Реферат: Ж. А. Кочкаров неорганическая химия в уравнениях реакций учебное пособие

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РФ

КАБАРДИНО-БАЛКАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ


Ж.А. КОЧКАРОВ


НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ В УРАВНЕНИЯХ РЕАКЦИЙ


Учебное пособие
Допущено УМО по классическому университетскому образованию

в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений, обучающихся по направлению 020100.62 – химия


Нальчик – 2011 г.


УДК 546 (075.8)

ББК 24.1

Г 20


Рецензенты: Гасаналиев А.М. – дхн., профессор каф.химии Дагестанского

педагогического университета , заслуженный деятель науки РФ.

^ Гаркушин И.К. – дхн., профессор каф.химии Самарского

технологического университета, заслуженный деятель науки РФ.

Неорганическая химия в уравнениях реакций:Учебное пособие/ Кочкаров Ж.А. Нальчик, 2011.- 382с. Пособие включает систематизированный материал по химии элементов и их соединений в соответствии с типовой программой дисциплины «Неорганическая химия» для химических факультетов государственных университетов на основе химических реакций. Отдельно рассмотрены и оригинально представлены реакционные способности простых и сложных веществ. Представлен новый подход к классификации окислительно-восстановительных реакций и перспективный метод составления их уравнений. С позиции современной теории кислот и оснований рассмотрены кислотно-основные реакции, процессы диссоциации и гидролиза, разложения солей и кристаллогидратов.Учебное пособие предназначено для студентов химических факультетов университетов, будет полезно аспирантам, преподавателям и всем, кто интересуется неорганической химией или работает в этой области.


СОДЕРЖАНИЕ



Предисловие………………………………………………………………..

Химия элементов и их соединений…………………………………...

I.1. Химия водорода…………………………………………………………

I.2.Химия кислорода………………………………………………………...

I.3. Химия галогенов………………………………………………………..

1.3.1.Химия фтора…….…………………………………………………….

1.3.2.Химия хлора.………………………………………………………….

I.3.3.Химия брома и йода….………….…………………………………….

I.4. Химия серы, селена и теллура…………………………………………..

I.5.Химия азота……………………………………………………………...

I.6.Химия фосфора…………………………………………………………..

I.7. Химия мышьяка, сурьмы и висмута…………………………………...

I.8.Химия углерода………………………………………………………….

I.9. Химия кремния………………………………………………………….

I.10. Химия германия……………………………………………………….

I.11. Химия олова……………………………………………………………

I.12. Химия свинца………………………………………………………….

I.13.Химия бора……………………………………………………………..

I.14. Химия алюминия………………………………………………………

I.15.Химия галлия, индия и таллия…………………………………………

I.16.Химия щелочных металлов……………………………………………

I.17.Химия бериллия, магния и щелочноземельных металлов…………..

I.18.Химия цинка, кадмия и ртути…………………………………………

I.19.Химия элементов подгруппы скандия.Лантаниды и актиниды……..

I.20.Химия элементов подгруппы титана…………………………………

I.21.Химия элементов подгруппы ванадия………………………………..

I.22.Химия железа…………………………………………………………..

I.23.Химия кобальта и никеля……………………………………………..

I.24.Химия хрома молибдена и вольфрама………………………………..

I.25.Химия марганца….…………………………………………………….

I.26.Химия технеция и рения……….………………………………………

I.27.Химия меди, серебра и золота.………………………………………..

I.28.Химия платиновых металлов………………………………………….

I.29. Химия благородных газов…………………………………………….

II.Реационные способности веществ…………………………….…………

III.Реакции с переносом электрона……………………….……....................

III.1.Классификация окислительно-восстановительных реакций

в неорганической химии..…………………………………………………..

III.2.Протонно-кислородный баланс -перспективный метод составления уравнений окислительно - восстановительных реакций.

IV. Реакции с переносом протонов. Протолитические реакции…....

IV.1. Поляризующее влияние ионов на гидролиз солей……………….353

IV.2. Уравнения реакций протолиза (гидролиз)………………………..364

IV.3.Протолитические реакции разложения солей аммония и кристаллогидратов……………………………………………………….368

Библиографический список………………………………..380


5

7

7

15

18

18

22

33

42

68

100

114

124

137

148

151

158

165

173

180

185

201

214

225

234

240

245

257

264

284

293

297

311

318

321

337


337


344

353



Предисловие
Настоящее учебное пособие- одна из первых в нашей стране попыток изложить курс неорганической химии на основе химических реакций. Курс неорганической химии является одним из основных курсов в системе химического образования и имеет фундаментальное значение в становлении специалиста широкого профиля  химика-исследователя и химика-преподавателя (ВУЗа, школы). Более того, в учебных планах большинства университетов этот курс открывает систематическое химическое образование. Он призван познакомить студента с фактическим материалом по химии элементов и тенденциями в изменении свойств простых веществ и соединений элементов по группам и периодам. В связи с этим неорганическая химия является основной фундаментальной дисциплиной, знание которой служит информационной и методологической основой при изучении следующих химических дисциплин. Она закладывает основы научного химического мышления, дает определенный запас фактических сведений и навыки практической работы, причем все три компонента неразрывно связаны и являются одинаково важными. Основными задачи современной неорганической химии являются: 1) изу­чение строения неорганических соединений; 2)установление связи их строения со свойствами и реакционной способнос­тью; 3)разработка методов синтеза и глубокой очистки; 4)рассмотрение процессов химических реакций; 5)обучение грамотному восприятию химических явлений; 6) формирование умении и навыков экспериментальной работы; ^ 7) развитие способности к творчеству, в том числе, к научно-исследователь-ской работе. Задача данного пособия- помочь студентам закрепить основные теоретические положения неорганической химии, научить использовать химические уравнения для осмысленного восприятия важнейших химических процессов.
В первую очередь учебное пособие предназначено студентам-первокурсникам химических факультетов университетов, но представленный обширный материал по химии элементов делают его полезным и студентам старших курсов.

В учебном пособии 4 главы и 35 подглав, в каждой подглаве имеются разделы: возможные пути получения и свойства простых и сложных веществ.
Основное внимание уделено ознакомлению с самыми общими и принципиально важными закономерностями протекания процессов в химических системах, установлению связей между составом, строением и свойствами веществ. Систематически изложен курс неорганической химии (химии элементов) в соответствии с типовой программой дисциплины "Неорганическая химия" для химических факультетов государственных университетов. Поскольку в современной химической систематике разделение соединений на классы ведется в соответствии с природой наиболее электроотрицательной части соединения, то рассмотрение химии элементов начинается с неметаллов. Уменьшение числа валентных электронов ведет к уменьшению числа возможных степеней окисления и к усилению металлических свойств. Следовательно, генеральной линией при обсуждении свойств элементов в свете периодического закона является плавное уменьшение неметаллических и увеличение металлических свойств непереходных элементов. Выделение в отдельное рассмотрение переходных металлов оправдано особенностями электронного строения соединений этих элементов. Таким образом, материал пособия построен так, чтобы дать студентам представление о свойствах соединений химических элементов, основанное на Периодическом законе Д.И. Менделеева. Важнейшей частью пособия является раздел, посвященный классификации окислительно-восстановительных реакций в неорганической химии, в котором автором представлена принципиально новая классификация. По этой классификации все окислительно-восстановительные реакции делятся на меж- и внутримолекулярные, а диспропорционирование и сопропорционирование являются частными случаями двух выделенных типов. На многочисленных примерах автор показывает справедливость такого подхода к классификации окислительно-восстановительных реакций. Здесь же автором предложен новый метод составления уравнений самых сложных реакций с участием неорганических, органических и нестехиометрических соединений. Все химические реакции в пособии рассматриваются именно с позиции представленной классификации. Особый интерес в учебном пособии представляет раздел «Реакционная способность веществ», в котором на основе термодинамики рассматриваются твердофазные реакции и реакции в водных растворах. Наконец, методически очень интересно изложен раздел, в котором кислотно-основные реакции, процессы электролитической диссоциации, гидролиз солей и разложение кристаллогидратов рассмотрены с позиции современной теории кислот и оснований. Учебное пособие позволит студентам получить представление о современном состоянии и путях развития неорганической химии, о ее роли в получении неорганических веществ с заданными свойствами и создании современных технологий, о процессах, происходящих в природе и повседневной жизни. Автор приносит глубокую благодарность профессорам МГУ В.Ф. Шевелькову и П.Е. Казину, профессорам Гаркушину И.К.(Сам.ГТУ) и Гасаналиеву А.М.(Даг.ГПУ) за ценные критические замечания и тщательное рецензирование учебного пособия.
Буду благодарен читателям за пожелания и замечания, которые будут способствовать улучшению учебного пособия.


Автор


^ I. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

I.1. ХИМИЯ ВОДОРОДА

Н2 - газ без цвета, запаха и вкуса, нерастворим в воде и в других жидкостях, хорошо растворяется в металлах; проявляемые степени окисления – (±1), элемент космоса, восстановительные свойства выражены сильнее, кристаллическая решетка молекулярная


^ Возможные пути получения

Zn + 2HCl(20%р) = ZnCl2 + H2↑ (в аппарате Киппа, для ускорение реакции добавляют – CuSO4)

Zn + CuSO4 = Cu + ZnSO4 (создается гальван. пара Cu //Zn)

Fe + H2SO4(р)= FeSO4 + H2↑

2Al(т) + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑ (также с Be и Zn) или

2Al(т) + 2NaOH + 10H2O = 2Na[Al(OH)4(H2O)2] + 3H2↑

2Al(т) + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO2 + 3H2↑ (t, также с Be и Zn)

Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 3H2↑ (t, трудно регулировать)

2H2O = 2H2↑+ О2↑(электролиз разбавленных растворов щелочей)

2NaCl(р)+ 2H2O = H2↑+ Cl2↑ + 2NaOH (электролиз раствора с диафрагмой)

С(раск.антрацит) + H2O(перегретыйпар) = [СО↑+ H2↑]синтез-газ (1000 оС)

СН4(г)+ О2(г)+ 2H2O(г) = 2СО2г↑+ 6H2↑ (800-900 оС, кат)

3СН4(г)+ О2(г)+ H2O(г) = 3СО↑+ 7H2↑ (800-900 оС, кат)

2СН4(г)+ О2(г) = 2СО↑+ 4H2↑ + Q (600 оС, кат: Ni,)

СН4(г)+ H2O(г) = СО↑+ 3H2↑ - Q (800-900 оС, кат: Ni) разделение газов

СО(г) + H2O(г) = СО2↑+ H2↑ + Q (400 оС, кат: FeO/CoO,) этаноламином

СН4(г)+ 2H2O(г) = СО2↑+ 4H2↑ (800оС, конверсия метана)

СН4(г) = С(т)+ 2H2↑ (t>1500 оС, пиролиз газа)

3Fe + 4H2Oперегретыйпар = Fe3O4+ 4H2↑ (900-1000 оС, старый метод)

4H2Oпар + [BaS + Mn3O4]катализатор = 4H2↑ + 2O2↑ (температура красного каления, 1912г)

Окислительно-восстановительные свойства водорода

^ 1. Восстановительные свойства водорода

1) реакции с простыми веществами:


2H2(г)+ O2(г)= 2H2O(г)(кат: Pd- на холоду и в темноте) температура

2моль: 1моль =гремучий газ пламени

2H2(г)+ O2(г)= 2H2O(г) + Q (t >400 оС , в кислороде) достигает 2800 оС

2H2(г)+ O2(г)= 2H2O(г) + Q (600 оС , на воздухе)


H2(г)+ Cl2(г)= 2HCl↑ (поджиганиеили на свету – взрыв; в присутствии Pt-на холоду и в темноте )

H2(г) + F2(г)=2HF(г) (при обычных условиях, взрыв, ковалентный гидрид)

H2(г) + Br2(г)=2HBr↑ (t; в присутствии Pd -на холоду и в темноте )

H2(г) + I2(г)=2HI↑ (t; в присутствии Pd -на холоду и в темноте )

H2(г)+ S(т)↔ H2S↑ (150-300 оC, ковалентный гидрид)

H2(г) + N2(г)↔ 2NH3↑ (450оC, кат: Fe, Р=200 атм, ковалентный гидрид)

2H2(г)+ 2N2(г)+ O2(г)+ 2H2O = 2NH4NO2(кат:Pd - связывает N2в обычных усл.)

H2(г) + C(т) ≠ нет реакции

H2(г)+ Si(т)≠ нет реакции

^ 2) реакции с кислотными и безразличными оксидами:

СО2(г) + 4H2(г) = СН4↑+ 2H2O↑ (t)

SО2(г) + 3H2(г) = H2S↑+ 2H2O↑ (t; кат: Pd – в темноте и на холоду)

SO2(г) + 2H2(г) = S↓ + 2H2O

nСО(г) + (2n +1)H2(г) = СnН2n+2+ nH2O↑ (t, синтез Фишера-Тропша)

СО(г) + H2(г) = СН3ОН (p, t, кат: ZnO / Cr2O3)

CO2(г) + 3H2= CH3OH + H2O (400 oC, 30мПа, кат: ZnO+Cr2O3)

N2O(г) + H2(г)= N2↑+ H2O↑ (t)

2NO(г) + 2H2(г)= N2↑+ 2H2O↑ (t, используется в очистительных системах)

2NO2(г) + 7H2(г) = 2NH3+ 4H2O(кат: Pt, Ni)

SiO2(т)+ H2 = SiO(г)↑ + H2O↑ (t>1000 0C),

^ 3)реакции простого вещества водорода с оксидами металлов:

представлен ряд реакционной способности простых веществ металлов по отношению к простому веществу кислороду и воде, в котором металлы расположены по возрастанию ∆Gо , кДж на единицу степени окисления металла в оксиде (он отличается от ряда стандартных электродных потенциалов):

Восстановительные свойства простых веществ металлов понижаются→

CaкрMgкрLiкрSrкрBaкрAlкрNaкрKкрZnкрRbкрSnкр

∆G:-302 -285 -281 -280 -264 -264 -189 -161 -160 -147 -129

CaOкр MgOкр Li2Oкр SrOкр BaOкр Al2O3крNa2Oкр K2Oкр ZnOкр Rb2Oкр SnOкр

Окислительные свойства оксидов усиливаются →

Восстановительные свойства простых веществ металлов понижаются →

H2г CdкрCoкрNiкрPbкрCuкрAuкрAgкр

∆G: -119 -115 -107 -106 -95 -65 -13 -6

H2Oж CdOкр CoOкр NiOкр PbOкр CuOкр Au2O3кр Ag2Oкр

Окислительные свойства оксидов усиливаются →

Металлы, стоящие в этом ряду левее водорода, не могут быть восстановлены водородом из их оксидов:

ZnО + H2 ≠ , СаО + H2 ≠, Al2O3+ H2 ≠
Реакции прстого вещества водорода с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов могут протекать по схеме внутримолекулярной дисмутации [ 8 ]:
Ме2O(т) + H2(г) = МеH + MeOH (Ме = Na, K, Rb, Cs)

Li2О + H2≠

2МеО + 2H2= МеH2 + Ме(ОН)2 (Ме =Ca, Ba, Sr)

МgО + H2≠, BeО + H2≠

Реакции с оксидами металлов, расположенных в представленном ряду правее водорода, идут по схеме восстановления металлов из их оксидов:

MeO(т) + H2(г)= Me(т) + H2O↑(t, Me = Сo, Ni, Cu)

WO3(т) + 3H2(г)= W(т) + 3H2O↑ (600 оС, также с MoO3)

Me2O7(т) + 7H2(г)= 7H2O + 2Me (t, Me – Mn, Re,Te)

Me3O4(т) + H2(г)= H2O + 3MnO (t)

МеO(т) + H2(г)= Me + H2O(Me (CЭП > +0,7) = Hg, Ag, Pd, Au)

Sb2O3(т) + 3H2= 2Sb + 3H2O (500-600 oC)

Bi2O3 + 3H2= 2Bi + 3H2O (240-270 oC)

PbО2 + Н2 = Н2О + PbO (t)

PbО+ Н2 = Н2О + Pb (t)

^ 4) реакции с некоторыми органическими веществами:

С2Н4(г) + H2(г) = С2Н6(г)↑ (p, t, кат: Ni, гидрирование, восстановление алкенов)

R– CНО(альд) + H2(г) = R– СН(ОН)(спирт) (кат: Ni, t)

R– CО –R(кетон) + H2(г) = R–С(ОН)–R(вторичныйспирт) (кат: Ni, восстановление)

R–CН=СН2 + H2(г) + CО = R–СН2СН2CНО (кат: гидроформилирование)

5) реакции с хлоридами, нитратами, нитридами и сульфатами:

SiHCl3+ H2(г)= Si↓ + 3HCl↑ (t)


^ III. РЕАКЦИИ С ПЕРЕНОСОМ ЭЛЕКТРОНА

III.1.Классификация окислительно-восстановительных реакций

в неорганической химии [8-10]
По традиционной классификации окислительно-восстановительные реакции делятся на три типа: 1) межмолекулярные, 2) внутримолекулярные, ^ 3) диспропорционирования. Мы предлагаем, в зависимости от характера переноса электрона, все окислительно-восстановительные реакции дифференцировать на два типа: межчастичные и внутричастичные (схема 1,табл. 1). Нами здесь под частицами подразумеваются: нейтральные атомы, атомы в различных степенях окисления, ионы и молекулы.
^ Таблица 1. Классификация химических реакций в неорганической химии


Признаки классификации



Типы химических реакций

^ I.Реакции с переносом протона -

протолитические реакции


I. Реакции межчастичного кислотно-основного взаимодействия в водных растворах

1. Реакции межмолекулярного кислотно-основного взаимодействия;

^ 2. Реакции ионно-молекулярного кислотно-основного взаимодействия;

3. Реакции межионного кислотно-основного взаимодействия

П. Реакции внутримолекулярного кислотно- основного взаимодействия

^ II.Реакции с переносом электрона -окислительно-восстановительные реакции


I. Межчастичное окисление-восстановление

1. Межмолекулярное (межионное и ионно-молекулярное):

а) с конмутацией,

в) с дисмутацией,

с) без конмутации и дисмутации.

2. Межатомное:

а) с дисмутацией,

в) без дисмутации.

3.Атомно-молекулярное (атомно-ионное):

а) с конмутацией,

в) без конмутации.

^ II. Внутричастичное окисление-восстановление

1.Внутримолекулярное

а) с конмутацией;

в) с дисмутацией

с) без конмутации и дисмутации.

2.Внутриионное

а) с конмутацией;

в) с дисмутацией

с) без конмутации и дисмутации

^ 3.Реакции без переноса протона и электрона

I.Реакции ионного обмена

1. Реакции ионного обмена в водных растворах с участием ионов-непротолитов;

2. Реакции донорно-акцепторного взаимодействия:

реакции с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму









ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ

РЕАКЦИИ














МЕЖМОЛЕКУЛЯРНЫЕ











ВНУТРИМОЛЕКУЛЯРНЫЕ






















ДИСМУТАЦИЯ
















КОНМУТАЦИЯ
















без ДИСМУТАЦИ И КОНМУТАЦИИ





Схема 2.Упрощенная схема предлагаемой классификации

окислительно-восстановительных реакций


Межчастичные окислительно-восстановительные реакции, в свою очередь, можно разделить на:
1. Межмолекулярные (межионные, ионно-молекулярные);

2. Межатомные; 3. Атомно-молекулярные (атомно-ионные)

Внутричастичные окислительно - восстановительные реакции также

можно разделить на:1. Внутримолекулярные; 2. Внутриионные.
^ Далее для лучшего восприятия материала будем представлять упрощенный вариант классификации (схема 2). Таким образом, в соответствии с предложенной нами классификацией, все окислительно-восстановительные реакции делятся на межмолекулярные и внутримолекулярные (схема 2), реакции диспропорционирования (дисмутация) и конмутации входят в состав двух выделенных типов и являются их частными случаями.
Конмутация (компропорционирования, сопропорционирвания) – это

окислительно-восстановительная реакция, в ходе которой степени окисления

атомных частиц одного химического элемента выравниваются (схема 3):


Ах

2Аz (Ах +Аy→ 2Аz)

Аy

Схема 3. Внутримолекулярная и межмолекулярная конмутация:(Ах , Аy) –

атомные частицы химического элемента (А) в исходном (исходных) веществе

(веществах); Аz– атомные частицы химического элемента (А) в продукте

реакции; x, y и z - степени окисления атомных частиц.


^ БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

Основной

1. Третьяков Ю.Д. , Мартыненко Л.И. , Григорьев А.Н., Цивадзе А.Ю. Неорганическая химия. Химия элементов М.: Химия, Книга 1, 2001. 472с, Книга 2, 2001. 583с.

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: ВШ, 1998. 743с.

3. Некрасов Б.В. Основы общей химии. М.: Химия, 1972-1973, Т. 1, 2 и 3

4. Спицын В.И., Мартыненко Л.И. Неорганическая химия. М.: Изд-во МГУ, 1991,1994. Ч.1, 2.

5.Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.:Химия,1994. 588с


Дополнительный

6. Кочкаров Ж.А.,Черкесов Б.Х.. Р-элементы VIА-группы Периодической

системы Д.И.Менделеев, КБГУ, Нальчик, 2005 г ,46с.

7. Черкесов Б.Х., Кочкаров Ж.А. Р-элементы VIIА-группы Периодической

системы Д.И.Менделеева КБГУ, Нальчик, 2006 г, 35с.

8. Кочкаров Ж.А. Протонно-ионный метод составления уравнений

окислительно-восстановительных реакций. Журн. Химия/ Методика

преподавания . 2005. №7. С.48-50

9. Кочкаров Ж.А. Уравнения окислительно-восстановительных реакций:

Метод протонно-кислородного баланса и классификация ОВР// Науч-метод. Журн. «Химия в Школе», 2007, №9. С.44-47

10. Кочкаров Ж.А. Классификация окислительно-восстановительных

реакций в неорганической химии. Материалы международной науч-прак.

конф. «Иновационные технологии в производстве, науке и образовании»

Грозный, 2010 г. с.61-65

11.Кочкаров Ж.А. Формирование знаний о реакциях ионного обмена в

водных растворах //Журн.Химия в Школе. 2005, №10. С.16-22

12.Кочкаров Ж.А. Реакции ионного обмена в водных растворах // Науч.-

метод. журн. «Химия в школе» 2007 г. №2. С. 35-37.

13. Кочкаров Ж.А. Реакции ионного обмена в водных растворах. Нальчик,

КБГУ, 2005, 60с.

14. Кочкаров Ж.А.Реакции кислот и оснований в неорганической химии с

позиции теории Бренстеда –Лоури. КБГУ, Нальчик, 2006, .50c.