Химическая промышленность - вид промышленности, в котором ключевое значение имеет переработка сырья химическими методами. Основными материалами, использующимися в этой отрасли, являются различное минеральное сырьё и нефть. Роль химической промышленности в современном мире очень велика. Благодаря ей люди могут пользоваться различными пластмассовыми и пластиковыми изделиями, а также другими продуктами переработки нефти. Кроме этого, отрасль даёт взрывчатые вещества, удобрения для сельскохозяйственных нужд, лекарственные препараты и так далее.
Развитие
Началом истории этой отрасли принято считать промышленный переворот, который произошёл в начале XVII века. До XVI века «наука о веществах» вообще развивалась очень медленно, но, как только люди научились применять эти знания в промышленности, многое изменилось. Самым первым продуктом химической промышленности стала серная кислота, которая и сейчас остаётся исключительно важным веществом и используется во многих сферах деятельности человека. В то время это соединение в основном использовалось в обработке руд металлов, необходимых для промышленной революции в большом количестве. Первые предприятия по выпуску серной кислоты были созданы в Англии, Франции и России.
Вторым этапом развития этой сферы стала необходимость массового выпуска кальцинированной соды. Это вещество было необходимо для обеспечения производства стекла и тканей.
На первом этапе самый большой вклад в развитие отрасли внесла Англия. С увеличением интереса к органической химии всё большее влияние на развитие этой науки оказывала Германия, чьи учёные до сих пор считаются одними из лучших специалистов в этой сфере. В начале XX века большая часть химических производств находилась именно в этой стране, что, по мнению некоторых аналитиков, обеспечило немецким лидерам уверенность в победе в Первой мировой войне из-за высокого качества взрывчатых веществ и перспективных исследований химического оружия. Кстати, впервые боевой отравляющий газ применили именно германские войска.
Отрасли химической промышленности
Сейчас актуальна как неорганическая, так и органическая химия, ежегодно совершается множество открытий в этих сферах. Наиболее перспективными разработками являются:
- Переработка нефти.
- Создание лекарственных препаратов.
- Создание удобрений.
- Создание полимеров и пластмасс.
- Изучение проводниковых свойств веществ.
Над созданием идеального проводника учёные работают уже несколько десятилетий. В случае успеха человечество сможет использовать ресурсы планеты гораздо более эффективно.
Химическая промышленность в России
Нефтехимия
Нефтехимия - ключевая отрасль химической промышленности в России. Во многом это связано с исключительно важной ролью нефтеперерабатывающей промышленности в экономике страны. Учебные заведения ежегодно выпускают десятки тысяч специалистов-нефтехимиков. Государство также выделяет большие деньги на спонсирование исследований в этой области.
Ежегодный объём продаж всех нефтехимических производств составляет более 500 миллиардов рублей.
Производство аммиака
«Тольяттиазот» является одним из ведущих производителей аммиака в мире. С недавнего времени фирма выпускает более 3 миллионов тонн газа в год, это исключительно высокий показатель. По оценкам специалистов, доля этой компании в мировом производстве аммиака составляет от 8 до 10%, также предприятие занимается производством минеральных удобрений и занимает в этом секторе около 20% российского рынка.
Производство удобрений
Немаловажной частью отрасли является и производство удобрений. На территории России расположены очень крупные месторождения сырьевых ресурсов для этой отрасли. Производство ресурсов для создания химических удобрений также хорошо развито. Во времена СССР над повышением эффективности удобрений работали лучшие учёные, сделавшие немало фундаментальных открытий в этой области. Благодаря этому Россия является одним из важнейших экспортёров удобрений.
Фармакологическая промышленность
Производство лекарственных средств и их компонентов является очень перспективным направлением. В настоящее время эта отрасль не покрывает российских потребностей, а создание многих препаратов даже не налажено. Поэтому ежегодно иностранные инвесторы, включая крупные химические концерны, вкладывают средства на развитие этой отрасли. Тем не менее существенное увеличение объёмов производства и качества продукции, по оценкам аналитиков, произойдёт в лучшем случае через десять лет.
Химическая промышленность в мире
Наиболее развита химическая промышленность в Германии, Великобритании и США. То есть среди европейских стран наиболее продвинутыми обычно являются государства, которые внесли определённый вклад в развитие химии как науки. В случае с США это связано с благоприятными условиями для развития химии и фармакологии: хорошая экономическая обстановка, наличие больших сырьевых ресурсов и развитой транспортной системы, переманивание лучших специалистов из других стран.
В частности, в пятёрке концернов с наибольшей прибылью 2 компании из Германии, 2 из Великобритании и одна из США.
Химическая система - сочетание веществ, взаимодействующих друг с другом. Система отделяется от окружения мысленно или фактически. Химические системы делятся на следующие виды:
а) гомогенные
б) гетерогенные
в) дисперсионные
г) нонвариантные
д) моновариантные
е) бивариантные
ж) поливариантные.
Гомогенная система - физико-химическая система, содержащая одну фазу.
В гомогенной системе, включающей два и более химических компонента, каждый из компонентов распределяется в объеме другого соединения в виде молекул, атомов или ионов. Компоненты гомогенной системы имеют определенные значения по системе или непрерывно меняющиеся от одной к другой точке системы. Известны следующие гомогенные системы: лед, жидкие или твердые растворы, смеси газов. При этом различают жидкие, кристаллические и аморфные вещества.
Гетерогенная система - система, включающая несколько гомогенных частей (фаз), разделенных границами.
Фазы могут отличаться одна от другой составом и свойствами.
Фаза - гомогенная часть гетерогенной системы, имеющая одинаковые свойства во всех точках и отделяющаяся от других частей границами.
Дисперсная система - система мельчайших частиц (твердых, жидких или газообразных), суспендированных в жидкой, газообразной или твердой среде (дисперсная среда).
Примерами дисперсных систем являются: молоко, в котором частицы жира суспендированы в воде, а также различные эмульсии, суспензии, туманы, пены и дымы.
Дисперсные системы изучаются в химии коллоидов. Известны жидкие, гелеподобные и твердые коллоиды.
В термодинамике существуют такие понятия, как изолированная, открытая и стабильная системы, а также моновариантная, бивариантная и поливариантная системы.
Изолированная система - система, которая не может обмениваться энергией и веществом с окружающей средой.
Открытая система обменивается энергией и веществом со средой.
В стабильной химической системе между веществами, образующими систему, существует равновесие.
Моновариантная система - химическая система, в которой две фазы находятся в равновесии.
Нонвариантная химическая система - система, в которой три компонента (или фазы) находятся в равновесии.
Бивариантная (поливариантная) система - система, представляющая собой одну фазу и сумму трех или более независимых компонентов и внешних факторов (температура и давление).
Среди агрегированных состояний известны конденсированные состояния при стандартных условиях (Т =291,15 К; Р=101,325 кПа).
Конденсированные вещества могут находиться в твердом или жидком состояниях; твердые вещества могут быть кристаллическими или аморфными.
Стабильность химических систем достигается присутствием химических связей и взаимодействий, которые различаются по энергии и природе. В дисперсных системах имеют место наиболее разнообразные системы связей и взаимодействий.
Дисперсионная среда - вещество, которое присутствует протяженной фазой в дисперсной системе.
Дисперсная фаза - вещество, распределенное в среде.
В зависимости от линейных размеров дисперсионной фазы образуются гомогенные и гетерогенные дисперсные системы. Гомогенные дисперсные системы обычно называются растворами. Они могут быть твердыми, жидкими или газовыми. В растворах линейные размеры дисперсной фазы не превышают 1 нм. Гетерогенные дисперсные системы разделяются на коллоидные системы (линейный размер частиц более 100 нм). В зависимости от агрегатного состояния дисперсной среды различают твердые (сплавы); жидкие (пены, эмульсии, суспензии); газовые (туманы, дымы, аэрозоли, газовые смеси) дисперсные системы. В этих системах возможны два или более видов фазовых границ, а также два или более видов химических связей. В сплавах между фазами образуются граничные слои с переменной электронной плотностью. При образовании сплавов в основном принимают участие металлические связи, вместе с тем образование ионных и ковалентных связей также возможно.
Когда возникают пены, во взаимодействии участвуют газы и жидкие компоненты. В граничном слое обычно присутствует растворенный газ в соответствующей жидкости. Здесь главные химические связи ковалентные. Эмульсии содержат две или более жидких фаз, а суспензии имеют твердые и жидкие фазы (в суспензиях твердая фаза распределяется в жидкой среде).
Дымы являются дисперсными системами, в которых твердые частицы распределяются в газовой среде. В то же время в туманах частицы жидкой фазы распределяются в газовых смесях.
Во всех этих случаях присутствуют различные химические связи и взаимодействия, а также для соответствующих дисперсных систем наблюдается особенное распределение электронной плотности.
Известно, что молекулы химических веществ могут быть представлены в виде карт электронной плотности. При сложении такого описания целесообразно представлять химические системы в виде карт изменений плотности (или других свойств) для реальных фаз с учетом данных для межфазных слоев. Например, для суспензии, в которой распределены частицы практически одного размера и одной формы, имеющие на поверхности активные центры, взаимодействующие с дисперсионной средой, можно представить изменения плотности в одном направлении в виде диаграммы.
Поверхностный слой, образующийся на границе «суспензия - воздушная среда», обычно имеет большую, чем дисперсионная среда, плотность, поскольку химические частицы поверхностного слоя находятся под влиянием поля частиц во внутренних слоях дисперсионной среды и дисперсионной фазы. При этом не учитываются флуктуации плотности в дисперсионной среде и дисперсионной фазе. Для представления образования и свойств дисперсных систем являются важными такие понятия, как адсорбция, хемосорбция, адгезия, когезия, коагуляция, золь, гель, лиофобность, лиофильность.
Адсорбция - процесс увеличения концентрации химического соединения на межфазной поверхности по отношению к концентрации этого вещества в объеме.
Хемосорбция - адсорбция, сопровождающаяся химическими реакциями.
Процессы хемосорбции зачастую связываются (сопровождаются) процессами адгезии.
Адгезия - связывание различных жидких и твердых фаз на их границе.
Когезия - связывание (образование связей) между химическими частицами в гомогенной фазе.
Т.о., адгезия и когезия - противоположные процессы. Благодаря адгезии твердые тела могут быть изотропными и не разрушаться на отдельные фазы. Однако при определенных условиях возможны фазовые распределения или взаимодействия частиц дисперсной фазы между собой. Для коллоидных систем возможна коагуляция.
Коагуляция - слипание вместе частиц дисперсной фазы в коллоидных системах.
При коагуляции в жидкой дисперсной среде образуются гели.
Гели - желеподобные коллоидные системы с жидкой дисперсной средой.
Золи - обычно коллоидные растворы или коллоидные системы, включающие взаимодействующие между собой дисперсную фазу и дисперсную среду.
Для характеристики способности веществ к взаимодействию с жидкой средой применяют термины «лиофобность» и «лиофильность».
Окружающий мир материален. Материя бывает двух видов: вещество и поле. Объект химии – вещество (в том числе и влияние на вещество различных полей – звуковых, магнитных, электромагнитных и др.)
Вещество - все, что имеет массу покоя (т.е. характеризуется наличием массы тогда, когда не движется) . Так, хотя масса покоя одного электрона (масса не движущегося электрона) очень мала – около 10 -27 г, но даже один электрон – это вещество.
Вещество бывает в трех агрегатных состояниях – газообразном, жидком и твердом. Есть еще одно состояние вещества – плазма (например, плазма есть в грозовой и шаровой молнии), но в школьном курсе химию плазмы почти не рассматривают.
Вещества могут быть чистыми, очень чистыми (нужными, например, для создания волоконной оптики), могут содержать заметные количества примесей, могут быть смесями.
Все вещества состоят из мельчайших частиц – атомов. Вещества, состоящие из атомов одного вида (из атомов одного элемента), называют простыми (например, древесный уголь, кислород, азот, серебро и др.). Вещества, которые содержат связанные между собой атомы разных элементов, называют сложными.
Если в веществе (например, в воздухе) присутствуют два или большее число простых веществ, и их атомы не связаны между собой, то его называют не сложным, а смесью простых веществ. Число простых веществ сравнительно невелико (около пятисот), а число сложных веществ огромно. К настоящему времени известны десятки миллионов разных сложных веществ.
Химические превращения
Вещества способны вступать между собой во взаимодействие, причем возникают новые вещества. Такие превращения называют химическими . Например, простое вещество уголь взаимодействует (химики говорят – реагирует) с другим простым веществом – кислородом, в результате образуется сложное вещество – углекислый газ, в котором атомы углерода и кислорода связаны между собой. Такие превращения одних веществ в другие называют химическими. Химические превращения – это химические реакции. Так, при нагревании сахара на воздухе сложное сладкое вещество – сахароза (из которого состоит сахар) – превращается в простое вещество – уголь и сложное вещество – воду.
Химия изучает превращения одних веществ в другие. Задача химии – выяснить, с какими именно веществами может при данных условиях взаимодействовать (реагировать) то или иное вещество, что при этом образуется. Кроме того, важно выяснить, при каких именно условиях может протекать то или иное превращение и можно получить нужное вещество.
Физические свойства веществ
Каждое вещество характеризуется совокупностью физических и химических свойств. Физические свойства – это свойства, которые можно охарактеризовать с помощью физических приборов . Например, с помощью термометра можно определить температуру плавления и кипения воды. Физическими методами можно охарактеризовать способность вещества проводить электрический ток, определить плотность вещества, его твердость и т.д. При физических процессах вещества остаются неизменными по составу.
Физические свойства веществ подразделяют на счислимые (те, которые можно охарактеризовать с помощью тех или иных физических приборов числом, например, указанием плотности, температур плавления и кипения, растворимости в воде и др.) и несчислимые (те, которые охарактеризовать числом нельзя или очень трудно – такие, как цвет, запах, вкус и др.).
Химические свойства веществ
Химические свойства вещества – это совокупность сведений о том, с какими другими веществами и при каких условиях вступает в химические взаимодействия данное вещество . Важнейшая задача химии – выявление химических свойств веществ.
В химических превращениях участвуют мельчайшие частицы веществ – атомы. При химических превращениях из одних веществ образуются другие вещества, и исходные вещества исчезают, а вместо них образуются новые вещества (продукты реакции). А атомы при всех химических превращениях сохраняются . Происходит их перегруппировка, при химических превращениях старые связи между атомами разрушаются и возникают новые связи.
Химический элемент
Число различных веществ огромно (и у каждого из них своя совокупность физических и химических свойств). Атомов, отличающихся друг от друга по важнейшим характеристикам, в окружающем нас материальном мире сравнительно невелико – около ста. Каждому виду атомов отвечает свой химический элемент. Химический элемент – это совокупность атомов с одинаковыми или близкими характеристиками . В природе встречается около 90 различных химических элементов. К настоящему времени физики научились создавать новые, отсутствующие на Земле виды атомов. Такие атомы (и, соответственно, такие химические элементы) называют искусственными (по-английски – man-made elements). Искусственно полученных элементов к настоящему времени синтезировано более двух десятков.
Каждый элемент имеет латинское название и одно- или двух-буквенный символ. В русскоязычной химической литературе нет четких правил произношения символов химических элементов. Одни произносят так: называют элемент по-русски (символы натрия, магния и др.), другие – по латинским буквам (символы углерода, фосфора, серы), третьи – как звучит название элемента по-латыни (железо, серебро, золото, ртуть). Символ элемента водорода Н у нас принято произносить так, как эту букву произносят по-французски.
Сравнение важнейших характеристик химических элементов и простых веществ приведено в таблице ниже. Одному элементу может отвечать несколько простых веществ (явление аллотропии: углерод, кислород и др.), а может – и одно (аргон и др. инертные газы).
Классификация веществ Все вещества можно разделить на простые состоящие из атомов одного элемента и сложные – состоящие из атомов различных элементов. Простые вещества делятся на металлы и неметаллы: Металлы – s и d элементы. Неметаллы – p элементы. Сложные вещества делятся на органические и неорганические.
Свойства металлов определяются способностью атомов отдавать свои электроны. Характерный тип химической связи для металлов – металлическая связь. Она характеризуется такими физическими свойствами: ковкость, тягучесть, теплопроводность, электропроводность. При комнатных условиях все металлы кроме ртути находятся в твердом состоянии.
Свойства неметаллов определяются способностью атомов легко принимать электроны и плохо отдавать свои. Неметаллы обладают противоположными металлам физическими свойствами: их кристаллы хрупкие, отсутствует «металлический» блеск, низкие значения теплои электропроводности. Часть неметаллов при комнатных условиях газообразна.
Классификация органических соединений. По строению углеродного скелета: Насыщенные/ненасыщенные Линейные/разветвленные/циклические По наличию функциональных групп: Спирты Кислоты Простые и сложные эфиры Углеводы Альдегиды и кетоны
Оксиды – сложные вещества, молекулы которых состоят из двух элементов, один из которых – кислород в степени окисления -2. Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие(безразличные). Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.
Основные оксиды – это оксиды, образующие в реакциях с кислотами или кислотными оксидами соли. Основные оксиды образуются металлами с невысокой степенью окисления (+1, +2) – это элементы 1 й и 2 й групп периодической таблицы. Примеры основных оксидов: Na 2 O, Ca. O, Mg. O, Cu. O. Примеры реакций образования солей: Cu. O + 2 HCl Cu. Cl 2 + H 2 O, Mg. O + CO 2 Mg. CO 3.
Основные оксиды Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой, образуя основания: Na 2 O + H 2 O 2 Na. OH Ca. O + H 2 O Ca(OH)2 Оксиды других металлов с водой не реагируют, соответствующие основания получаются косвенным путем.
Кислотные оксиды – это оксиды, образующие в реакциях с основаниями или с основными оксидами соли. Кислотные оксиды образуются элементами – неметаллами и d – элементами в высоких степенях окисления (+5, +6, +7). Примеры кислотных оксидов: N 2 O 5, SO 3, CO 2, Cr. O 3, V 2 O 5. Примеры реакций кислотных оксидов: SO 3 + 2 KOH K 2 SO 4 + H 2 O Ca. O + CO 2 Ca. CO 3
Кислотные оксиды Часть кислотных оксидов реагирует с водой с образованием соответствующих кислот: SO 3 + H 2 O H 2 SO 4 N 2 O 5 + H 2 O 2 HNO 3 Другие кислотные оксиды напрямую с водой не реагируют (Si. O 2 , Te. O 3 , Mo. O 3 , WO 3), соответствующие кислоты получаются косвенным путем. Один из способов получения кислотных оксидов – отнятие воды от соответствующих кислот. Поэтому кислотные оксиды иногда называются «ангидридами» .
Амфотерные оксиды обладают свойствами и кислотных и основных оксидов. С сильными кислотами такие оксиды реагируют как основные, а с сильными основаниями как кислотные: Sn. O + H 2 SO 4 Sn. SO 4 + H 2 O Sn. O + 2 KOH + H 2 O K 2
Способы получения оксидов Окисление простых веществ: 4 Fe + 3 O 2 2 Fe 2 O 3, S + O 2 SO 2. Горение сложных веществ: CH 4 + 2 O 2 CO 2 + 2 H 2 O, 2 SO 2 + O 2 2 SO 3. Термическое разложение солей, оснований и кислот. Примеры соответственно: Ca. CO 3 Ca. O + CO 2, Cd(OH)2 Cd. O + H 2 O, H 2 SO 4 SO 3 + H 2 O.
Номенклатура оксидов Название оксида строится по формуле «оксид + название элемента в родительном падеже» . Если элемент образует несколько оксидов, то после названия в скобках указывают степень окисления элемента. Например: CO – оксид углерода (II), CO 2 – оксид углерода (IV), Na 2 O – оксид натрия. Иногда вместо степени окисления в названии указывается число атомов кислорода: монооксид, диоксид, триокид и т. д.
Гидроксиды – соединения, содержащие в своем составе гидроксогруппу (-OH). В зависимости от прочности связей в ряду Э-O-H гидроксиды делятся на кислоты и основания: У кислот самая слабая связь O-H, поэтому при их диссоциации образуется Э-О- и H+. У оснований самая слабая связь Э-О, поэтому при диссоциации образуются Э+ и OH-. У амфотерных гидроксидов может быть разорвана любая из этих двух связей, в зависимости от природы вещества, с которым реагирует гидроксид.
Кислоты Термин «кислота» в рамках теории электролитической диссоциации имеет следующее определение: Кислоты – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием катионов водорода и анионов кислотного остатка. HA H++AКислоты делятся на сильные и слабые (по способности к диссоциации), на одно-, двух-, и трехосновные (по количеству содержащихся атомов водорода) и на кислородсодержащие и бескислородные. Например: H 2 SO 4 – сильная, двухосновная, кислородсодержащая.
Химические свойства кислот 1. Взаимодействие с основаниями с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): H 2 SO 4 + Cu (OH)2 Cu. SO 4 + 2 H 2 O. 2. Взаимодействие с основными и амфотерными оксидами с образованием солей и воды: 2 HNO 3 + Mg. O Mg(NO 3)2 + H 2 O, H 2 SO 4 + Zn. O Zn. SO 4 + H 2 O.
Химические свойства кислот 3. Взаимодействие с металлами. Металлы, стоящие в “Ряду напряжений” до водорода, вытесняют водород из растворов кислот (кроме азотной и концентрированной серной кислот); при этом образуется соль: Zn + 2 HCl Zn. Cl 2 + H 2 Металлы, находящиеся в “Ряду напряжений” после водорода, водород из растворов кислот не вытесняют Cu + 2 HCl ≠.
Химические свойства кислот 4. Некоторые кислоты при нагревании разлагаются: H 2 Si. O 3 H 2 O + Si. O 2 5. Менее летучие кислоты вытесняют более летучие кислоты из их солей: H 2 SO 4 конц + Na. Clтв Na. HSO 4 + HCl 6. Более сильные кислоты вытесняют менее сильные кислоты из растворов их солей: 2 HCl + Na 2 CO 3 2 Na. Cl + H 2 O + CO 2
Номенклатура кислот Названия бескислородных кислот составляют, добавляя к корню русского названия кислотообразующего элемента (или к названию группы атомов, например, CN – циан, CNS – родан) суффикс «-о-» , окончание «водородная» и слово «кислота» . Например: HCl – хлороводородная кислота H 2 S – сероводородная кислота HCN – циановодородная кислота
Номенклатура кислот Названия кислородсодержащих кислот образуются по формуле «название элемента» + «окончание» + «кислота» . Окончание меняется в зависимости от степени окисления кислотообразующего элемента. Окончания «–овая» / «-ная» используются для высших степеней окисления. HCl. O 4 – хлорная кислота. Затем используются окончание «–оватая» . HCl. O 3 – хлорноватая кислота. Затем используется окончание «–истая» . HCl. O 2 – хлористая кислота. Наконец, последнее окончание «-оватистая» HCl. O – хлорноватистая кислота.
Номенклатура кислот Если элемент образует всего две кислородсодержащие кислоты (например сера), то для высшей степени окисления используется окончание «–овая» / «- ная» , а для более низкой окончание «-истая» . Пример для кислот серы: H 2 SO 4 – серная кислота H 2 SO 3 – сернистая кислота
Номенклатура кислот Если один кислотный оксид присоединяет различное количество молекул воды при образовании кислоты, то кислота, содержащая большее количество воды обозначается приставкой «орто-» , а меньшее «мета-» . P 2 O 5 + H 2 O 2 HPO 3 - метафосфорная кислота P 2 O 5 + 3 H 2 O 2 H 3 PO 4 - ортофосфорная кислота.
Основания Термин «основание» в рамках теории электролитической диссоциации имеет следующее определение: Основаниями – это вещества, диссоциирующие в растворах с образованием гидроксид - ионов (OH‾) и ионов металлов. Основания классифицируются на слабые и сильные(по способности к диссоциации), на одно-, двух-, трехкислотные (по количеству гидроксогрупп, которые могут заместиться на кислотный остаток) на растворимые (щелочи) и нерастворимые(по способности растворяться в воде). Например, KOH – сильное, однокислотное, растворимое.
Химические свойства оснований 1. Взаимодействие с кислотами: Ca(OH)2 + H 2 SO 4 Ca. SO 4 + H 2 O 2. Взаимодействие с кислотными оксидами: Ca(OH)2 + CO 2 Ca. CO 3 + H 2 O 3. Взаимодействие с амфотерными оксидами: 2 KOH + Sn. O + H 2 O K 2
Химические свойства оснований 4. Взаимодействие с амфотерными основаниями: 2 Na. OH + Zn(OH)2 Na 2 5. Термическое разложение оснований с образованием оксидов и воды: Ca(OH)2 Ca. O + H 2 O. Гидроксиды щелочных металлов при нагревании не распадаются. 6. Взаимодействие с амфотерными металлами (Zn, Al, Pb, Sn, Be): Zn + 2 Na. OH + 2 H 2 O Na 2 + H 2
Номенклатура оснований Название основания образуется по формуле «гидроксид» + «название металла в родительном падеже» . Если элемент образует несколько гидроксидов, то в скобках указывается его степень окисления. Например Cr(OH)2 – гидроксид хрома (II), Cr(OH)3 – гидроксид хрома (III). Иногда в названии приставкой к слову «гидроксид» указывается количество гидроксогрупп – моногидроксид, дигидроксид, тригидроксид, и т. д.
Соли Термин «основание» в рамках теории электролитической диссоциации имеет следующее определение: Соли - это вещества, диссоциирующие в растворах или в расплавах с образованием положительно заряженных ионов, отличных от ионов водорода, и отрицательно заряженных ионов, отличных от гидроксид – ионов. Соли рассматриваются как продукт частичного или полного замещения атомов водорода на атомы металла или гидроксогрупп на кислотный остаток. Если замещение происходит полностью, то образуется нормальная (средняя) соль. Если замещение происходит частично, то такие соли называются кислыми(имеются атомы водорода), либо основными (имеются гидроксогруппы).
Химические свойства солей 1. Соли вступают в реакции ионного обмена, если при этом образуется осадок, слабый электролит или выделяется газ: с щелочами реагируют соли, катионам металлов которых соответствуют нерастворимые основания: Cu. SO 4 + 2 Na. OH Na 2 SO 4 + Cu (OH)2↓ с кислотами взаимодействуют соли: а) катионы которых образуют с анионом новой кислоты нерастворимую соль: Ba. Cl 2 + H 2 SO 4 Ba. SO 4↓ + 2 HCl б) анионы которой отвечают неустойчивой угольной или какойлибо летучей кислоте (в последнем случае реакция проводится между твердой солью и концентрированной кислотой): Na 2 CO 3 + 2 HCl 2 Na. Cl + H 2 O + CO 2, Na. Clтв + H 2 SO 4 конц Na. HSO 4 + HCl;
Химические свойства солей в) анионы которой отвечают малорастворимой кислоте: Na 2 Si. O 3 + 2 HCl H 2 Si. O 3↓ + 2 Na. Cl г) анионы которой отвечают слабой кислоте: 2 CH 3 COONa + H 2 SO 4 Na 2 SO 4 + 2 CH 3 COOH 2. cоли взаимодействуют между собой, если одна из образующихся новых солей нерастворима или разлагается (полностью гидролизуется) с выделением газа или осадка: Ag. NO 3 + Na. Cl Na. NO 3+ Ag. Cl↓ 2 Al. Cl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O 2 Al (OH)3↓ + 6 Na. Cl + 3 CO 2
Химические свойства солей 3. Соли могут вступать во взаимодействие с металлами, если металл, которому соответствует катион соли, находится в“Ряду напряжений “правее реагирующего свободного металла (более активный металл вытесняет менее активный металл из раствора его соли): Zn + Cu. SO 4 Zn. SO 4 + Cu 4. Некоторые соли разлагаются при нагревании: Ca. CO 3 Ca. O + CO 2 5. Некоторые соли способны реагировать с водой и образовывать кристаллогидраты: Cu. SO 4 + 5 H 2 O Cu. SO 4*5 H 2 O
Химические свойства солей 6. Соли подвергаются гидролизу. Подробно этот процесс будет рассмотрен в дальнейших лекциях. 7. Химические свойства кислых и основных солей отличаются от свойств средних солей тем, что кислые соли вступают также во все реакции, характерные для кислот, а основные соли вступают во все реакции, характерные для оснований. Например: Na. HSO 4 + Na. OH Na 2 SO 4 + H 2 O, Mg. OHCl + HCl Mg. Cl 2 + H 2 O.
Получение солей 1. Взаимодействие основного оксида с кислотой: Cu. O + H 2 SO 4 Cu. SO 4 + H 2 O 2. Взаимодействие металла с солью другого металла: Mg + Zn. Cl 2 Mg. Cl 2 + Zn 3. Взаимодействие металла с кислотой: Mg + 2 HCl Mg. Cl 2 + H 2 4. Взаимодействие основания с кислотным оксидом: Ca(OH)2 + CO 2 Ca. CO 3 + H 2 O 5. Взаимодействие основания с кислотой: Fe(OH)3 + 3 HCl Fe. Cl 3 + 3 H 2 O
Получение солей 6. Взаимодействие соли с основанием: Fe. Cl 2 + 2 KOH Fe(OH)2 + 2 KCl 7. Взаимодействие двух солей: Ba(NO 3)2 + K 2 SO 4 Ba. SO 4 + 2 KNO 3 8. Взаимодействие металла с неметаллом: 2 K + S K 2 S 9. Взаимодействие кислоты с солью: Ca. CO 3 + 2 HCl Ca. Cl 2 + H 2 O + CO 2 10. Взаимодействие кислотного и основного оксидов: Ca. O + CO 2 Ca. CO 3
Номенклатура солей Название средней соли формируется по следующему правилу: «название кислотного остатка в именительном падеже» + «название металла в родительном падеже» . Если металл может входить в состав соли в нескольких степенях окисления, то степень окисления указывается в скобках после названия соли.
Названия кислотных остатков. Для бескислородных кислот название кислотного остатка состоит из корня латинского названия элемента и окончания «ид» . Например: Na 2 S- сульфид натрия, Na. Cl – хлорид натрия. Для кислородсодержащих кислот название остатка состоит из корня латинского названия и нескольких вариантов окончаний.
Названия кислотных остатков. Для кислотного остатка с элементов в высшей степени окисления используется окончание «ат» . Na 2 SO 4 – сульфат натрия. Для кислотного остатка с меньшей степенью окисления (-истая кислота) используется окончание «-ит» . Na 2 SO 3 – сульфит натрия. Для кислотного остатка с еще меньшей степенью окисления (-оватистая кислота) используется приставка «гиппо-» и окончание «-ит» . Na. Cl. O – гиппохлорит натрия.
Названия кислотных остатков. Некоторые кислотные остатки называются историческими названиями Na. Cl. O 4 – перхлорат натрия. К названию кислых солей добавляется приставка «гидро» , и перед ней еще одна приставка, указывающая на число незамещенных (оставшихся) атомов водорода. Например, Na. H 2 PO 4 – дигидроортофосфат натрия. Аналогично к названию металла основных солей добавляется приставка «гидроксо-» . Например, Cr(OH)2 NO 3 – нитрат дигидроксохрома (III).
Названия и формулы кислот и их остатков Формула кислоты Кислотный остаток Название кислотного остатка 2 3 4 Азотная HNO 3 ‾ нитрат Азотистая HNO 2 ‾ нитрит Бромоводородная HBr Br ‾ бромид Йодоводородная HI I‾ йодид Кремниевая H 2 Si. O 32¯ силикат Марганцовая HMn. O 4¯ перманганат Марганцовистая H 2 Mn. O 42¯ манганат Метафосфорная HPO 3¯ H 3 As. O 43¯ Название кислоты 1 Мышьяковая метафосфат арсенат
Формула кислоты Мышьяковистая H 3 As. O 3 Ортофосфорная H 3 PO 4 Название кислоты Пирофосфорная H 4 P 2 O 7 Двухромовая Родановодородная Сернистая Фосфористая Фтороводородная (плавиковая) Хлороводородная (соляная) Хлорная Хлорноватая Хлористая Хлорноватистая Хромовая Циановодородная (синильная) H 2 Cr 2 O 7 HCNS H 2 SO 4 H 2 SO 3 H 3 PO 3 Кислотный Название кислотного остаток остатка As. O 33¯ арсенит PO 43¯ ортофосфат (фосфат) пирофосфат P 2 O 7 4 ¯ (дифосфат) Cr 2 O 72¯ дихромат CNS¯ роданид SO 42¯ сульфат SO 32¯ сульфит PO 33¯ фосфит HF F¯ HCl. O 4 HCl. O 3 HCl. O 2 HCl. O H 2 Cr. O 4 Cl¯ Cl. O 4¯ Cl. O 3¯ Cl. O 2¯ Cl. O¯ Cr. O 42¯ HCN CN¯ фторид хлорид перхлорат хлорит гипохлорит хромат цианид
Играет огромную роль в хозяйстве страны. В ней четко выделяются полупродуктовые производства, базовые, перерабатывающие. По ассортименту продукции эта отрасль уступает только . Химия обеспечивает промышленность и строительство новыми эффективными материалами, снабжает минеральными удобрениями, средствами защиты растений, способствует его интенсификации.
Химическая промышленность имеет сложный отраслевой состав.
Она включает: горно-химическую (добыча сырья - апатитов, фосфоритов, серы, каменных солей и др.) и основную химию (производство солей, кислот, щелочей, удобрений). А так же химию органического синтеза (производство полимеров) и переработку полимерных материалов (производство шин, изделий из пластмассы).
Химия использует отходы многих производств, поэтому важным фактором её размещения является комбинирование производства, особенно с металлургией. Возможности комбинирования и использования разнообразного сырья так велики, что предприятия можно строить практически повсеместно. Но ограничивающим фактором являются большая энерго- и водоемкость и отрицательное влияния на окружающую среду большинства химических производств.
Главные базы : Центральная (вокруг Москвы), Северо-Европейская (вокруг ), Урало-Поволжская, и Сибирская.
Химическая промышленность оказывает существенное влияние на природу.
С одной стороны, химическая промышленность обладает широкой сырьевой базой, позволяющей утилизировать отходы и активно использовать вторичное сырьё, что способствует более экономному расходованию природных ресурсов. Кроме того, она создает вещества, которые применяют для химической очистки воды, воздуха, защиты растений, восстановлению .
С другой стороны, она сама относится к числу наиболее «грязных» , воздействующих на все компоненты природной среды, что требует проведения регулярных природоохранных мероприятий.
Экологический фактор не только определяет размещение химических предприятий, но и обладает уникальными возможностями использования и переработки любых, даже самых ядовитых отходов. Однако всё значимее становится вопрос об утилизации продукции химических предприятий, тек как новые вещества и материалы, создаваемые ею практически не разлагаются.
Главные проблемы, стоящие перед отраслью - развитие производств новейших видов продукции тонкой химии (чистые вещества, реактивы), микробиологической промышленности, создание небольших производств, не оказывающих особого влияния на окружающую среду.
