Класифікація неорганічних сполук

КОНТРОЛЬНА РОБОТА

З НЕОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇ

 

студентки:

Обіход Тетяни Миколаївни

ІІІ фарм. (вечірнє)

 

Черкаси 2007

План

1. Класифікація неорганічних сполук

2. Комплексні сполуки, будова молекул. Типи хімічних зв’язків у комплексних сполуках

3. Загальна характеристика неметалів VІІ групи. Хлор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Добування. Фізичні і хімічні властивості. Застосування

4. Бор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Сполуки бору. Борна кислота: добування, фізичні та хімічні властивості, застосування. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосування тетраборату натрію

5. Свинець. Характеристика елемента. Поширення у природі. Фізичні та хімічні властивості. Застосування. Гідроксид свинцю (ІІ), добування, фізичні та хімічні властивості. Солі свинцю (ІІ). Якісні реакції на катіон свинцю (ІІ)

6. Основні закони хімії та їх наслідки

7. Способи вираження концентрації розчинів. Масова частка розчиненої речовини, молярна концентрація еквівалента

8. Бром. Характеристика елемента. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосування

9. Загальна характеристика неметалів головної підгрупи ІІІ, ІV груп. Вуглець. Характеристика елемента. Поширення у природі. Алотропні видозміни вуглецю: алмаз, графіт, карбін. Уявлення про адсорбцію. Хімічні властивості вуглецю

10. Оксид заліза (ІІ), його властивості. Гідроксид заліза (ІІ), його властивості. Солі заліза (ІІ), їх відновні властивості. Якісні реакції на катіон заліза (ІІ)

Література

Класифікація неорганічних сполук

 

Хімія займається вивченням перетворень хімічних речовин, тому для неї дуже важливою є класифікація хімічних сполук. Під класифікацією розуміють різноманітних та багаточисельних сполук (число відомих на сьогодні сполук перевищує 3,5 мільйони) у певні групи або класи, які мають схожі властивості.

Природні хімічні речовини зазвичай являють собою складні суміші різних сполук, які піддають розділенню як фізичними, так і хімічними методами. У результаті процесів розділення і очистки отримують індивідуальні хімічні речовини, які характеризуються певними і постійними для кожної індивідуальної сполуки фізичними властивостями.

Індивідуальні хімічні речовини прийнято ділити на дві групи - небагаточисельну групу простих речовин, яких, врахувавши різні алотропні модифікації, налічується близько 500 (сама група ділиться на підгрупи металів і неметалів) і дуже багаточисельну групу складних речовин. Складні речовини ділять на підгрупи неорганічних та органічних речовин, підгрупа неорганічних речовин, у свою чергу, ділиться на оксиди, основи, кислоти та солі.

 

Бор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Сполуки бору. Борна кислота: добування, фізичні та хімічні властивості, застосування. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосування тетраборату натрію

 

Бор належить до головної підгрупи ІІІ групи періодичної системи. Порівняно мало розповсюджений у природі. Вміст бору у земній корі складає близько 1,2∙10^-3%.

До головних природних сполук бору відносять борну кислоту H₃ВO₃ та солі борних кислот, серед яких найбільш відома бура Na₂В₄O₇∙10H₂O.

Борна кислота являє собою білі кристали, блискучі лусочки яких розчиняються у гарячій воді. Отримують дією сірчаної кислоти на гарячий розчин тетраборату натрію:

 

Na₂В₄О₇ + H₂SO₄ + 5H₂O → Na₂SO₄ + 4Н₃ВO₃.

 

При охолодженні розчину борна кислота викристалізовується, оскільки в холодній воді малорозчинна. При нагріванні борна кислота втрачає воду, переходячи спочатку в мета борну кислоту НВO₂, а потім у борний ангідрид В₂O₃. При кип’ятінні розчину разом з парáми води випаровується і борна кислота.

Борна кислота належить до числа дуже слабких кислот (при 20°С К ₁ = 6∙10^-10, дві інші константи дисоціації відповідно -13 та -14 порядків).

Застосовують борну кислоту при виготовленні емалей і глазурей, у виробництві спеціальних сортів скла, у паперовому та шкіряному виробництві, а також у якості дезінфікуючого засобу.

Свинець. Характеристика елемента. Поширення у природі. Фізичні та хімічні властивості. Застосування. Гідроксид свинцю (ІІ), добування, фізичні та хімічні властивості. Солі свинцю (ІІ). Якісні реакції на катіон свинцю (ІІ)

 

Свинець належить до головної підгрупи ІV групи періодичної системи елементів. Вміст свинцю у земній корі складає близько 1,6∙10^-3%. Зазвичай свинець зустрічається у вигляді РbS, який ще називають свинцевим блиском.

Свинець - голубувато-білий метал, надзвичайно м’який, ріжеться ножем. На повітрі його поверхня окислюється і робиться матовою. Плавиться при 327,4°С, кипить при 1740°С, легко утворює сплави з оловом та іншими металами.

На холоді свинець доволі інертний, а при нагріванні легко вступає в реакцію з киснем, сіркою та хлором. Свинець добре розчиняється у азотній кислоті, проте погано у соляній та сірчаній, оскільки утворює важкорозчинний сульфат або хлорид свинцю, який заважає його подальшому розчиненню. При сплавлянні свинцю з лугами у присутності окисників утворює розчинні сполуки.

Свинець широко застосовують у техніці. Найбільша його кількість йде на виготовлення оболонок кабелів та пластин акумуляторів. Із свинцю виготовляють кожухи башт, зміївики холодильників та інші відповідальні частини апаратури. Свинець добре поглинає γ-випромінювання, тому використовується для захисту від радіації.

Гідроксид свинцю (ІІ) - речовина білого кольору, добре розчинна як у кислотах, так і розчинах лугів:

 

Рb (OH) ₂ + 2НNO₃ → Рb (NO₃) ₂ + 2H₂O

Рb (OH) ₂ + 2КOH → К₂ [Рb (OH) ₄]

 

При взаємодії монооксиду та гідроксиду свинцю (ІІ) з лугами утворюються плюмбіти. Солі свинцю (ІІ), крім Рb (NO₃) ₂ та Рb (CH₃COO) ₂ нерозчинні у воді.

Якісними реакціями на катіон Рb²⁺ є:

а) утворення чорного осаду РbS при дії сірководню на солі свинцю (ІІ);

б) утворення білого осаду РbSO₄ при добавлянні сірчаної кислоти або розчинних сульфатів до розчинів солей свинцю (ІІ);

в) утворення білого осаду РbCl₂ при дії на розчини солей свинцю (ІІ) соляною кислотою або розчинними хлоридами;

г) утворення жовтого осаду РbCl₂ при введенні йодид-іонів в розчини солей свинцю (ІІ).

Газові закони.

а) Закон об’ємних співвідношень: об’єми газів, що вступають в реакцію, відносяться один до одного і до об’ємів газоподібних продуктів реакцій як невеликі цілі числа.

б) Закон Авогадро: в рівних об’ємах різних газів за однакових умов (температури і тиску) міститься однакова кількість молекул.

Із закону Авогадро випливає, що рівні кількості молекул різних газів за однакових умов займають однаковий об’єм.

 

Загальна характеристика неметалів головної підгрупи ІІІ, ІV груп. Вуглець. Характеристика елемента. Поширення у природі. Алотропні видозміни вуглецю: алмаз, графіт, карбін. Уявлення про адсорбцію. Хімічні властивості вуглецю

 

До головної підгрупи ІІІ групи відносяться бор, алюміній, галій, індій, талій. На зовнішньому електронному рівні елементів головної підгрупи ІІІ групи є по 3 електрони (s ² р ¹). Вони легко віддають ці електрони або утворюють 3 неспарених електрони за рахунок переходу одного s -електрона на р -рівень.

Для бору і алюмінію характерними є ступені окислення 3+. У галію, індію і талію на зовнішньому електронному рівні також знаходиться по 3 електрони (конфігурація s ² р ¹), але вони розташовані після 18-електронного шару. Тому, на відміну від алюмінію, галій виявляє явно неметалічні властивості. В ряду галій-індій-талій металічні властивості посилюються.

До головної підгрупи ІV групи відносяться вуглець, кремній (неметали) та германій, олово, свинець (металоїди, метали).

На зовнішньому електронному рівні атомів головної підгрупи ІV групи знаходиться по 4 електрони (s ² р ²). Тому вони можуть приєднувати по 4 електрони, утворюючи восьмиелектронну оболонку, або за рахунок переходу s -елек-трона на р -рівень утворювати 4 неспарених електрони. З цієї причини для неметалів головної підгрупи ІV групи характерними ступенями окислення є 4- та 4+.

Вуглець зустрічається у природі як у вільному стані, так і у сполуках. Вміст його у земній корі становить 0,02%. У вільному кристалічному стані вуглець зустрічається у вигляді алотропних видозмін - алмазу, графіту, карбіну. У зв’язаному стані вуглець зустрічається в карбонатах (кальцит, магнезит, доломіт, залізний шпат, малахіт). Крім того, вуглець - головна складова кам’яного та інших видів вугілля, горючих природних газів та всіх живих організмів.

Алмаз - прозора речовина, найтвердіша з усіх відомих природних речовин. Його вважають еталоном твердості, яка за десятибальною шкалою оцінюється числом 10. Твердість алмазу обумовлена особливою структурою його кристалічної решітки. Алмаз погано проводить тепло і не проводить електричний струм. При нагріванні без доступу повітря перетворюється на графіт.

Графіт - темно-сіра речовина з металічним блиском. Він має шарувату структуру, тому порівняно м’який (залишає слід на папері). Графіт добре проводить електрику (але гірше, ніж метали), дуже тугоплавкий.

Чорний (аморфний) вуглець або карбін являє собою пористу речовину чорного кольору. Характерні представника цієї модифікації - сажа, кокс, деревне вугілля.

Найбільш реакційноздатним є чорний вуглець, за ним йдуть графіт і алмаз. За звичайної температури вуглець доволі інертний, але при нагріванні реагує з багатьма речовинами: киснем, сіркою, оксидами металів і неметалами. При взаємодії вуглецю з киснем утворюються монооксид або діоксид вуглецю та виділяється велика кількість теплоти:

 

С + O₂ → СO₂↑

2С + O₂ → 2СО↑

 

Вуглець - сильний відновник: віднімаючи кисень у багатьох оксидів, він відновлює речовини до вільного стану:

 

ZnО + С → Zn + СО↑

 

Вуглець взаємодіє з металами з утворенням карбідів:

 

Са + 2С → СаС₂

 

Деякі речовини здатні поглинати молекули інших речовин з газів, парів та розчинів і утримувати їх на своїй поверхні. Поглинання газів, парів та розчинених речовин поверхнею інших речовин називають адсорбцією, а речовини, які поглинають - адсорбентами. Чим більша поверхня адсорбенту, тим інтенсивніше йде процес поглинання.

Одним з кращих адсорбентів є деревне вугілля. Воно добре поглинає різні гази, пари та розчинені речовини. Наприклад, якщо водний розчин барвника прокип’ятити з деревним вугіллям і профільтрувати, то фільтрат виявиться безбарвним (весь барвник поглинеться вугіллям).

 

Література

 

1. Н.Л. Глинка - Общая химия, Ленінград, „Химия”, 1981.

2. А.Т. Пилипенко, В.Я. Починок - Справочник по элементарной химии, К.: "Наукова думка", 1985.

 

КОНТРОЛЬНА РОБОТА

З НЕОРГАНІЧНОЇ ХІМІЇ

 

студентки:

Обіход Тетяни Миколаївни

ІІІ фарм. (вечірнє)

 

Черкаси 2007

План

1. Класифікація неорганічних сполук

2. Комплексні сполуки, будова молекул. Типи хімічних зв’язків у комплексних сполуках

3. Загальна характеристика неметалів VІІ групи. Хлор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Добування. Фізичні і хімічні властивості. Застосування

4. Бор. Характеристика елемента. Поширення у природі. Сполуки бору. Борна кислота: добування, фізичні та хімічні властивості, застосування. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосування тетраборату натрію

5. Свинець. Характеристика елемента. Поширення у природі. Фізичні та хімічні властивості. Застосування. Гідроксид свинцю (ІІ), добування, фізичні та хімічні властивості. Солі свинцю (ІІ). Якісні реакції на катіон свинцю (ІІ)

6. Основні закони хімії та їх наслідки

7. Способи вираження концентрації розчинів. Масова частка розчиненої речовини, молярна концентрація еквівалента

8. Бром. Характеристика елемента. Добування, фізичні та хімічні властивості, застосування

9. Загальна характеристика неметалів головної підгрупи ІІІ, ІV груп. Вуглець. Характеристика елемента. Поширення у природі. Алотропні видозміни вуглецю: алмаз, графіт, карбін. Уявлення про адсорбцію. Хімічні властивості вуглецю

10. Оксид заліза (ІІ), його властивості. Гідроксид заліза (ІІ), його властивості. Солі заліза (ІІ), їх відновні властивості. Якісні реакції на катіон заліза (ІІ)

Література

Класифікація неорганічних сполук

 

Хімія займається вивченням перетворень хімічних речовин, тому для неї дуже важливою є класифікація хімічних сполук. Під класифікацією розуміють різноманітних та багаточисельних сполук (число відомих на сьогодні сполук перевищує 3,5 мільйони) у певні групи або класи, які мають схожі властивості.

Природні хімічні речовини зазвичай являють собою складні суміші різних сполук, які піддають розділенню як фізичними, так і хімічними методами. У результаті процесів розділення і очистки отримують індивідуальні хімічні речовини, які характеризуються певними і постійними для кожної індивідуальної сполуки фізичними властивостями.

Індивідуальні хімічні речовини прийнято ділити на дві групи - небагаточисельну групу простих речовин, яких, врахувавши різні алотропні модифікації, налічується близько 500 (сама група ділиться на підгрупи металів і неметалів) і дуже багаточисельну групу складних речовин. Складні речовини ділять на підгрупи неорганічних та органічних речовин, підгрупа неорганічних речовин, у свою чергу, ділиться на оксиди, основи, кислоти та солі.