Учебно-методический материал «Классификация, номенклатура и изомерия органических соединений»

1)Теория А.М.Бутлерова. Классификация,номенклатура и изомерия органических соединений.

А. М.Бутлеров на основе анализа и обобщения отдельных фактов и положений создал стройную научную теорию химического строения органических соединений, которую можно сформулировать в виде следующих положений.

1. Атомы и построенные из них молекулы существуют реально, их химическое строение можно определить экспериментальным путем.

2. Химическое строение — это порядок связи атомов в молекуле, который может быть выражен химической формулой.

Свойства веществ зависят не только от того, атомы каких элементов и в каком количестве входят в состав их молекул, но и от того, в каком порядке соединены атомы в молекулах.

Из одного и того же количества одних и тех же атомов могут образовываться различные вещества, т. е. молекулы вещества имеют одинаковые качественный и количественный составы, молекулярную массу, но различное строение. Такое явление называется изомерией, а вещества — изомерами. Изомеры обладают различными свойствами. Изомерия присуща всем классам органических соединений. Явление изомерии очень распространено в органической химии

Существуют два основных вида изомерии — структурная и пространственная (стереоизомерия). Наиболее распространенной и изученной является структурная изомерия.

В молекулах органических соединений существует определенный порядок химической связи между атомами, соединенными в соответствии с их валентностью, и они взаимно влияют друг на друга.

Раскрытие природы и механизма взаимного влияния атомов в молекулах является и сейчас одной из главных проблем теоретической органической химии.

Исходя из основных положений теории органических соединений А. М. Бутлерова, можно сказать, что основные причины многообразия органических веществ заключаются в способности атомов углерода соединяться друг с другом с образованием цепи и в явлении изомерии.

Органические соединения

 

Углеводороды: Кислородсодержащие: Азотсодержащие:

предельные,непредельные, спирты,кетоны, амины,аминокислоты,

ароматические. карбоновые к-ты,эфиры белки,нитросоединения.

(простые,сложные),альдегиды.

Название органические соединений складывается,в большинстве случаев,из названия предельные углеводородов с изменением суффикса или прибавлением слова(карб. к-ты).Сущ-ет так же тривиальное исторически сложившееся название «органические соединения»).

2)Классификация химических реакций в органической химии.

1)Реакция замещения-атомы простого вещества замещают атомы одного из элементов в сложном веществе.

CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl

C2H6 + Cl2 = CH5Cl + HCl

2)Изомеризация-это получение изомеров.

Изомеры-вещества,имеющие одинаковый количественный состав,но разное строение.

CH3-CH2-CH2-CH3->CH3-CH-CH2

CH3

3)Реакции присоединения-реакции,в результате которых,две или более молекул реагирующих веществ соединяются в одну.

Гидрирование(присоед.водорода) C2H4+H2 = C2H6

Гидрогалогенирование(галогено-водород) C2H4 + HCl = C2H5Cl

Дегидрирование C2H6 =C2H4 * H2

Дегидрогалогенирование C2H5Cl = C2H4 + HCl

Дегалогенирование C2H4Cl2 = C2H4 + Cl2

Дегидратация C2H5OH = C2H4 +HOH

Гидратация H2C=CH2 + HOH -> H3C – CH2OH

4)Реакции отщепления-реакции,в результате которых из молекулы исходного соединения образуются молекулы нескольких новых веществ.

H2-дегидрирование

Hгал-дегидрогалогенирование

Гал-дегалогенирование

-HOH-дегидратация

Деполимеризация

3)Углеводороды их классификация,номенклатура и изомерия.

Классификация органических соединений.

По структуре

ациклические циклические

По составу

Углеводороды

↓ ↓ ↓

насыщенные ненасыщенные ароматические

↓ ↓ ↓ ↓ ↓

алканы циклоалканы алкены алкины алкадиены

Кислородсодержащие органические соединения

↓ ↓ ↓ ↓

спирты альдегиды карбоновые кислоты углеводы

(фенолы, и кетоны (сложные эфиры, жиры)

простые эфиры)

Азотсодержащие органические соединения

↓ ↓ ↓ ↓

нитросоединения амины аминокислоты белки

R – NO2 R – NH2 R – CH – COOH

|

NH2

Вещества, сходные по химическим свойствам, состав которых отличается на целое число групп СН2 , называются гомологами.

Вещества, имеющие одинаковый количественный и качественный состав, но различающиеся строением углеводородной цепи, называются структурными изомерами.

Химическая номенклатура — это система формул и названий химических веществ. Для того чтобы дать разветвленному углеводороду название в соответствии с заместительной номенклатурой, необходимо выполнять следующие правила :

Выбирают наиболее длинную цепь атомов углерода в молекуле;

Нумеруют атомы углерода в главной цепи, начиная с того конца, к которoму ближе расположены разветвления;

За основу названия разветвленного углеводорода берут название углеводорода, соответствующего главной (пронумерованной) цепи;

Название разветвленного углеводорода строится в такой последовательности : сначала указывается цифра, означающая номер атома углерода в главной цепи, у которого имеется разветвление, затем название радикала в боковой цепи и название самой главной цепи;

Если углерод содержит несколько одинаковых радикалов, то в его названии перечисляются цифры, указывающие их положение, а число этих радикалов отмечается числовой приставкой : ди-(два), три-(три), тетра-(четыре), пента-(пять).

4)Алканы,химические св-ва.Применение и способы получения.

Алка́ны (также насыщенные алифатические углеводороды, парафины) — ациклические углеводороды линейного или разветвлённого строения, содержащие только простые связи и образующие гомологический ряд с общей формулой CnH2n+2.

Гомологический ряд алканов (первые 10 членов)

Метан CH4,этан C2H6,пропан C3H8,бутан C4H10,пентан C5H12,гексан C6H14,гептан

C7H16,октан C8H18,нонан C9H20,декан C10H22.

Получение алканов.

 

Химические свойства

 

Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах (кислой, нейтральной и щелочной), при этом в зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами.

22)Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

Периодический закон Д.И. Менделеева и периодическая система химических элементов имеет большое значение в развитии химии. Окунемся в 1871 год, когда профессор химии Д.И. Менделеев,  методом многочисленных проб и ошибок, пришел  к выводу, что «… свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Периодичность изменения свойств элементов возникает вследствие периодического повторения электронной конфигурации внешнего электронного слоя  с увеличением заряда ядра.

овременная формулировка периодического закона такова:
«свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов».

Преподавая химию, Менделеев понимал, что запоминание индивидуальных свойств каждого элемента, вызывает у студентов трудности. Он стал искать пути создания системного метода, чтобы облегчить запоминание свойств элементов. В результате появилась естественная таблица, позже она стала называться периодической.

Наша современная таблица очень похожа на менделеевскую. Рассмотрим ее подробнее.

Таблица Менделеева

Периодическая таблица Менделеева состоит из 8 групп и 7 периодов.

Вертикальные столбцы таблицы называют группами. Элементы, внутри каждой группы, обладают сходными химическими и физическими свойствами. Это объясняется тем, что элементы одной группы имеют сходные электронные конфигурации внешнего слоя, число электронов на котором равно номеру группы. При этом группа разделяется на главные и побочные подгруппы.

В Главные подгруппы входят элементы, у которых валентные электроны располагаются на внешних ns- и np- подуровнях. В Побочные подгруппы входят элементы, у которых  валентные электроны располагаются на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n — 1) d- подуровне (или (n — 2) f- подуровне).

Все элементы в периодической таблице, в зависимости от того, на каком подуровне (s-, p-, d- или f-) находятся валентные электроны классифицируются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III — VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

Высшая валентность элемента (за исключением O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы) равна номеру группы, в которой он находится.

Для элементов главных и побочных подгрупп одинаковыми являются формулы высших оксидов (и их гидратов). В главных подгруппах состав водородных соединений являются одинаковыми, для элементов, находящихся в этой группе. Твердые гидриды образуют элементы главных подгрупп I — III групп, а IV — VII групп образуют а газообразные водородные соединения. Водородные соединения типа ЭН4 – нейтральнее соединения, ЭН3 – основания, Н2Э и НЭ — кислоты.

Горизонтальные ряды таблицы называют периодами. Элементы в периодах отличаются между собой, но общее у них то, что последние электроны находятся на одном энергетическом уровне (главное квантовое число n — одинаково).

Первый период отличается от других тем, что там находятся всего 2 элемента: водород H и гелий He.

Во втором периоде находятся 8 элементов (Li — Ne). Литий Li – щелочной металл начинает период, а замыкает его благородный газ неон Ne.

В третьем периоде, также как и во втором находятся 8 элементов (Na — Ar). Начинает период щелочной металл натрий Na, а замыкает его благородный газ аргон Ar.

В четвёртом периоде находятся 18 элементов (K — Kr) – Менделеев его обозначил как  первый большой период. Начинается он также с щелочного металла Калий, а заканчивается инертным газом криптон Kr. В состав больших периодов входят переходные элементы (Sc — Zn) — d-элементы.

В пятом  периоде, аналогично четвертому находятся 18 элементов (Rb — Xe) и структура его сходна с четвёртым. Начинается он также с щелочного металла рубидий Rb, а заканчивается инертным газом ксенон Xe. В состав больших периодов входят переходные элементы (Y — Cd) — d-элементы.

Шестой период состоит из 32 элементов (Cs — Rn). Кроме 10 d-элементов (La, Hf — Hg) в нем находится ряд из 14 f-элементов(лантаноиды)- Ce — Lu

Седьмой период не закончен. Он начинается с Франций Fr, можно предположить, что он будет содержать, также как и шестой период, 32 элемента. Но найдено пока только 24 (до элемента с Z = 110). Сюда входят 14 f-элементов, которые относятся к  актиноидам.

Если посмотреть на периодическую таблицу Менделеева и провести воображаемую черту, начинающуюся у бора и заканчивающуюся между полонием и астатом, то все металлы будут находиться слева от черты, а неметаллы – справа. Элементы, непосредственно прилегающие к этой линии будут обладать свойствами как металлов, так и неметаллов. Их называют металлоидами или полуметаллами. Это бор, кремний, германий, мышьяк, сурьма, теллур и полоний.

Периодический закон

Менделеев дал следующую формулировку Периодического закона: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».
Существует четыре основных периодических закономерности:

Правило октета утверждает, что все элементы стремятся приобрести или потерять электрон, чтобы иметь восьмиэлектронную конфигурацию ближайшего благородного газа. Т.к. внешние s- и p-орбитали благородных газов полностью заполнены, то они являются самыми стабильными элементами.
Энергия ионизации – это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома. Согласно правилу октета, при движении по периодической таблице слева направо для отрыва электрона требуется больше энергии. Поэтому элементы с левой стороны таблицы стремятся потерять электрон, а с правой стороны – его приобрести. Самая высокая энергия ионизации у инертных газов. Энергия ионизации уменьшается при движении вниз по группе, т.к. у электронов низких энергетических уровней есть способность отталкивать электроны с более высоких энергетических уровней. Это явление названо эффектом экранирования. Благодаря этому эффекту внешние электроны мене прочно связаны с ядром. Двигаясь по периоду энергия ионизации плавно увеличивается слева направо.

Сродство к электрону – изменение энергии при приобретении дополнительного электрона атомом вещества в газообразном состоянии. При движении по группе вниз сродство к электрону становится менее отрицательным вследствие эффекта экранирования.

Электроотрицательность  — мера того, насколько сильно атом стремится притягивать к себе электроны связанного с ним другого атома. Электроотрицательность увеличивается при движении в периодической таблице слева направо и снизу вверх. При этом надо помнить, что благородные газы не имеют электроотрицательности. Таким образом, самый электроотрицательный элемент – фтор.

Как меняются свойства атомов и их соединений в таблице Менделеева.

Итак, в периодической зависимости находятся такие свойства атома, которые  связанны с его электронной конфигурацией: атомный радиус, энергия ионизации,  электроотрицательность.

Рассмотрим изменение свойств атомов и их соединений в зависимости от положения в периодической системе химических элементов.

Неметалличность атома увеличивается при движении в периодической таблице слева направо и снизу вверх. В связи с этим основные свойства оксидов уменьшаются, а кислотные свойства увеличиваются в том же порядке — при движении слева направо и снизу вверх. При этом кислотные свойства оксидов тем сильнее, чем больше степень окисления образующего его элемента

По периоду слева направо основные свойства гидроксидов ослабевают,по главным подгруппам сверху вниз сила оснований увеличивается. При этом, если металл может образовать несколько гидроксидов, то с увеличением степени окисления металла, основные свойства гидроксидов ослабевают.

По периоду слева направо увеличивается сила кислородосодержащих кислот. При движении сверху вниз в пределах одной группы сила кислородосодержащих кислот уменьшается. При этом сила кислоты увеличивается с увеличением степени окисления образующего кислоту элемента.

По периоду слева направо увеличивается сила бескислородных кислот. При движении сверху вниз в пределах одной группы сила бескислородных кислот увеличивается

23)Строение атомов химических элементов и закономерности в изменении их свойств.

Атом – наименьшая частица вещества, неделимая химическим путем. В XX веке было выяснено сложное строение атома. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и оболочки, образованной отрицательно заряженными электронами. Общий заряд свободного атома* равен нулю, так как заряды ядра и электронной оболочкиуравновешивают друг друга. При этом величина заряда ядра равна номеру элемента в периодической таблице (атомному номеру) и равна общему числу электронов (заряд электрона равен -1).

Атомное ядро состоит из положительно заряженных протонов и нейтральных частиц –нейтронов, не имеющих заряда.Число протонов равно заряду ядра, следовательно, равно атомному номеру. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно от атомной массы (складывающейся из масс протонов и нейтронов) отнять заряд ядра (число протонов). Например, в атоме натрия 23Na число протонов p = 11, а число нейтронов n = 23 – 11 = 12.

Число нейтронов в атомах одного и того же элемента может быть различным. Такие атомы называют изотопами. Электронная оболочка атома также имеет сложное строение. Электроны располагаются на энергетических уровнях (электронных слоях).

Номер уровня характеризует энергию электрона. Связано это с тем, что элементарные частицы могут передавать и принимать энергию не сколь угодно малыми величинами, а определенными порциями – квáнтами. Чем выше уровень, тем большей энергией обладает электрон. Поскольку чем ниже энергия системы, тем она устойчивее (сравните низкую устойчивость камня на вершине горы, обладающего большой потенциальной энергией, и устойчивое положение того же камня внизу на равнине, когда его энергия значительно ниже), вначале заполняются уровни с низкой энергией электрона и только затем – высокие. Максимальное число электронов, которое может вместить уровень, можно рассчитать по формуле: N = 2n2, где N – максимальное число электронов на уровне,n – номер уровня. Тогда для первого уровня N = 2 · 12 = 2.Для второго N = 2 · 22 = 8 и т.д.Число электронов на внешнем уровне для элементов главных (А) подгрупп равно номеру группы. В большинстве современных периодических таблиц расположение электронов по уровням указано в клеточке с элементом. Очень важно понимать, что уровни читаются снизу вверх, что соответствует их энергии.

Распределение электронов по уровням можно представить в виде схемы:

11Na ) ) ) 
2 8 1

Если в периодической таблице не указано распределение электронов по уровням, можно руководствоваться:

максимальным количеством электронов: на 1-м уровне не больше 2 e–, на 2-м – 8 e–, 
на внешнем уровне – 8 e–;

числом электронов на внешнем уровне (для первых 20 элементов совпадает с номером группы)

При перемещении слева направо вдоль периода металлические свойства элементов стано­вятся все менее ярко выраженными. При перемещении сверху вниз в пределах одной группы элементы, наоборот, обнаруживают все более ярко-выраженные металлические свойства. Элементы, расположенные в средней части коротких периодов (2-й и 3-й периоды), как правило, имеют каркасную ковалентнуто структуру, а элементы из правой части этих периодов существуют в виде простых ковалентных молекул.Атомные радиусы изменяются следующим образом: уменьшаются при перемещении слева направо вдоль периода; увеличиваются при перемещении сверху вниз вдоль группы. При перемещении слева направо по периоду возрастает электроотрицательность, энергия ионизации и сродство к электрону, которые достигают максимума у галогенов. У благородных же газов электроотрицательность равна 0. Изменение сродства к электрону элементов при перемещении сверху вниз вдоль группы не столь характерны, но при этом уменьшается электроотрицательность элементов.В элементах второго периода заполняются 2s, а затем 2р-орбитали.  

Главная подгруппа IV группы периодической системы химических элементов Д. М. Менделеева содержит углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец Pb. Внешний электронный слой этих элементов содержит 4 электрона (конфигурация s 2p2). Поэтому элементы подгруппы углерода должны иметь некото­рые черты сходства. В частности, их высшая степень окисления одинакова и равна +4.

А чем обусловлено различие в свойствах элементов подгруппы? Различием энергии ионизации и радиуса их атомов. С увеличением атомного номера свойства элементов закономерно изменяются. Так, углерод и кремний — типичные неметаллы, олово и свинец — металлы. Это проявляется прежде всего в том, что углерод образует простое вещество-неметалл (алмаз), а свинец типичный металл. Германий занимает промежуточное положение. Согласно строению электронной оболочки атома p-элементы IV группы имеют четные степени окисления: +4, +2, –Фор­мула простейших водородных соединений — ЭН4, причем связи Э—Н ковалентны и равноценны вследствие гибридизации s- и р- орбиталей с образованием направленных под тетраэдрическими углами sp3 -орбиталей. Ослабление признаков неметаллического элемента означает, что в подгруппе (С—Si—Ge—Sn—Pb) высшая положительная степень окисления +4 становится все менее характерной, а более типичной становится степень окисления +2. Так, если для углеро­да наиболее устойчивы соединения, в которых он имеет степень окисления +4, то для свинца устойчивы соединения, в которых он проявляет степень окисления +2. А что можно сказать об устойчивости соединений элементов в отрицательной степени окисления —4? По сравнению с неме­таллическими элементами VII—V групп признаки неметалличе­ского элемента р-элементы IV группы проявляют в меньшей степени. Поэтому для элементов подгруппы углерода отрицатель­ная степень окисления нетипична.

24)Виды химической связи:ионная,металлическая,ковалентная.

25)Важнейшие классы неорганических соединений.

К важнейшим классам неорганических соединений относятся оксиды, кислоты, основания и соли.

Оксиды — это сложные вещества, состоящие из двух видов химических элементов, одним из которых является кислород. Оксиды делятся на кислотные (в основном оксиды неметаллов) и основные (оксиды многих металлов). Кислотные оксиды реагируют с щелочами, в результате чего образуется соль. Соли также образуются в результате взаимодействия основного оксида с кислотой.

Основания — это сложные вещества, состоящие из атомов металла и гидроксогрупп (OH). Гидроксогруппа имеет валентность I, поэтому их количество в основании определяется валентностью металла. Например, NaOH — здесь одна гидроксогруппа, так как валентность натрия I. Ca(OH)2 — здесь валентность металла равна II, следовательно, к нему присоединяются две гидроксогруппы.

Основания, которые растворяются в воде, называются щелочами. Их можно получить при взаимодействии металла или его оксида с водой. Щелочи образуют наиболее активные металлы.

Все основания реагируют с кислотами с образованием соли и воды. Эта реакция называется реакцией нейтрализации.

Кислоты — это сложные вещества, состоящие из атомов водорода, которые могут замещаться на металл, и кислотных остатков. Кислотные остатки большинства кислот содержат атомы кислорода и другого какого-либо неметалла. Например, H2SO4, HNO3, H3PO4, H2CO3. Однако есть бескислородные кислоты — HCl, H2S, HBr.

Соли — это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков. Например, NaCl, CaCl2, K2SO4, CuSO4 и т. д. Соли можно рассматривать как результат замещения атомов водорода в кислоте на металл. Соли вступают в реакции обмена с другими солями, растворами кислот и щелочей. Более активный металл вытесняет из соли менее активный.

Из одних классов веществ в результате химических взаимодействий можно получать другие классы. Таким образом, говорят, что классы химических соединений генетически взаимосвязаны между собой.

26)Металлы.

Мета́ллы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа элементов, в виде простых веществ, обладающих характерными металлическими свойствами, такими, как высокие тепло- и электропроводность, положительный температурный коэффициент сопротивления, высокая пластичность, ковкость и металлический блеск.

Из 118 химических элементов, открытых на данный момент (из них не все официально признаны), к металлам относят:

6 элементов в группе щелочных металлов: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

4 в группе щёлочноземельных металлов: Ca, Sr, Ba, Ra

а также вне определённых групп бериллий и магний

40 в группе переходных металлов:

— Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn;

— Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd;

— La, Hf, Ta, W, Re, Os, Ir, Pt, Au, Hg;

— Ac, Rf, Db, Sg, Bh, Hs, Mt, Ds, Rg, Cn;

7 в группе лёгких металлов: Al, Ga, In, Sn, Tl, Pb, Bi

7 в группе полуметаллов[2]: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po

14 в группе лантаноиды + лантан (La):

Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu

14 в группе актиноиды (физические свойства изучены не у всех элементов) + актиний (Ac):

Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr.

Также металлическими свойствами может обладать водород.

Таким образом, к металлам, возможно, относится 94 элемента из всех открытых; все остальные являются неметаллами.

В астрофизике термин «металл» может иметь другое значение и обозначать все химические элементы тяжелее гелия.

Кроме того, в физике металлам, как проводникам, противопоставляется полупроводники и диэлектрики.

Физические свойства металлов

Пластичность

Электропроводность

Теплопроводность

Металлический блеск

Ковкость

Твердость(искл.-ртуть)

Химические свойств

Взаимодействие с простыми веществами

С кислородом большинство металлов образует оксиды – амфотерные и основные:

4Li + O2 = 2Li2O,

4Al + 3O2 = 2Al2O3.

Щелочные металлы, за исключением лития, образуют пероксиды:

2Na + O2 = Na2O2.

С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например,

Cu + Cl2 = CuCl2.

С водородом самые активные металлы образуют ионные гидриды – солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления -1.

2Na + H2 = 2NaH.

С серой металлы образуют сульфиды – соли сероводородной кислоты:

Zn + S = ZnS.

С азотом некоторые металлы образуют нитриды, реакция практически всегда протекает при нагревании:

3Mg + N2 = Mg3N2.

С углеродом образуются карбиды:

4Al + 3C = Al3C4.

С фосфором – фосфиды:

3Ca + 2P = Ca3P2.

Металлы могут взаимодействовать между собой, образуя интерметаллические соединения:

2Na + Sb = Na2Sb,

3Cu + Au = Cu3Au.

Металлы могут растворяться друг в друге при высокой температуре без взаимодействия, образуя сплавы.

Получение

Извлечение металлов из прир. сырья и др. источников - область металлургии. Можно отметить двоякий характер технологии металлов. Технология железа, тяжелых цветных металлов, а также малых металлов и большинства рассеянных элементов (халькофильных элементов) имеет "металлур-гич." характер. Это означает, что конечный продукт получают без предварит. выделения к.-л. чистого соединения, что обусловлено сравнит. легкостью восстановления до металлов как пирометаллургич. (см. Пирометаллургия), так и гидроме-таллургич. (электролиз р-ров, цементация и т.п.; см. Гидрометаллургия)путем.Иной характер имеет технология легких, а также редких металлы (литофильных элементов). Это связано с трудностями их получения в своб. состоянии. Для этих металлов технология разбивается четко на два этапа - получение чистого соед., напр. Аl2О3, и получение металла из этого соединения. Сами металлы в произ-ве их соед. обычно не используют. Поэтому можно сказать, что технология этих металлов имеет более "химический" характер.Способность металлов к взаимному растворению с образованием при кристаллизации твердых растворов и интерметал-лидов, разнообразным фазовым превращениям дает возможность получения большого числа сплавов, отличающихся разл. структурой и самыми разнообразными сочетаниями св-в. В совр. технике применяют св. 30 000 разл. сплавов - легкоплавких и тугоплавких, очень твердых и пластичных, с большой и малой электрич. проводимостью, ферромагнитных и др. В сплавах ныне используют практически все известные металлы (кроме искусственно полученных трансплутониевых элементов). Мера использования в значит. степени определяется доступностью металла-содержанием в земной коре, а также степенью концентрирования в месторождениях и трудностью получения. Использование сплавов (бронзовый век) было одним из важнейших этапов становления человеческой цивилизации. И в настоящее время сплавы-важнейшие конструкционные материалы. В последние годы наблюдается тенденция нек-рого снижения роли железа и увеличение использования легких металлов (Al, Mg) и наиб. доступных редких металлов (Ti, Nb, Zr).

Применение.

Золото очень часто включают в состав некоторых лечебных снадобий и средств

Препараты золота используют в виде взвеси и водорастворимых препаратов для инъекций при лечении хронических артритов, красной волчанки, часто в сочетании с гормональными или другими препаратами. Радиоактивное золото в сочетании с хирургической и медикаментозной терапией применяют в лечении опухолей, а также для диагностических целей.

Золото тонизирует, улучшает интеллект и память, укрепляет сердечную мышцу, повышает выносливость организма.

Препараты золота используют в виде взвеси и водорастворимых препаратов для инъекций при лечении хронических артритов, красной волчанки, часто в сочетании с гормональными или другими препаратами. Радиоактивное золото в сочетании с хирургической и медикаментозной терапией применяют в лечении опухолей, а также для диагностических целей.

Золото тонизирует, улучшает интеллект и память, укрепляет сердечную мышцу, повышает выносливость организма.

Серебро с давних времён используют для лечения болезней. В наши дни в медицинской практике применяют нитрат серебра и коллоидные препараты серебра – колларгол и протаргол, в которых этот металл находится в растворе в виде мельчайших твердых частиц.

Металл убивает бактерии, а это значит, что столовые приборы из него очень полезны для здоровья. Препараты серебра обладают антибактериальным, вяжущим и прижигающим свойствами. Это связано со способностью серебра нарушать  ферментные системы микроорганизмов и осаждать белки.

Железо положительно влияет на костные ткани, печень, селезенку и кровь (известно, что препараты, в состав которых входит железо, употребляются при лечении анемии).

Сейчас существуют специальные препараты, позволяющие восполнять недостаток железа в организме. Первым таким препаратом был экстракт яблочнокислого железа. Наряду с лабораторным способом получения яблочнокислого железа существовал и более простой: в кислое яблоко втыкались чистые железные гвозди. Удалив гвозди, яблоки, не потерявшие своего приятного вкуса, но ставшие очень полезными, съедали.

С помощью меди исцеляли болезни глаз и заболевания кожи. Широко используется медетерапия в наши дни. Очень часто медь прикладывают к соответствующим заболеванию биологически активным точкам.

Медь оказывает благотворное влияние на сердечно-сосудистую систему.

В тибетской медицине одним из методов лечения используют медные банки. Медь, проникая в организм человека, согревает его оказывает противовоспалительный, противоязвенный, противосудорожный, противоопухолевый и противоболевой эффекты.

Титан широко используется в медицине уже в течение многих лет. Титан используется в производстве хирургического инструмента, внутренних и внешних протезов, включая такие критические, как сердечный клапан. Из титана изготовляют костыли и инвалидные коляски.

Коррозия металлов — это разрушение металлов и сплавов под воздействием окружающей среды. Коррозия бывает химической (при взаимодействии с сухими газами) и электрохимической (под воздействием воды или при присутствии электролита). Суть процесса коррозии: помимо отдачи электронов (химических процессов) происходит их перенос (электрические процессы). Из двух металлов быстрее разрушается более активный. Чем дальше металлы расположены друг от друга в электрохимическом ряду напряжений металлов, тем выше скорость коррозии.

27)Неметаллы

Неметаллы — это химические элементы, которые образуют в свободном состоянии простые вещества, не обладающие физическими и  химическими свойствами металлов. К неметаллам относится 22  элемента периодической системы: бор B, углерод C, кремний Si, азот N, фосфор P, мышьяк As, кислород O, сера S, селен Se, теллур Te, водород H, фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At; а  также благородные газы: гелий  He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe, радон Rn.

Физические свойства

не проводят электрический ток (кроме графита и кремния);

не проводят тепло;

в твёрдом состоянии хрупкие;

не имеют металлического блеска (кроме йода I2, графита C и кремния Si);

имеют все цвета спектра (красный — фосфор, жёлтый — сера, зелёный — хлор, фиолетовый — пары йода);

температура плавления изменяется в  огромном интервале tпл. N2 –21  °C,

а tпл. алмаза - 373 °С.

Химические свойства

Как окислители взаимодействуют:

с металлами:

4Al + 3C = Al4C3

 

водородом:

H2 + F2 = 2HF;

теми металлами, которые имеют низкую электроотрицательность:

2P + 5S = P2S5;

сложными веществами:

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O,

FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3.

Как восстановители взаимодействуют:

с кислородом:

4P + 5O2 = 2P2O5;

сложными веществами-окислителями:

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O.

Наиболее сильные восстановительные свойства имеют углерод и водород:

CuO + H2 = Cu + H2O,

ZnO + C = Zn + CO.

Реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования):

Cl2 + H2O = HCl + HClO.

Получение

Способы получения неметаллов отличаются многообразием и специфичностью, общих подходов не существует. Рассмотрим основные способы получения некоторых неметаллов.

Получение галогенов. Самые активные галогены – фтор и хлор – получают электролизом. Фтор – электролизом расплава KHF2,  хлор – электролизом расплава или раствора хлорида натрия:

2Г- - 2 = Г2.

Другие галогены можно также получить электролизом или вытеснением из их солей в растворе с помощью более активного галогена:

Cl2 + 2NaI = 2NaCl + I2.

Получение водорода. Основной промышленный способ получения водорода – конверсия метана (каталитический процесс):

CH4 + H2O = CO + 3H2.

 

Получение кремния. Кремний получают восстановлением коксом из кремнезема:

SiO2 + 2C = Si + 2CO.

Получение фосфора. Фосфор получают восстановлением из фосфата кальция, который входит в состав апатита и фосфорита:

Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C = 3CaSiO3 + 2P + 5CO.

Кислород и азот получают фракционной перегонкой жидкого воздуха.

Сера и углерод встречаются в природе в самородном виде.

Селен и теллур получают из отходов производства серной кислоты, так как эти элементы встречаются в природе вместе с соединениями серы.

Мышьяк получают из мышьяковистого колчедана по сложной схеме превращений, включающей стадии получения оксида и восстановления из оксида углеродом.

Бор получают восстановлением оксида бора магнием.

Применение

Кислород O2 применяют в тех случаях, когда у больного затруднено дыхание.

Активированный уголь C есть почти в каждой домашней аптечке. Точно так же, как иодная тинктура — спиртовой раствор иода I2.

Мази, в состав которых входит сера S, используются при лечении кожных заболеваний.

Жидкий азот N2 используют не только для хранения биологического материала, но и в косметической медицине.

28)Неорганические кислоты.

Неоргани́ческие (минера́льные) кисло́ты — неорганические вещества, обладающие комплексом физико-химических свойств, которые присущи кислотам. Вещества кислотной природы известны для большинства химических элементов за исключением щелочных и щёлочноземельных металлов.

Неорганическая кислота представляет собой соединение водорода с одним   или несколькими   элементами   (за исключением
углерода), которое при растворении в воде или других растворителях диссоциирует с образованием ионов водорода. Получившийся в результате раствор имеет характерные свойства: способность нейтрализовать основания, окрашивать лакмусовую бумагу в красный цвет и вызывать изменения цвета у других индикаторов. Неорганические кислоты часто называют еще минеральными кислотами. Их безводная форма может быть твердой или газообразной.
     
Неорганический ангидрид может соединяться с водой, образуя минеральную кислоту. Ангидрид может получаться в результате реакции синтеза, типа: , и далее преобразовываться в кислоту посредством присоединения молекулы воды (реакция гидратации), или отщепления воды от кислоты, например:
                                                                                                   
     

Применение
Минеральные кислоты используются в различных отраслях промышленности: в металло- и деревообработке, текстильной, лакокрасочной, нефтегазовой и др. В металлообработке они часто используются в качестве очищающих агентов перед сваркой, металлизацией или окраской. Сульфаминовая кислота, серная кислота и соляная кислота применяется в гальваностегии.
     
Соляная , серная, хлорная и сульфаминовая кислоты нашли широкое применение в промышленности. Соляная кислота или водный раствор хлористого водорода, применяется для кислотной обработки, очищения руд олова и тантала, для производства патоки из крахмала, для удаления накипи с котлов и теплообменного оборудования. Она также используется в качестве дубильного вещества в кожевенной промышленности. Серная кислота применяется при производстве пергаментной бумаги, а также в процессах очистки нефти, рафинирования растительного масла, карбонизации шерстяных тканей, извлечения урана из уранита, а также в процессе травления железа и стали. Серная и хлорная кислоты применяются при производстве взрывчатых веществ. Сульфаминовая кислота используется в качестве огнезащитной пропитки в деревообрабатывающей и текстильной промышленности, отбеливающего и бактерицидного средства при производстве целлюлозы и бумаги. 
     
Азотная кислота применяется при получении азотнокислого аммония, использующегося в качестве удобрения и в производстве взрывчатых веществ. Кроме того, она применяется в процессах органического синтеза, в металлургии, при флотации руды и для переработки отработанного ядерного топлива.

Влияние на здоровье человека. Минеральные кислоты очень агрессивны, особенно в высоких концентрациях; они разрушают ткани тела и вызывают химические ожоги при контакте с кожей и слизистыми оболочками. Большую опасность они представляют для глаз. Пары или аэрозоли неорганических кислот раздражают дыхательные пути и слизистые оболочки, сила раздражения в значительной степени зависит от концентрации; у подверженных их воздействию работников может наблюдаться эрозия зубов. Неоднократный контакт кислот с кожей может привести к дерматитам. Случайное глотание концентрированных неорганических кислот вызывает серьезное повреждение горла и желудка, разрушение тканей внутренних органов, и если не принять немедленных мер, то возможно даже со смертельным исходом. Некоторые минеральные кислоты могут также действовать как системные яды.
     

Безопасность и охрана здоровья
Везде, где это возможно, агрессивные кислоты должны заменяться другими, представляющими меньшую опасность; необходимо использовать минимально допустимую для процесса концентрацию. При применении минеральных кислот должны соблюдаться соответствующие меры безопасности при хранении, транспортировке, утилизации, а также обеспечиваться необходимая вентиляция, индивидуальные средства защиты и меры первой помощи.
     
Хранение. Помещения для хранения кислот должны быть изолированы от других, иметь хорошую вентиляцию и защиту от солнечного света и источников тепла; они должны иметь цементный пол и не содержать материалов, с которыми могла бы вступать в реакцию кислота. Большие склады должны быть окружены ограждениями для сбора кислоты в случае утечки и снабжены средствами нейтрализации. Вне помещения для хранения кислот должны располагаться пожарный гидрант и автономное дыхательное оборудование на случай чрезвычайной ситуации и необходимости проведения спасательных работ. Утечки должны быть немедленно ликвидированы путем промывания струей воды; в случае большой утечки персонал должен покинуть помещение, а затем нейтрализовать кислоту. Электрооборудование должно быть водонепроницаемым и быть стойким к воздействию кислот. Желательно использовать безопасное освещение.     
Емкости необходимо хранить плотно закрытыми, они должны быть четко промаркированы, чтобы было известно их содержимое. Трубы, соединения, уплотнения и клапаны должны быть сделаны из стойких к кислотам материалов. Стеклянные или пластмассовые емкости должны быть надежно защищены от ударов; их необходимо приподнять над полом, чтобы облегчить промывку в случае утечки. Цилиндрические контейнеры должны храниться на стеллажах и быть закреплены. Баллоны с газообразными ангидридами должны храниться в вертикальном положении и иметь колпаки. Пустые и полные емкости предпочтительно хранить раздельно.     
Транспортировка. Кислоты должны подаваться через герметичные системы, чтобы исключить возможность контакта с ними. При транспортировке контейнеров, необходимо использовать соответствующее оборудование, а работы выполняться квалифицированным персоналом. Декантирование должно проводиться только посредством специальных сифонов, насосов, устройств для наклона цилиндрических контейнеров или бутылей и т.д. Цилиндры с безводным ангидридом должны быть снабжены специальными сливными клапанами и штуцерами.     
При смешивании кислот с другими химическими соединениями или водой, рабочие должны ясно представлять себе, что может произойти интенсивная реакция. Для того, чтобы избежать чрезмерного выделения тепла и бурной реакции, которая может вызвать брызги и попадание кислоты на кожу или в глаза, концентрированная кислота должна медленно добавляться в воду, а не наоборот.
Вентиляция. Там, где образуются аэрозоли или пары кислот, например при гальваностегии, должна быть обеспечена хорошая вентиляция.
Индивидуальная защита. Люди, сталкивающиеся с брызгами минеральных кислот, должны пользоваться кислотоустойчивыми средствами индивидуальной защиты: предохраняющими руки, глаза, лицо, применять фартуки, комбинезоны и защитные костюмы.     
Когда рабочим для обслуживания или ремонта требуется проникнуть внутрь резервуара, где хранились кислоты, необходимо предварительно очистить резервуар и принять все меры предосторожности при работе в замкнутых пространствах, приведенные в других разделах данной Энциклопедии.     
Обучение. Все рабочие, имеющие дело с кислотами, должны быть проинструктированы относительно их опасных свойств. Определенные виды работ, например, проводимые в замкнутых пространствах или те, в которых задействовано большое количество кислот, должны производиться двумя работниками, один из которых всегда готов в случае необходимости прийти на помощь другому.    
Санитария. При контакте с неорганическими кислотами первостепенное значение имеет личная гигиена. Работникам требуется обеспечить соответствующие санитарные условия, и им необходимо тщательно мыться по окончании смены.     
Неотложная помощь. При попадании кислот на кожу или в глаза следует немедленно и обильно промыть проточной водой. Поэтому в помещениях должны быть предусмотрены души, фонтанчики для промывки глаз, ванны или резервуары с водой. Необходимо снять загрязненную одежду и выполнить процедуру обработки кожи. Обычной процедурой является нейтрализация загрязненной кожи 2-3% раствором двууглекислого натрия , 5 % раствором углекислого натрия и 5 % раствором гипосульфита натрия, или 10 % раствором триэтаноламина.     
Людей, вдохнувших пары кислот, необходимо немедленно удалить из загрязненной зоны, обеспечить покой и оказать медицинскую помощь. При случайном глотании кислоты необходимо дать нейтрализующее вещество и промыть желудок. Не следует искусственно вызывать рвоту.    
Медицинское наблюдение. Рабочие должны проходить медицинское обследование перед приемом на работу и периодически в период работы. Медицинское обследование перед приемом на работу должно быть направлено, в основном, на выявление хронических заболеваний желудочно-кишечного тракта, кожи, глаз, дыхательной и нервной системы. Периодические проверки должны проводиться через короткие интервалы времени и включать в себя проверку состояния зубов.    
Загрязнение воды. Загрязнение воды предотвращается тем, что стоки, содержащие отработанные кислоты, не спускаются в канализацию до тех пор, пока уровень кислотности в них не будет доведен до значений 5.5 - 8.5.

 

 

 

 

 

29)Неорганические основания.

Основания – это молекулы или ионы, которые служат акцепторами катионов водорода (Н+).

Признаки классификации оснований:

Растворимость

Наличие кислорода

Кислотность

Степень ЭД

Летучесть

Стабильность

Св-ва оснований:

Физические:

Растворимые основания – бесцветный раствор

Нерастворимые основания – цветные осадки

Химические:

Изменение окраски индикаторов

Взаимодействие с кислотами

Взаимодействие с кислотными оксидами

Взаимодействие с солями

Разложение нерастворимых оснований при нагревании

Применение

В промышленности(производство мыла,бумаги, стекла и др.)

Изготовление красок

Лекарственные средства

Для химического анализа

В сельском хозяйстве(для борьбы с вредителями)

 

 

 

 

20)Соли.Химические свойства.Получение.Применение.

Соли — сложные вещества, молекулы которых в  результате электролитической диссоциации в большинстве случаев образуют катион металла Men+ и анион кислотного остатка Acm– .

Получение

 

 

 

 

 

Химические свойства

 

Применение

Хлористый натрий является основным компонентом в составе соли и именно он обуславливает многие из ее лечебных свойств.Основные показания к применению соли в лечении – это нарушение обмена веществ, обезвоживание организма, при которых натрий хлор восстанавливает кислотно-щелочной баланс в организме, нормальный уровень содержания влаги.Как известно, именно хлорид натрия применяется во многих медицинских растворах, которые используются для реабилитации больных после операций, тяжелый заболеваний. Кроме этого, соль помогает избавиться от целлюлита.При заболеваниях опорно-двигательного аппарата соль применяется чаще всего при возрастных нарушениях обмена веществ в суставах и костях: при артрите, артрозе и других заболеваниях.Если традиционная медицина в таких случаях использует растворы с большим содержанием натрий хлора, то в народной медицине рекомендуются солевые ванны, обтирания.Солевые ванны с использованием лекарственных растений, которые имеют специальное назначение – успокаивать или тонизировать, применяют для избавления от психических расстройств, стрессов, при нервных и психических заболеваниях.При простудных заболеваниях уха, горла, носоглотки соль используется для лечебных растворов, грелок, для приготовления растирающих составов, так как соль состоит из минеральных кристалликов, с помощью которых можно, например, прочистить заложенный нос или снять налет с воспаленного горла и т. д.