- •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
образованию комплексных ионов; образование окрашенных соединений.
Таблица 15.1. Электронные конфигурации элементов
четвертого периода от скандия до цинка
Элемент |
Сим |
Атомный |
|
вол |
Электронная конфигурация |
||
|
|||
|
|
номер |
Скандий |
Sc |
21 |
1л* |
ЪПрЬ |
3s23p63di |
4s2 |
Титан |
Ti |
22 |
1j2 |
ЪПрЬ |
3s23p(>3d2 |
4s2 |
Ванадий |
V |
23 |
Is2 |
ЪЧр6 |
3s23pfi3d* |
4s2 |
Хром |
Сг |
24 |
Is2 |
2s22p* |
3s23p63di |
4j' |
Марганец |
Mn |
25 |
1 |
2s22p* |
3s23p«3d> |
4s2 |
Железо |
Fe |
26 |
Is2 |
ЪПрЬ |
3s23p*3<P |
4s2 |
Кобальт |
Со |
27 |
Is2 |
2s22p6 |
3s23pfi3d> |
4s2 |
Никель |
Ni |
28 |
1J2 |
2s12p6 |
3s23p*3d« |
4s2 |
Медь |
Си |
29 |
1*2 |
2s22p6 |
3s23p63d"> |
4sl |
Цинк |
Zn |
30 |
1S2 |
2s22p6 |
3s23p63di0 |
4s2 |
|
|
|
|
|
t |
t |
|
|
|
|
|
внутренняя |
внешняя |
|
|
|
|
|
застройка |
оболочка |
Обсудим свойства наиболее важных металлов первого пе¬
реходного ряда (Сг, Mn, Fe, Си, Ад), исключив из рассмотре¬
ния цинк, который по его свойствам нельзя отнести к пере¬
ходным металлам.
§ 15.2. Хром и его соединения
При высоких температурах хром горит в кислороде с об¬
разованием СГ2О3, реагирует с парами воды
2Сг + ЗН20 < Сг203 |
+ ЗН2, |
и с галогенами, образуя галогениды |
состава СгНа1з. Хром |
(так же, как алюминий) пассивируется холодными концент¬
рированными H2S04 и HNO3. Однако при сильном нагревании
эти кислоты растворяют хром:
2Сг + 6Н2304(хонц)= Cr2(S04)3 + 3S02t + 6Н20, Сг + 6НЫОз(кони) = Cr(N03)3 + 3N02t + 3H20.
При обычной температуре хром растворяется в разбав¬
ленных кислотах (HCI, Н2304) с выделением водорода, об¬
разуя соли Сг2*. По своим свойствам соли Сг2* похожи на со-
165
ли Fe2+. Обрабатывая их растворы щелочами, получают желтый осадок гидроксида хрома (II):
CrCI2 + 2NaOH = Сг(ОН)24 + 2NaCI.
При прокаливании Сг(ОН)2 в отсутствие кислорода об¬
разуется оксид хрома (II) СЮ.
Соли Сг3* сходны с аналогичными солями алюминия. При
действии щелочей на соли Сг3* вьшадает студнеобразный
осадок гидроксида хрома (III) зеленого цвета:
Cr2(S04)3 + 6NaOH = 2Сг(ОН)31 + 3Na2S04l
обладающий амфотерными свойствами. Он растворяется как
в кислотах с образованием солей хрома (III)
2Сг(ОН)з + 3H2S04 = Cr2(S04)3 + 6Н20,
так и в щелочах с образованием тетрагидроксихромитов, т.е.
солей, в которых СГ3* входит в состав аниона:
Сг(ОН)э + КОН = К[Сг(ОН)4].
Врезультате прокаливания Сг(ОН)з получают оксид
Сг20з |
зеленые кристаллы, нерастворимые в воде. Этот ок¬ |
сид получают также прокаливанием дихроматов калия и ам¬
мония (см. задачу 2гл. 11):
t
4К2Сг207 = 2Сг2Оз + 4К2Сг04 + 302Т.
При сплавлении Сг203 со щелочами, содой и кислыми со¬
лями получаются соединения С г3*, растворимые в воде:
Сг203 + 2NaQH = 2NaCr02 + H2Ot, Сг203 + Na2C03 = 2NaCr02 + С02Т,
Сг2Оз + 6KHS04 = Cr2(S04)3 + 3K2S04 + зн2о.
Наиболее важными соединениями хрома в высшей степе¬
ни окисления +6 являются оксид хрома (VI) СЮ3, хромат (VI)
калия К2СЮ4 и дихромат (VI) калия К2Сг207.
Оксид хрома (VI) ангидрид хромовой Н2СЮ4 и дихро-
мовой Н2Сг207 кислот, представляет собой ярко-красные кри¬ сталлы, растворимые в воде. Он также реагирует со щелоча¬
ми, образуя желтые хроматы СЮ42-:
Сг03 + 2КОН = К2СЮ4 + Н20.
166
В кислой среде ион СЮ42' превращается в ион СГ2О72-. В
щелочной среде эта реакция протекает в обратном направле¬
нии (см. задачу 7):
Л _ 2- |
. , Л |
Кислая среда |
_ |
СГ2О7 |
+ НгО |
Щелочная среде |
2СЮ4 +2Н+ |
|
|
|
В кислой среде дихромат-ион восстанавливается до Сг3*:
Сг2072 + 14Н+ + 6е 2СГ* + 7Н20.
§15.3. Марганец и его соединения
Всоединениях марганец проявляет степени окисления +2, +4, +6 и +7. Чем выше степень окисления, тем более кова¬
лентны соответствующие соединения, тем выше кислотность
его оксидов.
Металлический марганец реагирует с кислотами, образуя
соли марганца (II):
Mn +2HCI = MnCI2 + H2t.
Наиболее важное соединение марганца (IV) нераство¬
римый в воде, коричнево-черный оксид Мп02. Оксид марганца
(TV) сильный окислитель (см. задачу 5).
Соединения марганца (VI) малоустойчивы, однако наибо¬
лее известное из них манганат калия К2Мп04 устойчив
в щелочной среде. Он образуется при восстановлении пер¬ манганата в щелочной среде:
Na2S03 + 2KMn04 + 2КОН = Na2S04 + 2K2Mn04 + Н20.
Высшую степень окисления +7 марганец имеет в перман¬
ганате калия КМПО4. Это |
растворимая в воде соль фиоле¬ |
|
тового цвета. Перманганат |
сильнейший окислитель. В кис¬ |
|
лой среде он воггганавливастся до ионов Мп2+: |
||
Мп04" + 8Н+ + 5е-> Мп2+ + 4Н20, |
||
в щелочной среде |
до К2Мп04 (см. выше), а в нейтральной |
|
среде до Мп02: |
|
|
ЗС2Н4 + 2КМп04 + 4Н20 = ЗС2Н4(ОН)2 + 2Mn024 + 2КОН.
167
§ 15.4. Железо и его соединения
Металлическое железо получают восстановлением его ок¬
сидов (см. задачу 1); реагируя с водяным паром, оно образует
смешанный оксид железа (И, III) Fe0Fe203:
3Fe + 4Н20(Пар) < > Fe304 + 4Н2.
На воздухе в присутствии влаги железо ржавеет:
4Fe + 302 + 6Н20 = 4Fe(OH)3.
С галогенами оно образует галогениды железа (III)
2Fe + ЗВг2 = 2FeBr3,
а взаимодействуя с соляной и разбавленной серной кислота¬
ми соли железа (II):
Fe + H2SO4 = FeS04 + H2t.
Концентрированные кислоты |
окислители (HN03| |
H2SO4) пассивируют железо на холоде, |
однако растворяю г |
его при надевании: |
|
2Fe + 6H2S04(ko u) = Fe2(S04)3 + 3S02t + 6H20, Fe + 6НМОз<ко!Щ) = Fe(N03b + 3N02t + 3H20.
Растворимые соли железа в воде гидролизуются и дают
кислую реакцию, поскольку гидроксиды железа (II) и (III) в
воде не растворимы.
Гидроксид железа (II) получают действием расп ора ще¬
лочи на соли железа (II) без доступа воздуха:
FeS04 + 2NaOH = Fe(OH)2l + Na2S04.
Fe(OH)2 |
осадок белого цвета; в присутствии воздуха он |
быстро превращается в гидроксид железа (III) (бурый осадок):
4Ре(ОН)2 + 02 + 2Н20 = 4Fe(OH)3.
Гидроксид железа (III) в отличие от Fe(OH)2 амфотерен,
при нагревании он способен растворяться в щелочах с обра¬
зованием гексагидроферрата (III):
Fe(QK)3 + ЗКОН ^ K3[Fe(OH)6]
Эго один из анионных комплексов железа (III). Отметим еще две важные комплексные соли железа: гекса-
циакоферрат (II) калия Kd(Fe(CN)6] (желтая кровяная соль) и
~ексацианофсррат (III) калия K3[Fe(CN)6] (красная кровяная
168
соль), являющиеся реактивами для качественного определения
ионов Fe и Fe2* соответственно.
§ 15.5. Медь и ее соединения
Медь довольно мягкий металл красно-желтого цвета,
обладающий наименьшей активностью среди рассмотренных выше переходных металлов, которые вытесняют медь из рас¬ творов ее солей (см. задачу 3). Медь не реагирует с соляной и
разбавленной серной кислотами и растворяется только в
кислотах окислителях:
Cl! + 2H2S04(!co:m) = CUSO4 + S02t + 2Н2О,
Си + 4НЫОэ(конц)= Cu(N03)2 + 2NO2T + 2Н2О, ЗСи + вНЫОэдо = 3Cu(N03)2 + 2NOt + 4Н,0.
Известны соединения меди со степенями окисления +1 и
+2, из которых последние более устойчивы. Одновалентная медь образует либо нерастворимые соли (CuCI, Cu2S), либо
растворимые комплексы типа [Си(ЫНз)г]+.
Хлорид меди (I) растворяется в концентрированном рас¬
творе аммиака с образованием комплексной соли хлорида
диамминмеди (I) [Cu(NH3)2]CI (задача б); так же в аммиаке
растворяется оксид меди (I):
Cu20 + 4NH3 + Н20 = 2lCu(NH3)2]OH.
Ионы Си е водном растворс существуют в виде комплек¬
сов гексааквамеди (И) [Си(Н20)б]2+, придающих раствору си-
не-голубую окраску. При добавлении щелочи к такому рас¬ твору образуется голубой осадок гидратированного гидроксида меди (II):
[Си(Н20)б]С12 + 2NaOH = [Cu(0H)2(H20)4]l + 2NaCI + 2HzO.
Полученный осадок, в свою очередь, растворяется в рас¬
творе аммиака, образуя ярко-синий комплекс:
[Cu(0H)2(H20)4] + 4NH3 = [Cu(NH3)4(H20)2]2+ + 201-Г + 2Н20.
Изменение окраски соединений меди при переходе из сте¬
пени окисления +2 в степень окисления +1 используется в ор¬ ганической химии для качественного анализа. Так, свежеосаж-
денный Си(ОН)2 голубого цвета восстанавливается
альдегидами или углеводами (глюкозой) в желтый осадок
169