хром и его соединения
- •§ 15.3 Марганец и его соединения
- •§ 15.4 Железо и его соединения
- •§ 15.6 Серебро и его соединения
- •§ 15.7 Задачи с решениями
- •ГЛАВА 16. Основные понятия органической химии
- •§16.1. Структурная теория
- •§ 16.2. Классификация органических соединений
- •§ 16.4. Изомерия органических соединений
- •§ 16.6. Классификация органических реакций
- •§ 16.7. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 17. Предельные углеводороды
- •§17.1. Алканы
- •§ 17.2. Циклоалканы
- •§ 17.3. Задачи с решениями
- •§ 18.1. Алкены
- •ГЛАВА 19. Алкины
- •ГЛАВА 20. Ароматические углеводороды
- •ГЛАВА 21 Гидроксильные соединения
- •§ 21.2. Многоатомные спирты
- •§21.3. Фенол
- •§21.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 22. Карбонильные соединения
- •ГЛАВА 23. Карбоновые кислоты и их производные
- •§23.1. Карбоновые кислоты
- •§23.2. Функциональные производные карбоновых кислот
- •§23.3. Жиры
- •§23.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 24. Углеводы
- •§24.1. Моносахариды
- •§24.2. Сахароза
- •§24.3. Полисахариды
- •§24.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 25. Амины. Аминокислоты
- •§25.1. Амины
- •§25.2. Аминокислоты
- •§25.3. Белки
- •§25.4. Задачи с решениями
- •ГЛАВА 26. Нуклеиновые кислоты
для хлора, брома, и иода известны степени окисления +1, +3,
+5 и +7.
При обычных условиях галогены существуют в виде про¬
стых веществ, состоящих из двухатомных молекул типа Hah.
Физические свойства галогенов существенно различаются:
так, при нормальных условиях фтор |
трудносжижаемый |
||||
газ, хлор |
также газ, но сжижается легко, |
бром |
жид¬ |
||
кость, иод |
твердое вещество (табл. 8.1). |
|
|
|
|
Таблица 8.1. Физические свойства галогенов |
|
||||
Галсген |
Температура |
Температура |
Энергия связи |
||
(НаЬ) |
плавления, °С |
кипения, °С |
Hal Hal, |
||
|
|
|
|
кДж/моль |
|
f2 |
-219 |
-188 |
|
|
158 |
С12 |
-101 |
-34 |
|
|
242 |
Вгг |
-7 |
+54 |
|
|
193 |
h |
+ 114 |
+ 184 |
|
|
151 |
|
|
|
|
|
§ 8.2. Химические свойства и получение галогенов
Все галогены проявляют высокую окислительную актив¬ ность, которая уменьшается при переходе от фтора к иоду. Фтор самый активный из галогенов, реагирует со всеми
металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора
самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты,
например:
2AI + 3F2 = 2AIF3 + 2989 кДж.
Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами
(Н2, S, С, Si, Р) все реакции при этом сильно экзотермиче¬ ские, например:
Н2 + F2 = 2HF + 546 кДж.
При нагревании фтор окисляет все другие галогены по
схеме
Hal2 + F2 = 2HalF,
где Hal = Cl, Br, I, причем в соединениях HalF степени окис¬
ления хлора, брома и иода равны +1.
При облучении фтор реагирует даже с благородными га¬
зами.
118
Взаимодействие фтора со сложными веществами также
протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер
3F2 + ЗН20 = F2Ot + 4HF + Н202.
Хлор также очень реакционноспособен, хотя и в меньшей
степзни, чем фтор; за исключением кислорода, азота и бла¬ городных газов, он реагирует со всеми простыми вещества¬
ми, например:
2AI + ЗС12 = 2А!С13 +1401 кДж ,
Н2 + Cl2 = 2HCI + 185 кДж.
Особый интерес представляет вторая реакция. При ком¬
натной температуре хлор с водородом не реагирует; при на¬
гревании реакция оказывается сильно обратимой, а при мощном облучении протекает со взрывом по цепному меха-
низму.
Хлор может взаимодействовать со многими сложными веществами, в том числе, и с органическими (см. часть III,
а также задачу 4); способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:
Cl2 + 2HI = 2HCI + 12,
С!2 + 2КВГ = 2KCI + Вг2.
При обратимом взаимодействии с водой хлор диспропор-
ционирует, что приводит к образованию соединений хлора
со степенями окисления -1 и +1 (пример реакции самоокис¬
ления-самовосстановления, или диспропорционирования):
С12 + Н20 < HCI + НСЮ 25 кДж.
Растворяясь в воде и частично реагируя с нею, хлор об¬
разует равновесную смесь, называемую хлорной водой. Химическая активность брома меньше, чем фтора и хло¬
ра, но еще достаточно велика. Со многими простыми ве¬
ществами бром реагирует при комнатной температуре, урав¬
нения реакций аналогичны уравнениям для фтора и хлора, хотя все они протекают менее активно. Являясь "мягким"
реагентом, бром используется в органической химии.
Бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично
реагируя с ней, образует так называемую "бромную воду";
иод практически в веде не растворим и не способен ее окис-
119
лять даже при нагревании; поэтому "йодной воды" не су¬
ществует.
Получение галогенов. Промышленное получение фтора и
хлора осуществляется электролизом расплавов их солей. Бром
и иод получают, как правило, химическим способом, напри¬
мер:
2KI + Мп02 + 2H2S04 = 12 + MnS04 + K2S04 + 2Н20.
Лабораторное получение хлора основано на действии окислителей на соляную кислоту.
2КМп04 + 16HCI = 2MnCI2+ 2KCI + 5CI2t + 8Н20.
§ 8.3. Галогеноводороды и галогениды
Все галогеноводороды при обычных условиях газообраз¬
ны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, ко¬
валентная полярная, причем полярность связи в ряду HF -
HCI - HBr - HI падает. Прочность связи также уменьшается в
этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводо¬
роды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде.
Так, при комнатной температуре в 1 объеме воды можно рас¬ творить около 400 объемов HCI, 530 объемов НВг и около 400
объемов Hi.
При растворении галогеиоводородов в воде происходит
их диссоциация на ионы, и образуются растворы соответ¬
ствующих галогеноводородных кислот. Причем при раство¬ рении HI, НВг и HCI диссоциируют почти полностью, поэто¬
му образующиеся кислоты относятся к числу сильных. В
отличие от них, фтороводородная (плавиковая) кислота яв¬
ляется слабой. Это объясняется ассоциацией молекул HF вследствие возникновения между ними водородных связей.
Таким образом, сила кислот уменьшается от HI к HF.
Поскольку отрицательные ионы галогеноводородных
кислот могут проявлять только восстановительные свойства,
то при взаимодействии этих кислот с металлами окисление
последних может происходить только за счет ионов Н\ По¬
этому кислоты HHal реагируют только с металлами, стоя¬
щими в ряду напряжений левее водорода.
120
Все галогениды металлов, за исключением солей Ад и РЬ, хорошо растворимы в воде. Малая растворимость галогени-
дов серебра позволяет использовать обменную реакцию типа
Ад* + НаГ = AgHall
как качественную для обнаружения соответствующих ионов.
В результате реакции AgCI выпадает в виде осадка белого
цвета, АдВг желтовато-белого, Ад1 ярко-желтого цве¬ та.
В отличие от других галогеноводородных кислот, плави¬
ковая кислота взаимодействует с оксидом кремния (IV):
Si02 + 4HF = SiF4t + 2Н20.
Так как оксид кремния входит в состав стекла, то плави¬
ковая кислота разъедает стекло, и поэтому в лабораториях ее
получают (а потом и хранят) в сосудах из полиэтилена или
тефлона.
§ 8.4. Кислородсодержащие кислоты галогенов
Все галогены, кроме фтора, образуют соединения, в кото¬ рых они обладают положительной степенью окисления.
Наиболее важными из них являются кислородсодержащие
кислоты галогенов типа ННаЮя (п = 1 - 4) и соответствую¬ щие им соли и ангидриды. Такие соединения наиболее харак¬
терны для хлора, для которого известны четыре кислоты,
сведения о которых приведены в табл. 8.2.
Таблица 8.2. Кислородные кислоты хлора
Кислота |
Степень |
Название |
Название |
Сила |
Увеличение |
окисления |
кислоты |
аниона |
кисло¬ |
силы окис¬ |
|
|
хлора |
Хлорно¬ |
|
ты |
лителя |
нею |
+ 1 |
гипо¬ |
очень |
> i |
|
НСЮ2 |
+3 |
ватистая |
хлорит |
слабая |
|
Хлористая |
хлорит |
слабая |
|
||
НСЮз |
+5 |
Хлорно¬ |
хлорат |
сильная |
|
|
|
ватая |
|
|
|
НСЮ4 |
+7 |
Хлорная |
перхлорат |
очень |
1 f |
|
|
|
|
сильная |
|
Сила кислот изменяется весьма существенно в ряду HCIO
НСЮ4. Для наглядности понимания такого различия ре¬
комендуем вам "нарисовать" структурные формулы кислот.
Сила кислот зависит от способности к диссоциации по связи
121
О-Н. В ряду НСЮ НСЮ4 увеличивается число атомов кис¬
лорода, связанных с центральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от первичной связи O-CI от¬ тягивается некоторая доля электронной плотности. В резуль¬ тате этого часть электронной плотности оттягивается и от
связи О-Н, которая за счет этого ослабляется. |
|
|
Такая закономерность |
усиление кислотных свойств с |
|
возрастанием степени окисления центрального атома |
ха¬ |
рактерна не только для хлора, но и для других элементов.
Например, азотная кислота HNO3, в которой степень окисле¬
ния азота равна +5, является более сильной кислотой, чем
азотистая кислота HNO2 (степень окисления азота +3); сер-
ная кислота H2SO4 (S ) более сильная, чем сернистая кис¬
лота H2SO3 (S ).
При сравнении окислительной способности вещества всегда нужно учитывать реальные условия протекания про¬
цессов. Например, утверждение, что в ряду кислот НСЮ НСЮ2-НСЮ3-НСЮ4 окислительная активность уменьшается
от НСЮ к НСЮ4, верно только для обычных условий
(комнатная температура, действие света). Здесь решающее
значение имеет не окислительная способность хлора в поло¬
жительной степени окисления, а атомарный кислород, выде¬ ляющийся при распаде неустойчивых кислот, устойчивость которых на свету как раз возрастает от НСЮ к НСЮ4. Если сравнивать окислительную способность этих кислот в
других условиях в темноте, при более низких температу¬
рах, то окислительная способность возрастает от НСЮ к
НСЮ4. Именно поэтому в последней графе табл. 8.2 окисли¬
тельную активность кислот мы проиллюстрировали
"обратимой" стрелкой!
Из солей кислородсодержащих кислот широко известны
бертолетова соль (хлорат калия) КСЮз и хлорная
("белильная") известь.
Хлорную известь получают действием хлора на гидроксид кальция:
2С12 + Са(ОН)2 = СаС12 + Са(СС1)2 + 2НгО.
122