Часть II. Неорганическая химия

 

Глава 11. Важнейшие классы неорганических соединений...................................................... 55

Глава 12. Элементы I группы (водород, литий, натрий, подгруппа калия, подгруппа меди) 61

Глава 13. Элементы II группы (бериллий, магний, подгруппа кальция, подгруппа цинка) 68

Глава 14. Элементы III группы (бор, алюминий, подгруппа галлия, подгруппа скандия, лантаноиды, актиноиды).................................................................................................................... 74

Глава 15. Элементы IV группы (углерод, кремний, подгруппа германия, подгруппа титана)

.......................................................................................................................................................... 83

Глава 16. Элементы V группы (азот, фосфор, подгруппа мышьяка, подгруппа ванадия).... 92

Глава 17. Элементы VI группы (кислород, сера, подгруппа селена, подгруппа хрома)...... 102

Глава 18. Элементы VII группы (фтор, хлор, подгруппа брома, подгруппа марганца)...... 109

Глава 19. Элементы VIII группы (гелий, неон, аргон, подгруппа криптона, подгруппа железа, подгруппа кобальта, подгруппа никеля)........................................................................ 116

Часть III. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

 

Глава 20. Общая характеристика органических соединений..................................................... 124

Глава 21. Алканы............................................................................................................................. 136

Глава 22. Циклоалканы................................................................................................................... 140

Глава 23. Алкены............................................................................................................................. 142

Глава 24. Алкадиены....................................................................................................................... 145

Глава 25. Алкины (ацетилены)...................................................................................................... 147

Глава 26. Ароматические углеводороды (арены)........................................................................ 150

Глава 27. Гидроксильные соединения (спирты).......................................................................... 157

Глава 28. Карбонильные соединения (альдегиды, кетоны)........................................................ 163

Глава 29. Карбоновые кислоты...................................................................................................... 167

Глава 30. Сложные эфиры.............................................................................................................. 175

Глава 31. Углеводы (сахара)........................................................................................................... 179

Глава 32. Амины.............................................................................................................................. 185

Глава 33. Аминокислоты, пептиды и белки................................................................................. 189

Глава 34. Гетероциклические соединения. Нуклеиновые кислоты.......................................... 195

Глава 35. Синтетические высокомолекулярные соединения..................................................... 204

 

Литература....................................................................................................................................... 209

 

Часть I. ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Глава 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ

Математика, физика, химия и биология относятся к основным естественным точным наукам. Различие между ними состоит, главным обра­зом, в уровне (масштабе) изучаемых явлений. Основной предмет современной химии – это явления, происходящие на атомно-молекулярном уровне.

Химия – наука о веществах, их строении, свойствах и превра­щениях.

На сегодняшний день известно около 20 млн. органических и около миллиона неорганических веществ, причем каждое из этих веществ может вступать в десятки реакций, и каждое из них имеет внутреннее строение. Эти два аспекта взаимосвязаны. Внутреннее строение определяет химические свойства; в свою очередь, по хи­мическим свойствам мы часто можем судить о строении вещества.

Современная химия разнообразна как по объектам, так и по методам их исследования и многие ее разделы представляют собой самостоятельные науки: неорганическая и органическая химия, биохимия, физиче­ская химия, математическая химия и др.

Таким образом, современная химия самым тесным образом взаимодействует со всеми другими областями естествозна­ния.

Основу химии составляют атомно-молекулярная теория, теория строения атомов и молекул, закон сохранения массы и энергии и пе­риодический закон.

Основные понятия химии

Атом – это электронейтральная частица, состоящая из положи­тельно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Частица, состоящая из ядра и электронов и имеющая заряд, называ­ется атомным ионом.

Химический элемент – это вид атомов, характеризующихся одним и тем же заря­дом ядра. Например, элемент «кислород» включает атомы О, входящие в состав любых соединений (CuSO₄, CO₂, O₃ и т.д.). В настоящее время достоверно известны 112 элементов. Атомы химических элементов взаимодействуют друг с другом и образуют молекулы.

Mолекула – это наименьшая элек­тронейтральная замкнутая совокупность атомов, образующих опре­деленную структуру с помощью химических связей. Система взаимодействующих атомов, имеющая за­ряд, называется молекулярным ионом. Индивидуальные молекулы существуют только в газовой фазе.

Вещество – это любая совокупность атомов и молекул, нахо­дящаяся в определенном агрегатном состоянии. Вещества бывают простые и сложные. В состав простых веществ входят атомы только одного элемента. Сложные вещества, или химические соединения, содержат атомы нескольких элементов.

Многие элементы образуют несколько простых веществ, разли­чающихся составом или строением. Это явление называется алло­тропией, а соответствующие простые вещества – аллотропными модификациями. В качестве примера можно привести элемент ки­слород, который имеет две аллотропные модификации – кислород О₂ и озон О₃, и элемент углерод, который образует 4 простых веще­ства – алмаз, графит, карбин и фуллерен.

Массы атомов и молекул очень малы, поэтому в качестве едини­цы измерения удобно выбрать массу одного из атомов и выражать массы остальных атомов относительно нее.

Основоположник атомной теории Дальтон составил табли­цу атомных масс, приняв массу атома водорода за единицу. В настоящее время в физике и химии принята единая система измерения. В качестве стандартной единицы атомной массы выбра­на 1/12 часть массы атома углерода ¹²С.

1 а.е.м. =1/12 m (¹²С) = 1.66057∙10^–27 кг

Относительная атомная масса элемента (А_r) – это безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1/12 массы атома ¹²С. При расчете относительной атом­ной массы учитывается распространенность изотопов элементов в земной коре. Например, хлор имеет два изотопа: ³⁵Сl (75,5%) и ³⁷Сl (24,5%). Относительная атомная масса хлора равна:

[0,755 ∙ т (³⁵Сl) + 0,245 ∙ m (³⁷Сl)]: 1/12 m (¹²С) = 35,5

Относительная молекулярная масса вещества (M_r)– это безразмерная величина, равная отношению массы молекулы вещества к 1/12 массы атома ¹²С. Относительная молекулярная мас­са равна сумме относительных масс атомов, входящих в состав мо­лекулы, например:

M_r(N₂O) = 2∙Ar(N) + Ar(O) = 2∙14 + 16 = 44

Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень ве­лико, поэтому при характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения – моль.

Моль – это количество вещества, которое содержит столько же частиц (молекул, атомов, ионов, электронов), сколько атомов угле­рода содержится в 12 г изотопа ¹²С.

Масса одного атома ¹²С равна 12 а.е.м., поэтому число атомов в 12 г изотопа ¹²С равно:

N_A = 12 г / 12∙1,66057∙10^–24 г = 6,0221∙10²³

Таким образом, моль любого вещества содержит 6,0221∙10²³ частиц это­го вещества.

Физическая величина N_A – постоянная Авогадро, онаимеет размерность [ N_A ] = моль^–1. Число 6,0221∙10²³ называют чис­лом Авогадро.

Молярная масса (М) – это масса 1 моль вещества. Численные значения молярной массы М и отно­сительной молекулярной массы М_r равны, однако первая величина имеет размерность [М] = г/моль, а вторая безразмерна.

Число молей (ν) вычисляется по формулам:

ν = m / M ν = V / V_m ν = N / N_A

где ν – количество вещества, m – масса вещества, M – молярная масса, V – объем газообразного вещества, V_m – молярный объем газа (22,4 л/моль при н.у.), N – число частиц, N_A – постоянная Авогадро.

 

Основные положения атомно-молекулярной тео­рии

 

1. Все вещества состоят из молекул. Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

2. Молекулы состоят из атомов. Атом – наименьшая частица элемента в химических соединениях. Разным элементам соответст­вуют разные атомы.

3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении.

4. При химических реакциях молекулы одних веществ превра­щаются в молекулы других веществ. Атомы при химических реак­циях не изменяются.

Развитие методов химиче­ского анализа позволило определять соотношение элементов в со­единениях.

Закон по­стоянства состава: все соединения содержат элементы в строго определенных весовых пропорциях, независимо от способа получения (Ж. Пруст, 1801-1808 гг.). Так, например, сернистый газ, полученный сжиганием серы, или действием кислот на сульфиты, или любым другим способом, всегда содержит 1 весовую часть серы и 1 весо­вую часть кислорода.

Закон эквивалентов – для молекулярных соединений количество составляющих элементов пропорционально их химическим эквивалентам.

Эквивалент (Э) – частица ве­щества, которая в данной кислотно-основной реакции эк­вивалентна одному иону водорода или в данной окислитель­но-восстановительной реакции одному электрону.

Э = 1 / z (моль)

где z – степень окисления или число электронов, перешедших от восстановителя к окислителю.

Так, в Н₂О и NН₃ с 1 моль атомов водорода соединяется соответственно ½ моль атомов кислорода и ⅓ моль атомов азота, и следовательно эквивалент кислорода и азота равны ½ и ⅓ моля.

Масса 1 моля эквивалента вещества называется молярной массой эквивален­та или эквивалентной массой(m_Э) и равна мольной массе его атомов (М), деленной на валентность элемента (В) в данном соединении:

m_Э = М ∙ Э или m_Э = М / В (г/моль)

Так, эквивалентная масса кислорода и азота в Н₂О и NН₃, соответственно, вычисляются исходя из молярных масс элементов: кислорода 16∙½ = 8 г/моль и азота 14∙⅓ = 4,67 г/моль.

Эквивалент кислоты = 1 / основность (число атомов водорода);

Эквивалент основания = 1 / кислотность (число гидроксильных групп);

Эквивалент соли = 1 / валентность металла в соли · число атомов металла.

Эквивалент оксида = 1 / валентность металла · число атомов металла;

Эквивалентная масса кислоты = М (кислоты) / основность (кислоты);

Эквивалентная масса основания = М (основания) / кислотность (основания);

Эквивалентная масса оксида = М (оксида) / валентность металла · число атомов металла;

Эквивалентная масса соли = М (соли) / валентность металла в соли · число атомов металла.

Согласно закону эквивалентов: массы (объемы) реагирующих ве­ществ пропорциональны их эквивалентным массам (объемам):

m₁: m₂ = m_Э1: m_Э2 или V₁: V₂ = V_Э1: V_Э2

Закон кратных отношений: весовые доли любого из элементов в соединениях относятся друг к другу как небольшие целые числа (Д. Дальтон, 1808 г.) Из этого закона следует,что атомыэлементов соединяются в молекулы, причем молекулы содержат не­большое число атомов.

Важней­шим открытием атомно-молекулярной теории стал закон сохранения массы, который был сформулирован великим ученым М.В. Ломоносовым (1748 г.), подтвержден экспериментально им самим (1756 г.) и позже А.‑Л. Лавуазье (1789 г.).

Закон сохранения массы: масса всех веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе всех продуктов реакции.

Данный закон подтвердил, что атомы являются недели­мыми и при химических реакциях не изменяются. Молекулы при ре­акции обмениваются атомами, но общее число атомов каждого вида не изменяется, и поэтому общая масса веществ в процессе реакции сохраняется.

Закон сохранения массы является частным случаем общего зако­на природы – закона сохранения энергии: энергия изолированной системы постоянна. Энергия – это мера движения и взаимодействия различных видов материи. При любых процессах в изолированной системе энергия не производится и не уничтожается, она может только переходить из одной формы в дру­гую.

Одной из форм энергии является так называемая энергия покоя, которая связана с массой соотношением Эйнштейна: Е₀ = m₀ ∙ с², где с – скорость света в вакууме (с = 3∙10⁸ м/с). Это соотношение показывает, что масса может переходить в энергию и наоборот. Именно это и происходит во всех ядерных реакциях, и поэтому за­кон сохранения массы в ядерных процессах нарушается. Однако, за­кон сохранения энергии остается справедливым и в этом случае, ес­ли учитывать энергию покоя.

В химических реакциях изменение массы, вызванное выделением или поглощением энергии, очень мало и изменение массы невозможно зарегистри­ровать экспериментально, поэтому можно утверждать, что в хими­ческих реакциях закон сохранения массы выполняется практически точно.

Газовые законы

 

Изучение свойств газообразных веществ и химических реакций с участием газов сыграло настолько важную роль в становлении атомно-молекулярной теории, что газовые законы заслуживают специального рассмотрения.

Экспериментальные исследования, по изучению химических реакций между газообразными веществами, привели Ж.-Л. Гей-Люссака(1805) к открытию закона объемных отношений: при неизменных температуре и давлении объемы реагирующих газов относятся друг к другу и к объ­емам газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа. Так, при образовании хлорида водорода из простых веществ (H₂ + Cl₂ = 2HCl), объемы реагирующих и полученных веществ относятся друг к другу как 1:1:2, а при синтезе Н₂О из простых веществ (2H₂ + О₂ = 2H₂О) это соотношение – 2:1:2.

Эти пропорции нашли объяснение в законе Авогадро: в равных объемах разных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении) содержится равное количество молекул. Молекулы простых газообразных веществ, таких как водород, кислород, хлор и др., состоят из двух атомов.

Из закона Авогадро вытекает два важных следствия:

- молекулярная масса (н. у.) газа или пара (M₁) равна произведению его относительной плотности (D) к любому другому газу на молекулярную массу последнего (M₂)

M₁ = D ∙ M₂ ;

D = M ₁/ M ₂ – отношение массы данного газа к массе другого газа, взятого в том же объеме, при той же температуре и том же давлении.

Например, азот тяжелее гелия в 7 раз, поскольку плотность азота по гелию равна:

D _He(N₂) = M (N₂) / М (Не) = 28/4 =7

- моль любого газа при нормальных условиях (Р₀ = 1 атм или 101,325 кПа или 760 мм.рт.ст. и температура Т₀ = 273,15 К или 0°С) занимает объем 22,4 л.

Газообразное состояние вещества заданной массы характеризуется тре­мя параметрами: давлением Р, объемом V и температурой Т. Между этими величинами были экспериментально установлены следующие соотношения.

Закон Бойля-Мариотта: при постоянной температуре давление, производимое данной массой газа, обратно пропорционально объему газа.

Р₂ / Р₁ = V₁ / V₂, или РV = const.

Закон Гей-Люссака: при постоянном давлении объем газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре.

V₁ / Т₁ = V₂ / Т₂, или V/Т = const.

Закон Шарля: при постоянном объемедавление газа изменяется прямо пропорционально абсолютной температуре.

Р₁ / Т₁ = Р₂ / Т₂, или Р/Т = const.

Эти три закона можно объединить в один универсальный газовый закон:

Р₁V₁ / Т₁ = Р₂V₂ / Т₂, или РV /Т = const.

Это уравнение было установлено Б. Кла­пейроном (1834 г.). Значение постоянной в уравнении зависит только от количества вещества газа. Уравнение для одного моля газа было выведено Д.И. Менделеевым (1874 г.). Для одного моля газа постоян­ная называется универсальной газовой постоянной и обозначается R = 8,314 Дж/(моль ∙ К) = 0,0821 л∙атм/(моль∙К)

РV=RТ,

Для произвольного количества газа ν правую часть этого уравнения надо умножить на ν:

РV= νRТ или РV= (т/М)RТ,

которое называют уравнением Клапейрона-Менделеева. Это уравне­ние справедливо для всех газов в любых количествах и для всех зна­чений Р, V и Т, при которых газы можно считать идеальными.

Закон парциальных давлений: общее давление смеси газов, не вступающих в химическое взаимодействие, равно сумме парциальных давлений газов, составляющих смесь.