Неорганические вещества бывают простыми и сложными. Простые вещества делятся на металлы (K, Na, Li) и неметаллы (O, Cl, P). Сложные вещества делят на оксиды, гидроксиды (основания), соли и кислоты.
Оксиды
Оксиды - соединения химического элемента (металла или неметалла) с кислородом (степень окисления -2), при этом кислород связан с менее электроотрицательным элементом.
Выделяют:
1. Кислотные оксиды - оксиды, проявляющие кислотные свойства. Образованы неметаллами и кислородом. Примеры: SO3, SO2, CO2, P2O5, N2O5.
2. Амфотерные оксиды - оксиды, которые могут проявлять как основные, так и кислотные свойства (такое свойство называется амфотерность). Примеры: Al2O3, CrO3, ZnO, BeO, PbO.
3. Основные оксиды - оксиды металлов, при этом металлы проявляют степень окисления +1 или +2. Примеры: K2O, MgO, CaO, BaO, Li2O, Na2O.
4. Несолеобразующие оксиды - практически не вступают в реакции, не имеют соответствующих кислот и гидроксидов. Примеры: CO, NO.
Химические свойства основных оксидов
1. Взаимодействие с водой
В реакцию вступают только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, гидроксиды которых образуют растворимое основание
основной оксид + вода → щелочь
K2O + H2O → 2KOH
CaO + H2O → Ca(OH)2
2. Взаимодействие с кислотой
основной оксид + кислота → соль + вода
MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O
Na2O + H2S(изб) → 2NaHS + H2O
MgO(изб) + HCl → Mg(OH)Cl
3. Взаимодействие с кислотными или амфотерными оксидами
основной оксид + кислотный/амфотерный оксид → соль
При этом металл, находящийся в основном оксиде, становится катионом, а кислотный/амфотерный оксид становится анионом (кислотным остатком). Реакции между твердыми оксидами идут при нагревании. Нерастворимые в воде основные оксиды не взаимодействуют с газообразными кислотными оксидами.
BaO + SiO2 (t)→ BaSiO3
K2O + ZnO (t)→ K2ZnO2
FeO + CO2 ≠
4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами
основной оксид + амфотерный гидроксид → соль + вода
Na2O + 2Al(OH)3 (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
5. Разложение при температуре оксидов благородных металлов и ртути
2Ag2O (t)→ 4Ag + O2
2HgO (t)→ 2Hg + O2
6. Взаимодействие с углеродом (С) или водородом (Н2) при высокой температуре.
При восстановлении таким образом оксидов щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия выделяется не сам металл, а его карбид.
FeO + C (t)→ Fe + CO
3Fe2O3 + C (t)→ 2Fe3O4 + CO
CaO + 3C (t)→ CaC2 + CO
CaO + 2H2 (t)→ CaH2 + H2O
7. Активные металлы восстанавливают менее активные из их оксидов при высокой температуре
CuO + Zn (t)→ ZnO + Cu
8. Кислород окисляет низшие оксиды в высшие.
Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов переходят в пероксиды
4FeO + O2 (t)→ 2Fe2O3
2BaO + O2 (t)→ 2BaO2
2NaO + O2 (t)→ 2Na2O2
Химические свойства кислотных оксидов
1. Взаимодействие с водой
кислотный оксид + вода → кислота
SO3+ H2O → H2SO4
SiO2 + H2O ≠
У некоторых оксидов нет соответствующих кислот, в таком случае происходит реакция диспропорционирования
2NO2 + H2O → HNO3 + HNO2
3NO2 + H2O (t)→ 2HNO3 + NO
2ClO2 + H2O → HClO3 + HClO2
6ClO2 + 3H2O (t)→ 5HClO3 + HCl
В зависимости от количества присоединенных к P2O5 молекул воды образуются три разных кислоты - метафосфорная НРО3, пирофосфорная Н4Р2О7 или ортофосфорная Н3РО4.
P2O5 + H2O → 2HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
Оксид хрома соответствует двум кислотам - хромовой H2CrO4 и дихромовой H2Cr2O7(III)
CrO3 + H2O → H2CrO4
2CrO3 + H2O → H2Cr2O7
2. Взаимодействие с основаниями
кислотный оксид + основание → соль + вода
Нерастворимые кислотные оксиды реагируют только при сплавлении, а растворимые - в обычных условиях.
SiO2 + 2NaOH (t)→ Na2SiO3 + H2O
При избытке оксида образуется кислая соль.
CO2(изб) + NaOH → NaHCO3
P2O5(изб) + 2Ca(OH)2 → 2CaHPO4 + H2O
P2O5(изб) + Ca(OH)2 + H2O → Ca(H2PO4)2
При избытке основания образуется основная соль
CO2 + 2Mg(OH)2(изб) → (MgOH)2CO3 + H2O
Оксиды, которые не имеют соответствующих кислот, вступают в реакцию диспропорционирования и образуют при этом две соли.
2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O
2ClO2 + 2NaOH → NaClO3 + NaClO2 + H2O
CO2 реагирует с некоторыми амфотерными гидроксидами (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2), при этом образуется основная соль и вода.
CO2 + 2Be(OH)2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
CO2 + 2Cu(OH)2 → (CuOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с основным или амфотерным оксидом
кислотный оксид + основной/амфотерный оксид → соль
Реакции между твердыми оксидами идут при сплавлении. Амфотерные и нерастворимые в воде основные оксиды взаимодействуют только с твердыми и жидкими кислотными оксидами.
SiO2 + BaO (t)→ BaSiO3
3SO3 + Al2O3 (t)→ Al2(SO4)3
4. Взаимодействие с солью
кислотный нелетучий оксид + соль (t)→ соль + кислотный летучий оксид
SiO2 + CaCO3 (t)→ CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → 2Na3PO4 + 2CO2
5. Кислотные оксиды не взаимодействуют с кислотами, но Р2О5 реагирует с безводными кислородсодержащими кислотами.
При этом образуется НРО3 и ангидрид соответствующей кислоты
P2O5 + 2HClO4(безводн) → Cl2O7 + 2HPO3
P2O5 + 2HNO3(безводн) → N2O5 + 2HPO3
6. Вступают в окислительно-восстановительные реакции.
1. Восстановление
При высокой температуре некоторые неметаллы могут восстанавливать оксиды.
CO2 + C (t)→ 2CO
SO3 + C → SO2 + CO
H2O + C (t)→ H2 + CO
Для восстановления неметаллов из их оксидов часто используют магнийтермию.
CO2 + 2Mg → C + 2MgO
SiO2 + 2Mg (t)→ Si + 2MgO
N2O + Mg (t)→ N2 + MgO
2. Низшие оксиды превращаются в высшие при взаимодействии с озоном (или кислородом) при высокой температуре в присутствии катализатора
NO + O3 → NO2 + O2
SO2 + O3 → SO3 + O2
2NO2 + O3 → N2O5 + O2
2CO + O2 (t)→ 2CO2
2SO2 + O2 (t, kat)→ 2SO3
P2O3 + O2 (t)→ P2O5
2NO + O2 (t)→ 2NO2
2N2O3 + O2 (t)→ 2N2O4
3. Оксиды вступают и в другие окислительно-восстановительные реакции
SO2 + NO2 → NO + SO3 4NO2 + O2 + 2H2O → 4HNO3
2SO2 + 2NO → N2 + 2SO3 2N2O5 → 4NO2 + O2
SO2 + 2H2S → 3S↓ + 2H2O 2NO2 (t)→ 2NO + O2
2SO2 + O2 + 2H2O → 2H2SO4 3N2O + 2NH3 → 4N2 + 3H2O
2CO2 + 2Na2O2 → 2Na2CO3 + O2 10NO2 +8P → 5N2 + 4P2O5
N2O + 2Cu (t)→ N2 + Cu2O
2NO + 4Cu (t)→ N2 + 2Cu2O
N2O3 + 3Cu (t)→ N2 + 3CuO
2NO2 + 4Cu (t)→ N2 + 4CuO
N2O5 + 5Cu (t)→ N2 + 5CuO
Химические свойства амфотерных оксидов
1. Не взаимодействуют с водой
амфотерный оксид + вода ≠
2. Взаимодействие с кислотами
амфотерный оксид + кислота → соль + вода
Al2O3 + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2O
При избытке многоосновной кислоты образуется кислая соль
Al2O3 + 6H3PO4(изб) → 2Al(H2PO4)3 + 3H2O
При избытке оксида образуется основная соль
ZnO(изб) + HCl → Zn(OH)Cl
Двойные оксиды образуют две соли
Fe3O4 + 8HCl → FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
3. Взаимодействие с кислотным оксидом
амфотерный оксид + кислотный оксид → соль
Al2O3 + 3SO3 → Al2(SO4)3
4. Взаимодействие с щелочью
амфотерный оксид + щелочь → соль + вода
При сплавлении образуется средняя соль и вода, а в растворе - комплексная соль
ZnO + 2NaOH(тв) (t)→ Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2NaOH + H2O → Na2
5. Взаимодействие с основным оксидом
амфотерный оксид + основной оксид (t)→ соль
ZnO + K2O (t)→ K2ZnO2
6. Взаимодействие с солями
амфотерный оксид + соль (t)→ соль + летучий кислотный оксид
Амфотерные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей
Al2O3 + K2CO3 (t)→ KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 (t)→ 2NaFeO2 + CO2
Химические свойства оснований
Основания - вещества, в состав которых входит катион металла и гидроксид-анион. Основания бывают растворимыми (щелочи - NaOH, KOH, Ba(OH)2) и нерастворимыми (Al2O3, Mg(OH)2).
1. Растворимое основание + индикатор → изменение цвета
При добавлении индикатора в раствор основания его цвет меняется:
Бесцветный фенолфталеин - малиновый
Фиолетовый лакмус - синий
Метилоранж - желтый
2. Взаимодействие с кислотой (реакция нейтрализации)
основание + кислота → соль + вода
По реакции могут быть получены средние, кислые или основные соли. При избытке многоосновной кислоты образуется кислая соль, при избытке многокислотного основания - основная соль.
Mg(OH)2 + H2SO4 → MGSO4 + 2H2O
Mg(OH)2 + 2H2SO4 → MG(HSO4)2 + 2H2O
2Mg(OH)2 + H2SO4 → (MgOH)2SO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с кислотными оксидами
основание + кислотный оксид → соль + вода
6NH4OH + P2O5 → 2(NH4)3PO4 + 3H2O
4. Взаимодействие щелочи с амфотерным гидроксидом
щелочь + амфотерный гидроксид → соль + вода
В данной реакции амфотерный гидроксид проявляет кислотные свойства. При реакции в расплаве получается средняя соль и вода, а в растворе - комплексная соль. Гидроксиды железа (III) и хрома (III) растворяются только в концентрированных растворах щелочей.
2KOH(тв) + Zn(OH)2 (t)→ K2ZnO2 + 2H2O
KOH + Al(OH)3 → K
3NaOH(конц) + Fe(OH)3 → Na3
5. Взаимодействие с амфотерным оксидом
щелочь + амфотерный оксид → соль + вода
2NaOH(тв) + Al2O3 (t)→ 2NaAlO2 + H2O
6NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na3
6. Взаимодействие с солью
Между основанием и солью происходит реакция ионного обмена. Она идет только при выпадении осадка или при выделении газа (при образовании NH4OH).
А. Взаимодействие растворимого основания и растворимой кислой соли
растворимое основание + растворимая кислая соль → средняя соль + вода
Если соль и основание образованы разными катионами, то образуются две средние соли. В случае кислых солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида аммония.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3)2 → 2BaCO3↓ + 2H2O
2NaOH(изб) + NH4HS → Na2S + NH4OH + H2O
Б. Взаимодействие растворимого основания с растворимой средней или основной солью.
Возможно несколько вариантов развития событий
растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → нерастворимая соль↓ + основание
→ соль + нерастворимое основание↓
→ соль + слабый электролит NH4OH
→ реакция не идет
Реакции идут между растворимыми основаниями и средней солью только в том случае, если в результате образуется нерастворимая соль, или нерастворимое основание, или слабый электролит NH4OH
NaOH + KCl ≠ реакция не идет
Если исходная соль образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная соль
При действии щелочей на соли серебра и ртути (II) выделяются не их гидроксиды, которые растворяются при 25С, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.
7. Разложение при температуре
основный гидроксид (t)→ оксид + вода
Ca(OH)2 (t)→ CaO + H2O
NaOH (t)≠
Некоторые основания (AgOH, Hg(OH)2 и NH4OH) разлагаются даже при комнатной температуре
LiOH (t)→ Li2O + H2O
NH4OH (25C)→ NH3 + H2O
8. Взаимодействие щелочи и переходного металла
щелочь + переходный металл → соль + Н2
2Al + 2KOH + 6H2O → 2K +3H2
Zn + 2NaOH(тв) (t)→ Na2ZnO2 + H2
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2 + H2
9. Взаимодействие с неметаллами
Щелочи взаимодействуют с некоторыми неметаллами - Si, S, P, F2, Cl2, Br2, I2. При этом часто в результате диспропорционирования образуются две соли.
Si + 2KOH + H2O → K2SiO3 + 2H2
3S + 6KOH (t)→ 2K2S + K2SO3 + 3H2O
Cl2 +2KOH(конц) → KCl + KClO + H2O (для Br, I)
3Cl2 + 6KOH(конц) (t)→ 5KCl + KClO3 +3H2O (для Br, I)
Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O
4F2 + 6NaOH(разб) → 6NaF + OF2 + O2 + 3H2O
4P + 3NaOH + 3H2O → 3NaH2PO2 + PH3
Гидроксиды, обладающие восстановительными свойствами, способны окисляться кислородом
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3 (=Cr)
Химические свойства кислот
1. Изменение цвета индикатора
растворимая кислота + индикатор → изменение цвета
Фиолетовый лакмус и метилоранж окрашиваются в красный, фенолфталеин становится прозрачным
2. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации)
кислота + основание → соль + вода
H2SO4 + Mg(OH)2 → MgSO4 + 2H2O
3. Взаимодействие с основным оксидом
кислота + основный оксид → соль + вода
2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
4. Взаимодействие с амфотерными гидроксидами с образованием средних, кислых или основных солей
кислота + амфотерный гидроксид → соль + вода
2HCl + Be(OH)2 → BeCl2 + 2H2O
H3PO4() + Zn(OH)2 → ZNHPO4 + 2H2O
HCl + Al(OH)3() → Al(OH)2Cl + H2O
5. Взаимодействие с амфотерными оксидами
кислота + амфотерный оксид → соль + вода
H2SO4 + ZnO → ZnSO4 + H2O
6. Взаимодействие с солями
Общая схема реакции: кислота + соль → соль + кислота
Происходит реакция ионного обмена, которая идет до конца только в случае образования газа или выпадения осадка.
Например: HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr + H2SiO3↓
А. Взаимодействие с солью более летучей или слабой кислоты с образованием газа
HCl + NaHS → NaCl + H2S
Б. Взаимодействие сильной кислоты и соли сильной или средней кислоты с образованием нерастворимой соли
сильная кислота + соль сильной/средней кислоты → нерастворимая соль + кислота
Нелетучая ортофосфорная кислота вытесняет сильные, но летучие соляную и азотную кислоты из их солей при условии образования нерастворимой соли
В. Взаимодействие кислоты с основной солью этой же кислоты
кислота1 + основная соль кислоты1 → средняя соль + вода
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
Г. Взаимодействие многоосновной кислоты с средней или кислой солью этой же кислоты с образованием кислой соли этой же кислоты, содержащей большее число атомов водорода
многоосновная кислота1 + средняя/кислая соль кислоты1 → кислая соль кислоты1
H3PO4 + Ca3(PO4)2 → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
Д. Взаимодействие сероводородной кислоты с солями Ag, Cu, Pb, Cd, Hg с образованием нерастворимого сульфида
кислота H2S + соль Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + кислота
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
Е. Взаимодействие кислоты со средней или комплексной солью с амфотерным металлом в анионе
а) в случае недостатка кислоты образуется средняя соль и амфотерный гидроксид
кислота + средняя/комплексная соль в амфотерным металлом в анионе → средняя соль + амфотерный гидроксид
б) в случае избытка кислоты образуются две средние соли и вода
кислота + средняя/комплексная соль с амфотерным металлом в анионе → средняя соль + средняя соль + вода
Ж. В некоторых случаях кислоты с солями вступают в окислительно-восстановительные реакции или реакции комплексообразования:
H2SO4(конц) и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)
H2SO4(конц) и Fe² + (продукты SO2 и Fe³ +)
HNO3 разб/конц и Fe² + (продукты NO/NO2 и Fe³ +)
HNO3 разб/конц и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и SO4²‾/S или SO4²‾)
HClконц и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты Cl2 и Mn² + /Cr² + /Cl‾)
3. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с твердой солью
Нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их твердых солей
7. Взаимодействие кислоты с металлом
А. Взаимодействие кислоты с металлами, стоящими в ряду до или после водорода
кислота + металл до Н2 → сель металла в минимальной степени окисления + Н2
Fe + H2SO4(разб) → FeSO4 + H2
кислота + металл после Н2 ≠ реакция не идет
Cu + H2SO4(разб) ≠
Б. Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами
H2SO4(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет
H2SO4(конц) + щелочной/щелочноземельный металл и Mg/Zn → H2S/S/SO2 (в зависимости от условий) + сульфат металла в максимальной степени окисления + Н2О
Zn + 2H2SO4(конц) (t1)→ ZnSO4 + SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4(конц) (t2>t1)→ 3ZnSO4 + S↓ + 4H2O
4Zn + 5H2SO4(конц) (t3>t2)→ 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
H2SO4(конц) + остальные металлы → SO2 + сульфат металла в максимальной степени окисления + H2O
Cu + 2H2SO4(конц) (t)→ CuSO4 + SO2 + 2H2O
2Al + 6H2SO4(конц) (t)→ Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
В. Взаимодействие концентрированной азотной кислоты с металлами
HNO3(конц) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta, Os ≠ реакция не идет
HNO3(конц) + Pt ≠
HNO3(конц) + металл щелочной/щелочноземельный → N2O + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O
4Ba + 10HNO3(конц) → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
HNO3(конц) + остальные металлы при температуре → NO2 + нитрат металла в максbмальной степени окисления + H2O
Ag + 2HNO3(конц) → AgNO3 + NO2 + H2O
С Fe, Co, Ni, Cr и Al взаимодействует только при нагревании, так как при обычных условиях эти металлы азотной кислотой пассивируются - становятся химически стойкими
Г. Взаимодействие разбавленной азотной кислоты с металлами
HNO3(разб) + Au, Pt, Ir, Rh, Ta ≠ реакция не идет
Очень пассивные металлы (Au, Pt) могут быть растворены царской водкой - смесью одного объема концентрированной азотной кислоты с тремя объемами концентрированной соляной кислоты. Окислителем в ней является атомарный хлор, отщепляющийся от хлорида нитрозила, который образуется в результате реакции: HNO3 + 3HCl → 2H2O + NOCl + Cl2
HNO3(разб) + металл щелочной/щелочноземельный → NH3(NH4NO3) + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O
NH3 превращается в NH4NO3 в избытке азотной кислоты
4Ca + 10HNO3(разб) → 4Ca(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(разб) + металл в ряду напряжений до Н2 → NO/N2O/N2/NH3 (в зависимости от условий) + нитрат металла в максимальной степени окисления + Н2О
С остальными металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода и неметаллами, HNO3(разб) образует соль, воду и, в основном NO, но, может, в зависимости от условий и N2O, и N2, и NH3/NH4NO3 (чем больше разбавлена кислота, тем ниже степень окисления азота в выделяющемся газообразной продукте)
3Zn + 8HNO3(разб) → 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Zn + 10HNO3(разб) → 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O
5Zn + 12HNO3(разб) → 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O
4Zn + 10HNO3(оч.разб) → 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
HNO3(разб) + металл после Н2 → NO + нитрат металла в максимальной степени окисления + H2O
С малоактивными металлами, стоящими после Н2, HNO3разб образует соль, воду и NO
3Cu + 8HNO3(разб) → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
8. Разложение кислот при температуре
кислота (t)→ оксид + вода
H2CO3 (t)→ CO2 + H2O
H2SO3 (t)→ SO2 + H2O
H2SiO3 (t)→ SiO2 + H2O
2H3PO4 (t)→ H4P2O7 + H2O
H4P2O7 (t)→ 2HPO3 + H2O
4HNO3 (t)→ 4NO2 + O2 + 2H2O
3HNO2 (t)→ HNO3 + 2NO + H2O
2HNO2 (t)→ NO2 + NO + H2O
3HCl (t)→ 2HCl + HClO3
4H3PO3 (t)→ 3H3PO4 + PH3
9. Взаимодействие кислоты с неметаллами (окислительно-восстановительная реакция). При этом неметалл окисляется до соответствующей кислоты, а кислота восстанавливается до газообразного оксида: H2SO4(конц) - до SO2; HNO3(конц) - до NO2; HNO3(разб) - до NO.
S + 2HNO3(разб) → H2SO4 + 2NO
S + 6HNO3(конц) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
S + 2H2SO4(конц) → 3SO2 + CO2 + 2H2O
C + 2H2SO4(конц) → 2SO2 + CO2 + 2H2O
C + 4HNO3(конц) → 4NO2 + CO2 + 2H2O
P + 5HNO3(разб) + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO
P + 5HNO3(конц) → HPO3 + 5NO2 + 2H2O
H2S + Г2 → 2HГ + S↓ (кроме F2)
H2SO3 + Г2 + H2O → 2HГ + H2SO4 (кроме F2)
2H2S(водн) + O2 → 2H2O + 2S↓
2H2S + 3O2 → 2H2O + 2SO2 (горение)
2H2S + O2(недост) → 2H2O + 2S↓
Более активные галогены вытесняют менее активные из кислот НГ (исключение: F2 реагирует с водой, а не с кислотой)
2HBr + Cl2 → 2HCl + Br2↓
2HI + Cl2 → 2HCl + I2↓
2HI + Br2 → 2HBr + I2↓
10. Окислительно-восстановительные реакции между кислотами
H2SO4(конц) 2HBr → Br2↓ + SO2 + 2H2O
H2SO4(конц) + 8HI → 4I2↓ + H2S + 4H2O
H2SO4(конц) + HCl ≠
H2SO4(конц) + H2S → S↓ + SO2 + 2H2O
3H2SO4(конц) + H2S → 4SO2 + 4H2O
H2SO3 + 2H2S → 3S↓ + 3H2O
2HNO3(конц) + H2S → S↓ + 2NO2 + 2H2O
2HNO3(конц) + SO2 → H2SO4 + 2NO2
6HNO3(конц) + HI → HIO3 + 6NO2 + 3H2O
2HNO3(конц) + 6HCl → 3Cl2 + 2NO + 4H2O
Химические свойства амфотерных гидроксидов
1. Взаимодействие с основным оксидом
амфотерный гидроксид + основной оксид → соль + вода
2Al(OH)3 +Na2O (t)→ 2NaAlO2 + 3H2O
2. Взаимодействие с амфотерным или кислотным оксидом
амфотерный гидроксид + амфотерный/кислотный оксид ≠ реакция не идет
Некоторые амфотерные оксиды (Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2) реагируют с кислотным оксидом СО2 с образованием осадков основных солей и воды
2Be(OH)2 + CO2 → (BeOH)2CO3↓ + H2O
3. Взаимодействие с щелочью
амфотерный гидроксид + щелочь → соль + вода
Zn(OH)2 + 2KOH(тв) (t)→ K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2KOH → K2
4. Не взаимодействуют с нерастворимыми основаниями или амфотерными гидроксидами
амфотерный гидроксид + нерастворимое основание/амфотерный гидроксид ≠ реакция не идет
5. Взаимодействие с кислотами
амфотерный гидроксид + кислота → соль + вода
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
6. Не реагируют с солями
амфотерный гидроксид + соль ≠ реакция не идет
7. Не реагируют с металлами/неметаллами (простыми веществами)
амфотерный гидроксид + металл/неметалл ≠ реакция не идет
8. Термическое разложение
амфотерный гидроксид (t)→ амфотерный оксид + вода
2Al(OH)3 (t)→ Al2O3 + 3H2O
Zn(OH)2 (t)→ ZnO + H2O
Общие сведения о солях
Представим, что у нас есть кислота и щелочь, проведем между ними реакцию нейтрализации и получим кислоту и соль.
NaOH + HCl → NaCl (хлорид натрия) + H2O
Получается, что соль состоит из катиона металла и аниона кислотного остатка.
Соли бывают:
1. Кислые (с одним или двумя катионами водорода (то есть имеют кислую (или слабо-кислую) среду) - KHCO3, NaHSO3).
2. Средние (имею катион металла и анион кислотного остатка, среду надо определять при помощи рН-метра - BaSO4, AgNO3).
3. Основные (имеют гидроксид-ион, то есть щелочную (или слабо-щелочную) среду - Cu(OH)Cl, Ca(OH)Br).
Также существуют двойные соли, образующие при диссоциации катионы двух металлов (K).
Соли, за небольшим исключением, являются твердыми кристаллическими веществами с высокими температурами плавления. Большинство солей белого цвета (KNO3, NaCl, BaSO4 и др.). Некоторые соли имеют окраску (K2Cr2O7 - оранжевого цвета, K2CrO4 - желтого, NiSO4 - зеленого, CoCl3 - розового, CuS - черного). По растворимости их можно разделить на растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые. Кислые соли, как правило, лучше растворимы в воде, чем соответствующие средние, а основные - хуже.
Химические свойства солей
1. Соль + вода
При растворении многих солей в воде происходит их частичное или полное разложение - гидролиз . Некоторые соли образуют кристаллогидраты. При растворении в воде средних солей, содержащих амфотерный металл в анионе, образуются комплексные соли.
NaCl + H2O → NaOH + HCl
Na2ZnO2 + 2H2O = Na2
2. Соль + Основной оксид ≠ реакция не идет
3. Соль + амфотерный оксид → (t) кислотный летучий оксид + соль
Амфотерные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.
Al2O3 +K2CO3 → KAlO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 → 2NaFeO2 + CO2
4. Соль + кислотный нелетучий оксид → кислотный летучий оксид + соль
Нелетучие кислотные оксиды вытесняют при сплавлении летучие кислотные оксиды из их солей.
SiO2 + CaCO3 → (t) CaSiO3 + CO2
P2O5 + Na2CO3 → (t) 2Na3PO4 + 3CO2
3SiO2 + Ca3(PO4)2 → (t) 3CaSiO3 + P2O5
5. Соль + основание → основание + соль
Реакции между солями о основаниями являются реакциями ионного обмена. Поэтому в обычных условиях они протекают только в растворах (и соль и основание должны быть растворимыми) и только при условии, что в результате обмена образуется осадок или слабый электролит (Н2О/NH4OH); газообразные продукты в этих реакциях не образуются.
А. Растворимое основание + растворимая кислая соль → средняя соль + вода
Если соль и основание образованные разными катионами, то образуются две средние соли; в случае кислых солей аммония избыток щелочи приводит к образованию гидроксида аммония.
Ba(OH)2 + Ba(HCO3) → 2BaCO3 + 2H2O
2KOH + 2NaHCO3 → Na2CO3 + K2CO3 + 2H2O
2NaOH + 2NH4HS → Na2S + (NH4)2S + 2H2O
2NaOH(изб) + NH4Hs → Na2S + NH4OH + H2O
Б. Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → нерастворимая соль↓ + основание
Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → соль + нерастворимое основание↓
Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → соль + слабый электролит NH4OH
Растворимое основание + растворимая средняя/основная соль → реакция не идет
Реакция между растворимыми основаниями и средней/основной солью идет только в том случае, если в результате обмена ионами образуется нерастворимая соль, или нерастворимое основание, или слабый электролит NH4OH.
Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH
2NH4OH + CuCl2 → 2NH4Cl + Cu(OH)2↓
Ba(OH)2 + NH4Cl → BaCl2 + NH4OH
NaOH + KCl ≠
Если исходная соль образована многокислотным основанием, при недостатке щелочи образуется основная соль.
NaOH(недост) + AlCl3 → Al(OH)Cl2 + NaCl
При действии щелочей на соли серебра и ртути (II) выделяются не AgOH и Hg(OH)2, которые разлагаются при комнатной температуре, а нерастворимые оксиды Ag2O и HgO.
2AgNO3 + 2NaOH → Ag2O↓ 2NaNO3 + H2O
Hg(NO3)2 + 2KOH → HgO↓ + 2KNO3 + H2O
6. Соль + амфотерны гидроксид → реакция не идет
7. Соль + кислота → кислота + соль
В основном. реакции кислот с солями - реакции ионного обмена, поэтому они протекают в растворах и только в том случае, если при этом образуется нерастворимая в кислотах соль или более слабая и летучая кислота.
HCl + AgNO3 → AgCl↓ + HNO3
2HBr + K2SiO3 → 2KBr +H2SiO3↓
2HNO3 + Na2CO3 → 2NaNO3 + H2O + CO2
А. Кислота1 + соль более летучей/слабой кислоты2 → соль кислоты1 + более летучая/слабая кислота2
Кислоты взаимодействуют с растворами солей более слабых или летучих кислот. Независимо от состава соли (средняя, кислая, основная), как правило, образуется средняя соль и более слабая летучая кислота.
2CH3COOH + Na2S → 2CH3COONa + H2S
HCl + NaHS → NaCl + H2S
Б. Сильная кислота + соль сильной/средней кислоты → нерастворимая соль↓ + кислота
Сильные кислоты взаимодействуют с растворами солей других сильных кислот, если при этом образуется нерастворимая соль. Нелетучая Н3РО4 (кислота средней силы) вытесняет сильные, но летучие соляную НСl и азотную HNO3 кислоты из их солей при условии образования нерастворимой соли.
H2SO4 + Ca(NO3)2 → CaSO4↓ + 2HNO3
2H3PO4 + 3CaCl2 → Ca3(PO4)2↓ + 6HCl
H3PO4 + 3AgNO3 → Ag3PO4↓ + 3HNO3
В. Кислота1 + основная соль кислоты1 → средняя соль + вода
При действии кислоты на основную соль этой же кислоты образуется средняя соль и вода.
HCl + Mg(OH)Cl → MgCl2 + H2O
Г. Многоосновная кислота1 + средняя/кислая соль кислоты1 → кислая соль кислоты1
При действии многоосновной кислоты на среднюю соль этой же кислоты образуется кислая соль, а при действии на кислую соль образуется кислая соль, содержащая большее число атомов водорода.
H3PO4 + Ca3(PO4) → 3CaHPO4
H3PO4 + CaHPO4 → Ca(H2PO4)2
CO2 + H2O + CaCO3 → Ca(HCO3)2
Д. Кислота H2S + соль Ag, Cu, Pb, Cd, Hg → Ag2S/CuS/PbS/CdS/HgS↓ + кислота
Слабая и летучая сероводородная кислота H2S вытесняет даже сильные кислоты из растворов солей Ag, Cu, Pb, Cd и Hg, образуя с ними осадки сульфидов, нерастворимые не только в воде, но и в образующейся кислоте.
H2S + CuSO4 → CuS↓ + H2SO4
Е. Кислота + средняя/комплексная соль с амфотерным Ме в анионе → средняя соль + амфотерный гидроксид↓
→ средняя соль + средняя соль + Н2О
При действии кислоты на среднюю или комплексную соль с амфотерным металлом в анионе, соль разрушается и образуется:
а) в случае недостатка кислоты - средняя соль и амфотерный гидроксид
б) в случае избытка кислоты - две средние соли и вода
2HCl(нед) + Na2ZnO2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓
2HCl(нед) + Na2 → 2NaCl + Zn(OH)2↓ + 2H2O
4HCl(изб) + Na2ZnO2 → 2NaCl + ZnCl2 + 2H2O
4HCl(изб) + Na2 → 2NaCl + ZnCl2 + 4H2O
Следует иметь ввиду, что в ряде случаев между кислотами и солями протекают ОВР или реакции комплексообразования. Так, в ОВР вступают:
H2SO4 конц. и I‾/Br‾ (продукты H2S и I2/SO2 и Br2)
H2SO4 конц. и Fe² + (продукты SO2 и Fe³ + )
HNO3 разб./конц. и Fe² + (продукты NO/NO2 и Fe 3 + )
HNO3 разб./конц. и SO3²‾/S²‾ (продукты NO/NO2 и сульфат/сера или сульфат)
HCl конц. и KMnO4/K2Cr2O7/KClO3 (продукты хлор (газ) и Mn² + /Cr³ + /Cl‾.
Ж. Реакция протекает без растворителя
Серная кислота конц. + соль (тв.) → соль кислая/средняя + кислая
Нелетучие кислоты могут вытеснять летучие из их сухих солей. Чаще всего используется взаимодействие концентрированной серной кислоты с сухими солями сильных и слабых кислот, при этом образуется кислота и кислая или средняя соль.
H2SO4(конц) + NaCl(тв) → NaHSO4 + HCl
H2SO4(конц) + 2NaCl(тв) → Na2SO4 + 2HCl
H2SO4(конц) + KNO3(тв) → KHSO4 + HNO3
H2SO4(конц) + CaCO3(тв) → CaSO4 + CO2 + H2O
8. Растворимая соль + растворимая соль → нерастворимая соль↓ + соль
Реакции между солями являются реакциями обмена. Поэтому в обычных условиях они протекают только в том случае, если:
а) обе соли растворимы в воде и взяты в виде растворов
б) в результате реакции образуется осадок или слабый электролит (последний - очень редко).
AgNO3 + NaCl → AgCl↓ + NaNO3
Если одна из исходных солей нерастворима, реакция идет лишь тогда, когда в результате ее образуется еще более неарстворимая соль. Критерием "нерастворимости" служит величина ПР (произведение растворимости), однако, поскольку ее изучение выходит за рамки школьного курса, случаи, когда одна из солей-реагентов нерастворима, далее не рассматриваются.
Если в реакции обмена образуется соль, полностью разлагающаяся в результате гидролиза (в таблице растворимости на месте таких солей стоят прочерки), то продуктами реакции становятся продукты гидролиза этой соли.
Al2(SO4)3 + K2S ≠ Al2S3↓ + K2SO4
Al2(SO4)3 + K2S + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3H2S + K2SO4
FeCl3 + 6KCN → K3 + 3KCl
AgI + 2KCN → K + KI
AgBr + 2Na2S2O3 → Na3 + NaBr
Fe2(SO4)3 + 2KI → 2FeSO4 + I2 + K2SO4
NaCl + NaHSO4 → (t) Na2SO4 + HCl
Средние соли иногда взаимодействуют друг с другом с образованием комплексных солей. Между солями возможны ОВР. Некоторые соли взаимодействуют при сплавлении.
9. Соль менее активного металла + металл более активный → металл менее активный↓ + соль
Более активный металл вытесняет менее активный металл (стоящий правее в ряду напряжения) из раствора его соли, при этом образуется новая соль, а менее активный металл выделяется в свободном виде (оседает на пластинке активного металла). Исключение - щелочные и щелочноземельные металлы в растворе взаимодействуют с водой.
Соли, обладающие окислительными свойствами, в растворе вступают с металлами и в другие окислительно-восстановительные реакции.
FeSO4 + Zn → Fe↓ + ZnSO4
ZnSO4 + Fe ≠
Hg(NO3)2 + Cu → Hg↓ + Cu(NO3)2
2FeCl3 + Fe → 3FeCl2
FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl2
HgCl2 + Hg → Hg2Cl2
2CrCl3 + Zn → 2CrCl2 + ZnCl2
Металлы могут вытеснять друг друга и из расплавов солей (реакция осуществляется без доступа воздуха). При этом надо помнить, что:
а) при плавлении многие соли разлагаются
б) ряд напряжения металлов определяет относительную активность металлов только в водных растворах (так, например, Аl в водных растворах менее активен, чем щелочноземельные металлы, а в расплавах - более активен)
K + AlCl3(распл) →(t) 3KCl + Al
Mg + BeF2(распл) → (t) MgF2 + Be
2Al + 3CaCl2(распл) → (t) 2AlCl3 + 3Ca
10. Соль + неметалл
Реакции солей с неметаллами немногочисленны. Это окислительно-восстановительные реакции.
5KClO3 + 6P →(t) 5KCl + 3P2O5
2KClO3 + 3S →(t) 2KCl + 2SO2
2KClO3 + 3C →(t) 2KCl + 3CO2
Более активные галогены вытесняют менее активные из растворов солей галогеноводородных кислот. Исключение - молекулярный фтор, который в растворах реагирует не с солью, а с водой.
2FeCl2 + Cl2 →(t) 2FeCl3
2NaNO2 + O2 → 2NaNO3
Na2SO3 + S →(t) Na2S2O3
BaSO4 + 2C →(t) BaS + 2CO2
2KClO3 + Br2 →(t) 2KBrO3 + Cl2 (такая же реакция характерна и для йода)
2KI + Br2 → 2KBr + I2↓
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2↓
2NaI + Cl2 → 2NaCl + I2↓
11. Разложение солей.
Соль →(t) продукты термического разложения
1. Соли азотной кислоты
Продукты термического разложения нитратов зависят от положения катиона металла в ряду напряжений металлов.
MeNO3 → (t) (для Me левее Mg (исключая Li)) MeNO2 + O2
MeNO3 → (t) (для Me от Mg до Cu, а также Li) MeO + NO2 + O2
MeNO3 → (t) (для Me правее Cu) Me + NO2 + O2
(при термическом разложении нитрата железа (II)/хрома (II) образуется оксид железа (III)/ хрома (III).
2. Соли аммония
Все соли аммония при прокаливании разлагаются. Чаще всего при этом выделяется аммиак NH3 и кислота или продукты ее разложения.
NH4Cl →(t) NH3 + HCl (=NH4Br, NH4I, (NH4)2S)
(NH4)3PO4 →(t) 3NH3 + H3PO4
(NH4)2HPO4 →(t) 2NH3 + H3PO4
NH4H2PO4 →(t) NH3 + H3PO4
(NH4)2CO3 →(t) 2NH3 + CO2 + H2O
NH4HCO3 →(t) NH3 + CO2 + H2O
Иногда соли аммония, содержащие анионы - окислители, разлагаются при нагревании с выделением N2, NO или N2O.
(NH4)Cr2O7 →(t) N2 + Cr2O3 + 4H2O
NH4NO3 →(t) N2O + 2H2O
2NH4NO3 →(t) N2 + 2NO + 4H2O
NH4NO2 →(t) N2 + 2H2O
2NH4MnO4 →(t) N2 + 2MnO2 + 4H2O
3. Соли угольной кислоты
Почти все карбонаты разлагаются до оксида металла и СО2. Карбонаты щелочных металлов кроме лития не разлагаются при нагревании. Карбонаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла.
MeCO3 →(t) MeO + CO2
2Ag2CO3 →(t) 4Ag + 2CO2 + O2
Все гидрокарбонаты разлагаются до соответствующего карбоната.
MeHCO3 →(t) MeCO3 + CO2 + H2O
4. Соли сернистой кислоты
Сульфиты при нагревании диспропорционируют, образуя сульфид и сульфат. Образующийся при разложении (NH4)2SO3 сульфид (NH4)2S сразу же разлагается на NH3 и H2S.
MeSO3 →(t) MeS + MeSO4
(NH4)2SO3 →(t) 2NH3 + H2S + 3(NH4)2SO4
Гидросульфиты разлагаются до сульфитов, SO2 и H2O.
MeHSO3 →(t) MeSO3 + SO2 +H2O
5. Соли серной кислоты
Многие сульфаты при t > 700-800 С разлагаются до оксида металла и SO3, который при такой температуре разлагается до SO2 и О2. Сульфаты щелочных металлов термостойки. Сульфаты серебра и ртути разлагаются до свободного металла. Гидросульфаты разлагаются сначала до дисульфатов, а затем до сульфатов.
2CaSO4 →(t) 2CaO + 2SO2 + O2
2Fe2(SO4)3 →(t) 2Fe2O3 + 6SO2 + 3O2
2FeSO4 →(t) Fe2O3 + SO3 + SO2
Ag2SO4 →(t) 2Ag + SO2 + O2
MeHSO4 →(t) MeS2O7 + H2O
MeS2O7 →(t) MeSO4 + SO3
6. Комплексные соли
Гидроксокомплексы амфотерных металлов разлагаются в основном на среднюю соль и воду.
K →(t) KAlO2 + 2H2O
Na2 →(t) ZnO + 2NaOH + H2O
7. Основные соли
Многие основные соли при нагревании разлагаются. Основные соли бесислородных кислот разлагаются на воду и оксосоли
Al(OH)2Br →(t) AlOBr + H2O
2AlOHCl2 →(t) Al2OCl4 + H2O
2MgOHCl →(t) Mg2OCl2 + H2O
Основные соли кислородсодержащих кислот разлагаются на оксид металла и продукты термического разложения соответствующей кислоты.
2AlOH(NO3)2 →(t) Al2O3 + NO2 + 3O2 + H2O
(CuOH)2CO3 →(t) 2CuO + H2O + CO2
8. Примеры термического разложения других солей
4K2Cr2O7 →(t) 4K2CrO4 + 2Cr2O3 + 3O2
2KMnO4 →(t) K2MnO4 + MnO2 + O2
KClO4 →(t) KCl + O2
4KClO3 →(t) KCl + 3KClO4
2KClO3 →(t) 2KCl +3O2
2NaHS →(t) Na2S + H2S
2CaHPO4 →(t) Ca2P2O7 + H2O
Ca(H2PO4)2 →(t) Ca(PO3)2 +2H2O
2AgBr →(hν) 2Ag + Br2 (=AgI)
Большая часть представленного материала взята из пособия Дерябиной Н.Е. "Химия. Основные классы неорганических веществ". ИПО "У Никитских ворот" Москва 2011.
Играет огромную роль в хозяйстве страны. В ней четко выделяются полупродуктовые производства, базовые, перерабатывающие. По ассортименту продукции эта отрасль уступает только . Химия обеспечивает промышленность и строительство новыми эффективными материалами, снабжает минеральными удобрениями, средствами защиты растений, способствует его интенсификации.
Химическая промышленность имеет сложный отраслевой состав.
Она включает: горно-химическую (добыча сырья - апатитов, фосфоритов, серы, каменных солей и др.) и основную химию (производство солей, кислот, щелочей, удобрений). А так же химию органического синтеза (производство полимеров) и переработку полимерных материалов (производство шин, изделий из пластмассы).
Химия использует отходы многих производств, поэтому важным фактором её размещения является комбинирование производства, особенно с металлургией. Возможности комбинирования и использования разнообразного сырья так велики, что предприятия можно строить практически повсеместно. Но ограничивающим фактором являются большая энерго- и водоемкость и отрицательное влияния на окружающую среду большинства химических производств.
Главные базы : Центральная (вокруг Москвы), Северо-Европейская (вокруг ), Урало-Поволжская, и Сибирская.
Химическая промышленность оказывает существенное влияние на природу.
С одной стороны, химическая промышленность обладает широкой сырьевой базой, позволяющей утилизировать отходы и активно использовать вторичное сырьё, что способствует более экономному расходованию природных ресурсов. Кроме того, она создает вещества, которые применяют для химической очистки воды, воздуха, защиты растений, восстановлению .
С другой стороны, она сама относится к числу наиболее «грязных» , воздействующих на все компоненты природной среды, что требует проведения регулярных природоохранных мероприятий.
Экологический фактор не только определяет размещение химических предприятий, но и обладает уникальными возможностями использования и переработки любых, даже самых ядовитых отходов. Однако всё значимее становится вопрос об утилизации продукции химических предприятий, тек как новые вещества и материалы, создаваемые ею практически не разлагаются.
Главные проблемы, стоящие перед отраслью - развитие производств новейших видов продукции тонкой химии (чистые вещества, реактивы), микробиологической промышленности, создание небольших производств, не оказывающих особого влияния на окружающую среду.
Химическая система - сочетание веществ, взаимодействующих друг с другом. Система отделяется от окружения мысленно или фактически. Химические системы делятся на следующие виды:
а) гомогенные
б) гетерогенные
в) дисперсионные
г) нонвариантные
д) моновариантные
е) бивариантные
ж) поливариантные.
Гомогенная система - физико-химическая система, содержащая одну фазу.
В гомогенной системе, включающей два и более химических компонента, каждый из компонентов распределяется в объеме другого соединения в виде молекул, атомов или ионов. Компоненты гомогенной системы имеют определенные значения по системе или непрерывно меняющиеся от одной к другой точке системы. Известны следующие гомогенные системы: лед, жидкие или твердые растворы, смеси газов. При этом различают жидкие, кристаллические и аморфные вещества.
Гетерогенная система - система, включающая несколько гомогенных частей (фаз), разделенных границами.
Фазы могут отличаться одна от другой составом и свойствами.
Фаза - гомогенная часть гетерогенной системы, имеющая одинаковые свойства во всех точках и отделяющаяся от других частей границами.
Дисперсная система - система мельчайших частиц (твердых, жидких или газообразных), суспендированных в жидкой, газообразной или твердой среде (дисперсная среда).
Примерами дисперсных систем являются: молоко, в котором частицы жира суспендированы в воде, а также различные эмульсии, суспензии, туманы, пены и дымы.
Дисперсные системы изучаются в химии коллоидов. Известны жидкие, гелеподобные и твердые коллоиды.
В термодинамике существуют такие понятия, как изолированная, открытая и стабильная системы, а также моновариантная, бивариантная и поливариантная системы.
Изолированная система - система, которая не может обмениваться энергией и веществом с окружающей средой.
Открытая система обменивается энергией и веществом со средой.
В стабильной химической системе между веществами, образующими систему, существует равновесие.
Моновариантная система - химическая система, в которой две фазы находятся в равновесии.
Нонвариантная химическая система - система, в которой три компонента (или фазы) находятся в равновесии.
Бивариантная (поливариантная) система - система, представляющая собой одну фазу и сумму трех или более независимых компонентов и внешних факторов (температура и давление).
Среди агрегированных состояний известны конденсированные состояния при стандартных условиях (Т =291,15 К; Р=101,325 кПа).
Конденсированные вещества могут находиться в твердом или жидком состояниях; твердые вещества могут быть кристаллическими или аморфными.
Стабильность химических систем достигается присутствием химических связей и взаимодействий, которые различаются по энергии и природе. В дисперсных системах имеют место наиболее разнообразные системы связей и взаимодействий.
Дисперсионная среда - вещество, которое присутствует протяженной фазой в дисперсной системе.
Дисперсная фаза - вещество, распределенное в среде.
В зависимости от линейных размеров дисперсионной фазы образуются гомогенные и гетерогенные дисперсные системы. Гомогенные дисперсные системы обычно называются растворами. Они могут быть твердыми, жидкими или газовыми. В растворах линейные размеры дисперсной фазы не превышают 1 нм. Гетерогенные дисперсные системы разделяются на коллоидные системы (линейный размер частиц более 100 нм). В зависимости от агрегатного состояния дисперсной среды различают твердые (сплавы); жидкие (пены, эмульсии, суспензии); газовые (туманы, дымы, аэрозоли, газовые смеси) дисперсные системы. В этих системах возможны два или более видов фазовых границ, а также два или более видов химических связей. В сплавах между фазами образуются граничные слои с переменной электронной плотностью. При образовании сплавов в основном принимают участие металлические связи, вместе с тем образование ионных и ковалентных связей также возможно.
Когда возникают пены, во взаимодействии участвуют газы и жидкие компоненты. В граничном слое обычно присутствует растворенный газ в соответствующей жидкости. Здесь главные химические связи ковалентные. Эмульсии содержат две или более жидких фаз, а суспензии имеют твердые и жидкие фазы (в суспензиях твердая фаза распределяется в жидкой среде).
Дымы являются дисперсными системами, в которых твердые частицы распределяются в газовой среде. В то же время в туманах частицы жидкой фазы распределяются в газовых смесях.
Во всех этих случаях присутствуют различные химические связи и взаимодействия, а также для соответствующих дисперсных систем наблюдается особенное распределение электронной плотности.
Известно, что молекулы химических веществ могут быть представлены в виде карт электронной плотности. При сложении такого описания целесообразно представлять химические системы в виде карт изменений плотности (или других свойств) для реальных фаз с учетом данных для межфазных слоев. Например, для суспензии, в которой распределены частицы практически одного размера и одной формы, имеющие на поверхности активные центры, взаимодействующие с дисперсионной средой, можно представить изменения плотности в одном направлении в виде диаграммы.
Поверхностный слой, образующийся на границе «суспензия - воздушная среда», обычно имеет большую, чем дисперсионная среда, плотность, поскольку химические частицы поверхностного слоя находятся под влиянием поля частиц во внутренних слоях дисперсионной среды и дисперсионной фазы. При этом не учитываются флуктуации плотности в дисперсионной среде и дисперсионной фазе. Для представления образования и свойств дисперсных систем являются важными такие понятия, как адсорбция, хемосорбция, адгезия, когезия, коагуляция, золь, гель, лиофобность, лиофильность.
Адсорбция - процесс увеличения концентрации химического соединения на межфазной поверхности по отношению к концентрации этого вещества в объеме.
Хемосорбция - адсорбция, сопровождающаяся химическими реакциями.
Процессы хемосорбции зачастую связываются (сопровождаются) процессами адгезии.
Адгезия - связывание различных жидких и твердых фаз на их границе.
Когезия - связывание (образование связей) между химическими частицами в гомогенной фазе.
Т.о., адгезия и когезия - противоположные процессы. Благодаря адгезии твердые тела могут быть изотропными и не разрушаться на отдельные фазы. Однако при определенных условиях возможны фазовые распределения или взаимодействия частиц дисперсной фазы между собой. Для коллоидных систем возможна коагуляция.
Коагуляция - слипание вместе частиц дисперсной фазы в коллоидных системах.
При коагуляции в жидкой дисперсной среде образуются гели.
Гели - желеподобные коллоидные системы с жидкой дисперсной средой.
Золи - обычно коллоидные растворы или коллоидные системы, включающие взаимодействующие между собой дисперсную фазу и дисперсную среду.
Для характеристики способности веществ к взаимодействию с жидкой средой применяют термины «лиофобность» и «лиофильность».
Недавно мы с друзьями смотрели довольно интересный фильм. В нем рассказывалось о нашем будущем, о том, что будет с жизнью людей. Вообще, как я поняла жанр этого фильма, был фантастика. И в одной из сцен говорилось о возрастании химической промышленности, и о том что вскоре мы не сможем полноценно жить, из-за того что весь мир будет окутан химическими материалами. Все, конечно, посмеялись и пустили этот момент вскользь, но я задумалась, что ведь действительно химическая промышленность постепенно продвигается на первый план, вытесняя другие сферы деятельности, и это меня немного насторожило. Я решила во всем разобраться и теперь хочу рассказать и вам.
Что такое химическая промышленность
Химическая промышленность – исключительная деятельность в экономике , основой которой служит процесс химизации , т.е. использования химических способов, материалов и процессов в различные отрасли сфер хозяйства.
Она выделяется непростой организацией, включающей данные отрасли:
- добычу горно-химического сырья;
- основную химию;
- химию полимеров (органический синтез).
Даже по объяснению данного термина я уже сделала вывод о значимости данной промышленности, и эта значимость бесконечно огромна. Ведь химическая промышленность включает возможность потребления сырья и утилизацию почти всех отходов производства, даже самых токсичных. На мой взгляд, это очень весомый аргумент о роли данной деятельности в промышленном мире. Ни одна отрасль не может сравниться с хим. промышленностью в производстве фактически новых материалов с заранее заданными свойствами.
Факторы размещения предприятий химической промышленности
В основном к факторам размещения относится:
- сырьевой фактор;
- потребительский фактор;
- потребительски-сырьевой фактор.
Специфика размещения данных производств в России – концентрация в европейской части страны. Эту особенность обуславливает несколько причин. Среди главных – близость потребителя и наличие сырья (потребительски-сырьевой фактор ).
Примеры размещения
В основном, конечно добычу сырья можно отнести к сырьевому фактору. К примеру, горно-химические предприятия располагаются в Березниках и Соликамске, потому что здесь находится одно из крупнейших месторождений калийных солей. Фосфорные удобрения вырабатывают из апатитов, добываемых в Хибинах.Тем не менее, самым важным фактором химических предприятий является потребительский фактор . Практически все центры расположены в крупных городах. Например, какое либо предприятие удобней построить в Санкт-Петербурге, где проживает много людей и есть спрос, нежели чем в провинциальном городке с небольшим населением.
Cтраница 1
Основные химические вещества, используемые при ентификации объектов крупной опасности.
Основными химическими веществами, загрязняющими сточные воды химических цехов, являются: фенол, аммиак, цианиды и роданиды.
Основными химическими веществами, влиянию которых в настоящее время в производстве стеклопластиков могут подвергаться работающие, являются ненасыщенные полиэфирные смолы, стирол, органические перекиси (в основном, гидроперекись изопропбензола, перекись бензоила), диметил - и диэтиланилины, изопропилбензол, нафтенат кобальта, пыль стеклянного волокна и готового стеклопластика.
Какие основные химические вещества вызывают раздражение глаз при фотохимическом смоге.
В табл. 43 приведены некоторые свойства основных химических веществ, применяемых для приготовления флюсов.
Радиохимическая чистота - это отношение активности радионуклида в основном химическом веществе, составляющем препарат, к общей активности радионуклида в этом препарате, выраженное в процентах.
Детергенты - это поверхностно-активные вещества (ПАВ), которые употребляются в промышленности и быту как моющие средства и эмульгаторы; они относятся к числу основных химических веществ, загрязняющих поверхностные воды.
В отношении импортных препаратов следует отметить, что они представляют собой сложные смеси различных соединений с указанием только классовой их принадлежности. Поэтому неизвестно какие основные химические вещества могут выделяться в воздух рабочей зоны и поступать в объекгы окружающей среды. Текущий санитарный контроль за содержанием препаратов в объектах окружающей среды не представляется возможным из-за отсутствия аналитических методов.
Например, при уменьшении температуры звезды все более отчетливыми становятся спектральные линии, соответствующие CN и СН. При еще более низких температурах основными химическими веществами наряду с TiO становятся гидриды MgH, SiH, А1Н и окислы ZrO, ScO, YO, GO, A1O и ВО.
Петром I положено начало организации в России первых аптек. В лабораториях при аптеках изготовлялись не только лекарства, там получали и основные химические вещества - серную кислоту, крепкую водку и другие химикалии, необходимые для изготовления ряда лекарственных веществ. Масштаб этих производств был чрезвычайно мал, так как они носили лабораторный характер.
Это поверхностно-активные вещества (ПАВ), которые употребляются в промышленности и в быту как моющие средства и эмульгаторы; они относятся к числу основных химических веществ, загрязняющих поверхностные воды.
Система наблюдения за чрезвычайными ситуациями, связанными с опасными веществами фиксирует не все выбросы, так как о небольших проливах или выбросах на предприятиях не докладывают. Реестр был заведен в 1990 году и первоначально включал пять штатов, затем был расширен и теперь охватывает одиннадцать штатов. Данные Системы наблюдения за чрезвычайными ситуациями, связанными с опасными веществами за период между 1990 и 1992 гг., суммирующие типы химических веществ, выброшенные во время чрезвычайных ситуаций, включая и те, от которых пострадал персонал, показывают, что основными химическими веществами были летучие органические соединения, гербициды, кислоты и аммиак. Самый большой риск для персонала представляют собой цианины, инсектициды, хлор, кислоты и основания.
Без подписи начальника ОТБ ни одному из них пропуск не выдается. Кроме тоговсе инженерносехнические работники связанные с выполнением работ П и Ш категорий, проведением огневых или земляных работ независимо от категории, проведением инструктажа своих рабочих сдают экзамен в комиссии химкомбината и тол ко после этого получают право оформления и руководства такими работами. Не сдавшие экзамена на территорию комбината не допускаются. В специальной программе, отображаю - щей минимум знаний необходимых для сдачи экзамена, узловыми вопросами являются: полное и четкое знание инструкций комбината о порядке проведения огневых и земляных работ а также инструкции по взаимному обеспечению условий безопасности правила поведения рабочих подрядных организаций на территории комбината и режим внутри объекта; правила противопожарного режима на территории комбината, устройство и приемы пользования средствами огне-тушения; назначение, правила пользования и условия применения фильтрующих противогазов; классификация и особенности всех имеющихся к ним коробок; характеристики и свойства основных химических веществ имеющихся в производствах химкомбината. В состав комиссии входят начальник ОТБ химкомбината (председатель), начальники газоспасательной станции и военизированной пожарной части, главный инженер соответствующего управления.