ANORGAANILINE KEEMIA KONSPEKT (0)

1. Водород

Степень окисления: -1, 0, 1
+1 – типичная степень окисления, характерна водородная связь, высокая температура кипения и плавления.

1.1 Использование

• Получение аммиака
  
• Ракетное топливо
  

1.2 Соединения с водородом

Соединения первой и второй группы имеют, как правило, ионную связь. (KH, CaH2). Для других соединений характерна ковалентная связь. (H2O, SiH4).
Гидриды могут быть щелочными, кислотными и амфотерными.
KH + H2O −→ KOH + H2 Щелочной
SiH4 + 3H2O−→ H2SiO3 + 4H2 Кислотный
Реакция кислотного и щелочного гидрида происходит с образованием комплекса
LiH + BH3 −→ Li[BH4]
AlH3 – амфотерный гидрид.

1.3 Химические свойства

При комнатной температуре реагирует только с фтором.
Paukgaas – смесь водорода с кислородом, взрывоопасна.

1.4 Получение

В промышленности: CH4 + H2O → CO + 3 H2 (Т = 800)
В лаборатории: Zn + HCl → ZnCl2 + H2

2. Галогены

Cl, F, Br, I, At.
Типичные степени окисления – фтор: -1, хлор, бром, йод: -1, +1, +3, +5, +7. Редко +6 и +4.

2.1 Использование

F2 – в качестве окислителя, для производства фторосодержащей продукции (тефлон, фреоны).
Cl2– для производства множества органических и неорганических соединений. Для дезинфекции и в качестве окислителя.
Br2 – для производства множества органических и неорганических соединений. Используется качестве окислителя.
I2 – в медицине

2.2 Химические свойства

Активные неметаллы, реагируют со множеством веществ при комнатной температуре. Изо всех элементов (кроме инертных газов) только O2, N2 и С (алмаз) не реагируют напрямую с галогенами. Галогены – это сильные окислители.
Фтор напрямую реагирует со всеми металлами и большинством неметаллов. Водяной пар горит во фторе.
Все галогены ядовиты.

2.3 Физические свойства

F2 – зелёно-жёлтый газ.
Cl2– жёлтый газ.
Br2 – коричнево-красная жидкость.
I2 – серебристые кристаллы.

2.4 Получение

F2 – электролизом KHF2.
Cl2– также электролизом. В лаборатории – 4HCl + MnO2 −→ Cl2 + MnCl2 + 2H2O.
Br2 – из морской или солёной озёрной воды.
I2 – из водорослей.

2.5 Соединения галогенов

Степень окисления: -1

• с водородом – HF, HCl, HBr, HI. Бесцветные газы с острым запахом. HF реагирует даже со слабо активными соединениями. HCl, HBr, HI в основном используют в качестве растворов. HCl – соляная кислота. Максимальная концентрация – 37%.
  
• с металлами – фториды плохо растворяются в воде (NaF, KF, CaF2). Остальные металогалогены хорошо растворяются в воде.
  

Примеры использования:
NaCl - keemiatööstuse lähteaine, maitseaine , konservant
KCl - väetis
CaCl2 - jahutussegudes, vettsiduva ainena
AgCl, AgBr , AgI - valgustundlike materjalide komponent
KBr, KI - meditsiinis
NaF - antiseptik (puidu konserveerimine ).
Степень окисления: +1

• Hüpokloritid ja nende analoogid disproportsioneeruvad kergesti: 3KCl+IO −→ 2KCl + KClO3
  
• Гипохлориты можно получить, разбавляя хлор в холодном щелочном растворе 2KOH + Cl2 → KCl + KClO + H2O
  

Степень окисления: +5
Хлораты можно получить разбавлением хлора в теплых щелочных растворах
6NaOH + 3Cl2 −→ 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
Стабильность соединений возрастает от хлора к йоду.
KClO3 — Berthollet ’ sool. Используют для создания фейерверков.
Степень окисления: +7
Перхлораты можно получить при нагреве хлоратов: 4KClO3 → 3KClO4 + KCl

2.6 Биологическая функция

Все ядовиты. В организме содержится только йод.
Cl− — во многих биологических процессах, например, ионный регулятор в стенках клетки.
F — в составе зубов.
I — содержится в гормонах, нужен для работы нервов.

3. Кислород и сера

Типичные степени окисления:

• О2 – -2, +1, -1, +2, +6
  
• S – +2, -2, +5, +6
  

3.1 Физические свойства

• Кислород – бесцветный газ. O2 обладает магнитными свойствами. O3 – синего цвета ядовитый газ с острым запахом.
  
• Сера – жёлтый порошок. Существует в виде S8. Т плавления – 119 градусов.
  

3.2 Химические свойства

• Кислород – очень активный элемент, реагирует с большинством простых и не только веществ при комнатной температуре, особенно при нагревании. В соединениях с фтором у кислорода позитивная степень окисления.
  
• Сера реагирует с большинством металлов, образуя сульфиды. При нагреве реагирует и с неметаллами.
  

3.3 Получение

O2: В промышленности – электролизом воды или дистилляцией водяного пара. В лаборатории – разложением перманганата калия.
O3: При воздействии электронов, протонов или ультрафиолетовых лучей на кислород.
S: Напрямую из природных источников.

3.4 Использование

Кислорода: дыхание, медицина, химическое производство.
Озона: очищение воды.
Серы: производства серной кислоты и KHSO3.

3.5 Соединения с серой

Степень окисления: +4
Галогениды, оксиды галогенидов, оксиды и всевозможные анионы. Эти соединения используются из-за хорошей способности к восстановлению.
SO2 – газ с острым запахом, бесцветный. Большое значения для производства серной кислоты. Получение в лаборатории: Na2SO3 + 2HCl → 2NaCl + SO2 + H2O. Атмосферу SO2 используют при упаковке продуктов питания.
Степень окисления: -2
Соединения серы в данном случае напоминают соединения с кислородом. Na2O – Na2S.
Аналогично с оксидами сульфиды могут быть амфотерными, щелочными и кислотными.
Растворимость сульфидов металлов в воде зависит от pH среды. Сульфиды бывают разных цветов.
Степень окисления: +6
SO3, H2SO4. Молекулы SO3 существуют в газообразном виде.

3.6 Производство серной кислоты

1. Получение SO2:
4FeS2 + 11O2 −→ 8SO2 + 2Fe2O3
2. Окисление SO2 при наличии платинового катализатора:
2SO2 + O2 → 2SO3
3. SO3 растворяют в концентрированной серной кислоте. Полученный раствор называется олеумом ( ooleum ).
4. При разбавлении олеума водой получают серную кислоту.
*Напрямую разбавлять нельзя, потому что при реакции SO3 с водой выделяется ольшое количество энергии, серная кислота кипит и улетучивается.

4. Азот и фосфор

Типичные степени окисления:
Азот – -3, -1, +1, +3, +5, реже +2 и +6.
Фосфор – -3… +5, чаще всего +5.

4.1 Физические свойства

• Азот – бесцветный газ, не имеет запаха. Основной компонент воздуха.
  
• Фосфор – может существовать в качестве P2, P4 и полимеризированном виде.
  
• Белый фосфор – P4. Ядовит, мягок, образуется при конденсации паров. Взрывоопасен, температура плавления – 44 градуса.
  
• Красный фосфор –много различных форм, состоит из полимеризированных цепей P4. Температура плавления – 600 граусов.
  
• Черный фосфор – kihilise, polümeerse struktuuriga. Получают из белого фосфора путём нагревания под большим давлением.
  

4.2 Химические свойства

• Азот – особенно стабилен, N≡N. При комнатной температуре реагирует только с литием. При высокой температуре может вести себя как окислитель и восстановитель.
  
• Фосфор – может вести себя и как окислитель, и как восстановитель. Больший атомный радиус, чем у азота.
  

4.3 Получение

Азот – в промышленности получают путём фракционной дистилляции влажного воздуха. В лаборатории – нагревом: NH4N + O2 −→ N2 + 2H2O.
Фосфор – получают нагревом фосфата кальция с песком и углём: 2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 → 6CaSiO3 + 10CO + P4. Т = 1500 градусов.
фосфор выделяется в виде газа, при охлаждении получают белый фосфор и снова нагревают. Получается красный.

4.4 Использование

Азот – для производства аммиака, создания инертной атмосферы.
Фосфор – спички, оружие.

4.5 Соединения с азотом

Степень окисления: -3
При высокой температуре реагирует с металлами и неметаллами, образуя нитриды.
3Mg + N2 −→ Mg3N2
Нитриды d-элементов особенно стабильны.
Степень окисления: -2
Гидразин, H4N2. Бесцветная жидкость, хороший восстановитель.
Степень окисления: -1
Гидроксиламин, HONH2.
Белое кристаллическое вещество, хорошо растворяется.
Степень окисления: +1
N2O, naerugaas . Наркоз.
Степень окисления: +2
NO – бесцветный газ. Получают окислением аммиака или реакцией разбавленной азотной кислоты с медью. Обладает магнитными свойствами, легко окисляется.
Степень окисления +3
Довольно много соединений, например, NF3, N2O3 .
Степень окисления +4
NO2 – ядовитый газ коричнево-красного цвета.
Степень окисления +5
Известна асидная кислота HN3. Взрывоопасна.

4.6 Азотная кислота

Азотная кислота – это бесцветная жидкость, её промышленное производство проходит в 4 этапа:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (платиновый катализатор)
2NO + O2 → 2NO2
2NO2 + H2O −→ HNO3 + HNO2
3HNO2 → HNO3 + 2NO + H2O
Аqua regia или kuningvesi это раствор азотной кислоты с соляной кислотой 1 к 3. Растворяет платину, золото и другие пассивные металлы.
Нитраты хорошо растворяются в воде.

4.7 Аммиак

Наиболее часто используемый нитрид NH3. Бесцветный газ с острым запахом. Хорошо растворяется в воде.
Получение: N2 + 3H2 → 2NH3
NH3 + H2O −→←− NH3 · H2O

4.8 Соединения с фосфором

Степень окисления -3
При нагревании реагирует со всеми металлами, создавая фосфиды. PH3 – фосфан – ядовитый газ с неприятным запахом.
2P4 + 3Ba(OH)2 + 6H2O −→ 3Ba(PO2H2)2 + 2PH3
Степень окисления +1
Соли – хорошие восстановители.
Степень окисления +3
Соединения с кислотными свойствами.
Степень окисления +5
Известно много соединения с серой, галогенами, кислородом и азотом.

4.9 Ортофосфорная кислота

H3PO4.
Большинство фосфатов плохо растворяются в воде и представляют собой белые порошки. Используются в качестве удобрений.

5. Углерод и кремний

Типичные степени окисления:
Углерод – -4, -2, 2, 4.

5.1 Химические свойства

• Углерод инертен, на высоких температурах реагирует с металлами и неметаллами. Хороший восстановитель.
  
• Кремний (Räni) инертен, при комнатной температуре реагирует только с фтором. При повышении температуры играет роль восстановителя. Из кислот реагирует только с азотной и фтористоводородной. С щелочами охотно.
  

5.2 Использование

Углерод – для получения тепловой энергии (уголь), для электролиза (графит), в качестве украшений (алмаз).

5.3 Соединения с углеродом

Степень окисления: +2
СО, CS, HCN.
СО играет роль восстановитель на высоких температурах, используется в металлургии.
Степень окисления: +4
CO2, CS2.
COCl2 – фосген, ядовитое вещество.
CS2 используют в качестве растворителя, ядовит.
CO2 – компонент воздуха. Получают разложением карбоната кальция, используют для приготовления соды.
Карбонаты, как правило, твёрдые.
Соду получают в два этапа:
1. CO2 (g) + NH3 (ℓ) + H2O (v) → NH+4 (ℓ) + HCO−3 (ℓ)
2. HCO−3(ℓ) + Na+ (ℓ) → NaHCO3 (t) ↓

5.4 Соединения с кремнием

Степень окисления: +4
SiF4, SiCl4
Так как это предпочтительная степень окисления, многие соединения полимерны.
* Lubjakivi – CaO
Стекло получают, расплавляя смесь из SiO2, Na2O, CaO.

6. d-элементы

Элементы, атомы которых имеют частично или полностью заполненную ээлектронами d-орбиталь.
Степень окисления, как правило, +1, +2.

7. Железо

Типичные степени окисления: +2, +3. Редкие: -2, 0, +4, +6.

7.1 Химические свойства

Железо – металл со средней химической активностью. Легко окисляется в условиях повышенной влажности. Реагирует с разбавленными кислотами.

7.2 Получение

Первым этапом является восстановление железа то чугуна ( malm ) (железо + фосфор + углерод). Из чугуна уже получают железо.

7.3 Использование

Строительный материал, катализатор.

7.4 Соединения с железом

Степень окисления: 0
Fe + 5CO −→ Fe(CO)5
Степень окисления: +2
FeCl3 + K4[Fe(CN)6] −→ KFe[Fe(CN)6] + 3KCl
*Koordinatsiooniarv – 6.
Степень окисления: +3
*Koordinatsiooniarv – 6, иногда 4.
FeCl2 + K3[Fe(CN)6] −→ KFe[Fe(CN)6] + 2KCl

7.5 Коррозия железа

Происходит при контакте с раствором электролита, чаще всего – водой.
Анод: 2Fe → 2Fe2+ + 4e–
Катод: O2 + 2H2O + 4e− → 4OH−
14