Причины многообразия химических соединений. Многообразие органических и неорганических веществ. Аллотропные модификации кислорода

2014-06-04

Причины большого разнообразия веществ. Благодаря существованию более 100 видов атомов и их способности сочетаться между собой в разном количестве и последовательности образовались миллионы веществ. Среди них есть вещества природного происхождения. Это вода, кислород, масло, крахмал, сахароза и многие другие.

Благодаря достижениям химии стало возможным создание новых веществ даже с заранее определенными свойствами. Такие вещества вам тоже известны. Это полиэтилен, подавляющее большинство лекарств, искусственный каучук — основное вещество в составе резины, из которой изготавливают велосипедные и автомобильные шины. Поскольку веществ очень много, возникла потребность каким-то образом разделить их на отдельные группы.

Вещества разделяют на две группы — простые и сложные.

Простые вещества. Существуют вещества, в образовании которых участвуют атомы только одного вида, то есть одного химического элемента. Воспользуемся справочной табл. 4 (см. с. 39) и рассмотрим примеры. С атомов приведенного в ней химического элемента алюминия образована простое вещество алюминий. В составе этого вещества являются атомы только Алюминия. Как и алюминий, простое вещество железо образована только из атомов одного химического элемента — железа. Обратите внимание, что названия веществ принято писать со строчной буквы, а химических элементов — с большой.

Вещества, образованные атомами только одного химического элемента, называются простыми.

К простым веществам относится и кислород. Однако от алюминия и железа эта простая вещество отличается тем, что атомы кислорода, из которых она образована, соединены по два в одной молекуле. Основным веществом в составе Солнца является водород. Это простое вещество, молекулы которого состоят из двух атомов водорода.

В состав простых веществ входят или атомы, или молекулы. Молекулы простых веществ образованные из двух или более атомов одного химического элемента.

Сложные вещества. Простых веществ существует несколько сотен, тогда как сложных — миллионы. Они состоят из атомов различных элементов. И действительно, молекула сложного вещества воды содержит атомы водорода и кислорода. Метан образован атомами водорода и углерода. Обратите внимание, молекулы обоих веществ содержат атомы водорода. В молекуле воды один атом кислорода, зато в молекуле метана — один атом углерода.

Такая небольшая разница состав молекул и такие большие различия в свойствах! Метан — легковоспламеняющаяся огнеопасна вещество, вода не горит используется при тушении пожаров.

Последующим разделением веществ на группы является разделение на органические и неорганические вещества.

Органические вещества. Название этой группы веществ происходит от слова организм и касается сложных веществ, впервые были получены из организмов.

На сегодня известно более 10 млн органических веществ, и далеко не все они естественного происхождения. Примерами органических веществ являются белки, жиры, углеводы, которыми богаты продукты питания (рис. 20).

Многие органических веществ создал человек в лабораториях. Но само название «органические вещества» сохранилась. Теперь она распространяется почти на все сложные вещества, содержащие атомы углерода.

Органические вещества — это сложные вещества, молекулы которых содержат атомы углерода.

Неорганические вещества. Остальные сложных веществ, не относящихся к органическим, называются неорганическими веществами. Все простые вещества относятся к неорганическим. Неорганическими веществами является углекислый газ, питьевая сода и некоторые другие.

В телах неживой природы преобладают неорганические вещества, в телах живой природы большинство веществ — органические. На рис. 21 изображен тела неживой природы и рукотворные тела. Они образованы или неорганических веществ (рис. 21, а- г), или изготовленные из органических веществ природного происхождения искусственно созданных человеком (рис. 21, г -е).

Одна молекула сахарозы состоит из 12 атомов углерода, 22 атомов водорода, 11 атомов кислорода. Состав ее молекулы обозначают записью С12Н22О11. При пригорания обугливание) сахароза чернеет. Это происходит потому, что молекула сахарозы разлагается на простое вещество углерод (имеет черный цвет) и сложную вещество воду.

Будьте защитниками природы

Из органических веществ (полиэтилен) изготавливают разнообразные упаковочные материалы, например бутылки для газонной воды, пакеты, а также одноразовая посуда. Они прочны, легки, но не подвергаются разрушению в природе, а потому загрязняют окружающую среду. Особенно вредным является сжигание этих изделий, так как во время их горения образуются ядовитые вещества.

Защитите природу от таких загрязнений — бросать их в огонь изделия из пластмассы, собирайте их в специально отведенных местах. Советуйте своим родным и знакомым использовать биопакеты, Биопосуда, которые со временем разлагаются, не нанося вреда природе.

Причины многообразия химических веществ

В настоящее время причины многообразия химических веществ принято объяснять двумя явлениями - изомерией и аллотропией.

Вещества, имеющие одинаковый состав, но разное химическое или пространственное строение, а следовательно, и разные свойства, называют изомерами .

Основные виды изомерии :

Структурная изомерия, при которой вещества различаются порядком связи атомов в молекулах: изомерия углеродного скелета

изомерия положения кратных связей:

заместителей

изомерия положения функциональных групп

АЛЛОТРОПИЯ, существование химических элементов в двух или более молекулярных либо кристаллических формах. Например, аллотропами являются обычный кислород O2 и озон O3; в этом случае аллотропия обусловлена образованием молекул с разным числом атомов. Чаще всего аллотропия связана с образованием кристаллов различных модификаций. Углерод существует в двух четко различающихся кристаллических аллотропных формах: в виде алмаза и графита. Раньше полагали, что т.н. аморфные формы углерода, древесный уголь и сажа, - тоже его аллотропные модификации, но оказалось, что они имеют такое же кристаллическое строение, что и графит. Сера встречается в двух кристаллических модификациях: ромбической (a-S) и моноклинной (b-S); известны по крайней мере три ее некристаллические формы: l-S, m-S и фиолетовая. Для фосфора хорошо изучены белая и красная модификации, описан также черный фосфор; при температуре ниже -77° С существует еще одна разновидность белого фосфора. Обнаружены аллотропные модификации As, Sn, Sb, Se, а при высоких температурах - железа и многих других элементов.

Энантиотропные и монотропные формы. Кристаллические модификации химического элемента могут переходить одна в другую по-разному, что можно проиллюстрировать на примерах серы и фосфора. При обычной температуре стабильной является ромбическая модификация серы, которая при нагревании до 95,6° С и давлении 1 атм переходит в моноклинную форму. Последняя при охлаждении ниже 95,6° С вновь переходит в ромбическую форму. Таким образом, переход одной формы серы в другую происходит при одной и той же температуре, и сами формы называются энантиотропными. Другая картина наблюдается для фосфора. Белая его форма может превращаться в красную почти при любой температуре. При температурах ниже 200° С процесс протекает очень медленно, но его можно ускорить с помощью катализатора, например иода. Обратный же переход красного фосфора в белый невозможен без образования промежуточной газовой фазы. Красная форма стабильна во всем диапазоне температур, где она находится в твердом состоянии, тогда как белая нестабильна при любой температуре (метастабильна). Переход из нестабильной формы в стабильную в принципе возможен при любой температуре, а обратный - нет, т.е. определенная точка перехода отсутствует. Здесь мы имеем дело с монотропными модификациями элемента. Две известные модификации олова энантиотропны. Модификации углерода - графит и алмаз - монотропны, причем стабильной является форма графита. Красная и белая формы фосфора монотропны, а две белые его модификации энантиотропны, температура перехода равна -77° С при давлении 1 атм.

Слайд 2

Цель урока:

рассмотреть состав, строение веществ и выявить причины их многообразия.

Слайд 3

Вещества (по строению) молекулярные, или дальтониды (имеют постоянный состав, кроме полимеров) немолекулярные, или бертоллиды (имеют переменный состав) атомные ионные металлические H2, P4,NH3 , CH4,CH3COOH P, SiO2 Cu, Fe NaCl, KOH

Слайд 4

Закон постоянства состава веществ

Жозеф Луи Пруст (1754 – 1826) – французский химик – аналитик. Исследование состава различных веществ, выполненное им в 1799-1803 годах, послужило основой открытия закона постоянства состава для веществ молекулярного строения. Каждое химически чистое вещество независимо от местонахождения и способа получения имеет постоянный состав и свойства.

Слайд 5

Что показывает молекулярная формула СН4?

Вещество сложное, состоит из двух химических элементов(С,Н). Каждая молекула содержит 1 атом С, 4 атома Н. Вещество молекулярного строения, КПС. Mr= ω(С) = ω(Н) = m(С):m(H) = 12: 16= 0,75=75% 12+1 4=16 1-0,75=0,25=25% 12:4 =3:1

Слайд 6

Каковы же причины многообразия веществ?

Слайд 7

В начале XX века в Петербурге на складе военного оборудования произошла скандальная история: во время ревизии к ужасу интенданта выяснилось, что оловянные пуговицы для солдатских мундиров исчезли, а ящики, в которых они хранились, доверху заполнены серым порошком. И хотя на складе был лютый холод, горе-интенданту стало жарко. Еще бы: его, конечно, заподозрят в краже, а это ничего, кроме каторжных работ, не сулит. Спасло бедолагу заключение химической лаборатории, куда ревизоры направили содержимое ящиков: «Присланное вами для анализа вещество, несомненно, олово. Очевидно, в данном случае имело место явление, известное в химии под названием «оловянная чума». ?

Слайд 8

«Оловянная чума»

Белое олово устойчиво при t0 >130С Серое олово устойчиво при t0

Слайд 9

Аллотропия – способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ. Аллотропные модификации – это простые вещества, образованные атомами одного и того же химического элемента.

Слайд 10

Аллотропные модификации кислорода

О2- кислород бесцветный газ; не имеет запаха; плохо растворим в воде; температура кипения -182,9 С. О3 – озон («пахнущий») газ бледно-фиолетового цвета; имеет резкий запах; растворяется в 10 раз лучше, чем кислород; температура кипения -111,9 С; наиболее бактерициден.

Слайд 11

Аллотропные модификации углерода

Графит Алмаз Мягкий Имеет серый цвет Слабый металлический блеск Электропроводен Оставляет след на бумаге. Твёрдый Бесцветный Режет стекло Преломляет свет Диэлектрик

Слайд 12

Фуллерен Карбин Графен Твёрже и прочнее алмаза, но растягивается на четверть своей длины, точно резина. Графен не пропускает газы и жидкости, проводит тепло и электричество лучше, чем медь. Мелкокристаллический порошок чёрного цвета (плотность 1,9-2 г/см³), полупроводник.

Слайд 13

Ромбическая сера - вид октаэдров со срезанными углами. Светло – жёлтый порошок. Моноклинная сера - в виде игольчатых кристаллов жёлтого цвета. Пластическая сера- резинообразная масса тёмно –жёлтого цвета. Можно получить в виде нитей.

Слайд 14

Аллотропные модификации фосфора

Р(красный фосфор) (белый фосфор) Р4 Без запаха, не светится в темноте, не ядовит! Имеет чесночный запах, светится в темноте, ядовит!

Слайд 15

С4Н8

Перед вами картина неизвестного художника. Приобрести её сможет тот, кто предложит больше всего изомеров. Стартовая цена – 2 изомера.

Слайд 16

СН2 = СН – СН2 – СН3 СН2 = С – СН3 Бутен-1СН3 2-метилпропен-1 (метилпропен) Бутен-2 СН3 СН = СН–СН3 С = С С = С СН3 СН3 СН3 СН3 Н Н Н Н Цис – бутен - 2 Транс – бутен - 2 Н2С СН2 Н2С СН2 Циклобутан Н2С СН СН3 СН2 метилциклопропан

2Получение спиртов из предельных и непредельных углеводородов. Промышленный синтез метанола.

3. О п ы т. Осуществление превращений: соль - нерастворимое основание - оксид металла.

Серная кислота при нагревании взаимодействует с оксидом меди(II). Ионы Cu 2+ переходят в раствор и придают ему голубую окраску.

CuO + H 2 SO 4 = СuSO 4 (соль сульфат меди)+ H 2 O,

CuO + 2H + = Сu 2+ + H 2 O.

Прибавляют к фильтрату раствор щелочи, наблюдается выпадение голубого осадка:

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 (нерастворимый оксид меди)+ Na 2 SO 4 ,

Cu 2+ + 2OH – = Cu(OH) 2 .

при нагревании голубого осадка гидроксида меди (II) образуются вещество чёрного цвета – это оксид меди (II) и вода:
Cu(OH)2 = CuO + H2O

1. Высшие кислородсодержащие кислотахимических элементов третьего периода,их состав и сравнительная характеристика свойств.

Фосфор образует целый ряд кислородсодержащих кислот (оксокислот). Некоторые из них мономерны. например фосфиновая, фосфористая и фосфорная(V) (ортофосфорная) кислоты. Кислоты фосфора могут быть одноосновными (однопротонными) либо многоосновными (многопротонными). Кроме того, фосфор образует еще полимерные оксокислоты. Такие кислоты могут иметь ациклическое либо циклическое строение. Например, дифосфорная(V) (пирофосфорная) кислота представляет собой димерную оксокислоту фосфора.

Наиболее важной из всех этих кислот является фосфорная(V) кислота (другое ее название - ортофосфорная кислота). При нормальных условиях она представляет собой белое кристаллическое вещество, расплывающееся при поглощении влаги из воздуха. Ее 85%-ный водный раствор называют «сиропообразной фосфорной кислотой». Фосфорнця(V) кислота является слабой трехосновной кислотой:

Хлор образует несколько кислородсодержащих кислот. Чем выше степень окисления хлора в этих кислотах, тем выше их термическая устойчивость и сила кислоты:

НОCl < НСlO2 < НСlO3 < НClO4

НClO3 и НClO4 – сильные кислоты, причем НСlO4 – одна из самых сильных среди всех известных кислот. Остальные две кислоты лишь частично диссоциируют в воде и существуют в водном растворе преимущественно в молекулярной форме. Среди кислородсодержащих кислот хлора только НСlO4 удается выделить в свободном виде. Остальные кислоты существуют только в растворе.

Окислительная способность кислородсодержащих кислот хлора уменьшается с возрастанием его степени окисления:

НОСl и НClO2 – особенно хорошие окислители. Например, кислый раствор НОCl:

1) окисляет ионы железа (II) до ионов железа (III):

2) на солнечном свету разлагается с образованием кислорода:

3) при нагревании приблизительно до 75 °С он диспропорционирует на хлорид-ионы и хлорат (V)-ионы:

Остальные высшие кислотсодержащие кислоты элементов третьего периода (H3AlO3, H2SiO3) более слабые, чем фосфорная кислота. Серная кислота (H2SO4) менее сильнае, чем хлорная (VII) кислота, но более сильная, чем фосфорная кислота. Вообще, при увеличении степени окисления элемента, образующего кислоту, увеличивается сила самой кислоты:

H3AlO3 < H2SiO3 < H3PO4 < H2SO4 < НСlO4

2. Общая характеристика высокомолекулярных соединений: состав, строение, реакции, лежащие в основе их получения (на примере полиэтилена или синтетического каучука).

3. 3 а д а ч а. Вычисление массы исходного вещества, если известен практический выход продукта и указана массовая доля его (в процентах) от теоретически возможного выхода.

Задача. Определите массу карбоната магния, прореагировавшего с соляной кислотой, если при этом получено 8,96 л оксида углерода (IV), что составляет 80% от теоретически возможного выхода.

Билет №25.

Общие способы получения металлов. Практическое значение электролиза на примере солей бескислородных кислот.

Металлы находятся в природе преимущественно в виде соединений. Только металлы с малой химической активностью (благородные металлы) встречаются в природе в свободном состоянии (платиновые металлы, золото, медь, серебро, ртуть). Из конструкционных металлов в достаточном количестве имеются в природе в виде соединений лишь железо, алюминий, магний. Они образуют мощные залежи месторождений относительно богатых руд. Это облегчает их добычу в больших масштабах.

Поскольку металлы в соединениях находятся в окисленном состоянии (имеют положительную степень окисления), то получение их в свободном состоянии сводится к процессу восстановления:

Этот процесс можно осуществить химическим или электрохимическим путем.

При химическом восстановлении в качестве восстановителя чаще всего применяют уголь или оксид углерода (II), а также водород, активные металлы, кремний. С помощью оксида углерода (II) получают железо (в доменном процессе), многие цветные металлы (олово, свинец, цинк и др.):

Восстановление водородом используется, например, для получения вольфрама из оксида вольфрама (VI):

Применение в качестве восстановителя водорода обеспечивает наибольшую чистоту получаемого металла. Водород используют для получения очень чистого железа, меди, никеля и других металлов.

Способ получения металлов, в котором в качестве восстановителя применяют металлы, называют металлотермическим . В этом способе в качестве восстановителя используют активные металлы. Примеры металлотермических реакций:

алюминотермия:

магниетермия:

Металлотермические опыты получения металлов впервые осуществил русский ученый Н. Н. Бекетов в XIX в.

Металлы наиболее часто получают восстановлением их оксидов, которые в свою очередь выделяют из соответствующей природной руды. Если исходной рудой являются сульфидные минералы, то последние подвергают окислительному обжигу например:

Электрохимическое получение металлов осуществляется при электролизе расплавов соответствующих соединений. Таким путем получают наиболее активные металлы, щелочные и щелочноземельные металлы, алюминий, магний.

Электрохимическое восстановление применяют также для рафинирования (очистки) «сырых» металлов (меди, никеля, цинка и др.), полученных другими способами. При электролитическом рафинировании в качестве анода используют «черновой» (с примесями) металл, в качестве электролита - раствор соединений данного металла.

Способы получения металлов, осуществляемые при высоких температурах, называют пирометаллургическими (по-гречески pyr - огонь). Многие из этих способов известны с древних времен. На рубеже XIX-XX вв. начинают развиваться гидрометаллургические способы получения металлов (по-гречески hydor-вода). При этих способах компоненты руды переводят в водный раствор и далее выделяют металл электролитическим или химическим восстановлением. Так получают, например, медь. Медную руду, содержащую оксид меди (II) CuО, обрабатывают разбавленной серной кислотой:

Для восстановления меди полученный раствор сульфата меди (II) либо подвергают электролизу, либо действуют на раствор порошком железа.

Гидрометаллургический способ имеет большое будущее, так как позволяет получать продукт, не извлекая руду из земли.

2. Виды синтетических каучуков, их свойства и применение.

3. О п ы т. Получение названного газообразного вещества и проведение реакций, характеризующих его свойства; (углекислого газа)

С02 - это типичный кислотный оксид: взаимодействует со щелочами (например, вызывает помутнение известковой воды), с основными оксидами и водой.

Углекислый газ получают, действуя на соли угольной кислоты - карбонаты растворами соляной, азотной и даже уксусной кислот. В лаборатории углекислый газ получают при действии на мел или мрамор соляной кислоты:

СаС03 + 2НСl = СаСl2 + Н20 + С02 это углекислый газ

В промышленности большие количества углекислого газа получают обжигом известняка:

СаС03 = СаО + СO2

Химические реакции с углекислым газом

При растворении оксида углерода(IV) в воде образуется угольная кислота Н2С03, которая очень нестойкая и легко разлагается на исходные компоненты - углекислый газ и воду:

CO2 + Н20 -> H2CO3

Он не горит и не поддерживает горения (рис. 44) и потому применяется для тушения пожаров. Однако магний продолжает гореть в углекислом газе с образованием оксида и выделением углерода в виде сажи.

Тела, в которых атомы и молекулы расположены в правильном геометрическом порядке. Все кристаллические вещества имеют свою, строго определённую температуру плавления. тела, в которых атомы и молекулы расположены беспорядочно. При нагревании, не имеют определенной температуры, соответствующей переходу твердой фазы в жидкую. Кристаллические Аморфные Твёрдые вещества

Аморфные вещества Аморфные тела можно рассматривать как сильно охлажденные жидкости с очень высоким коэффициентом вязкости. У них наблюдаются слабо выраженные свойства текучести. Частицы совершенно беспорядочны и находятся на близком расстоянии друг к другу У аморфных тел нет теплового эффекта. Аморфные вещества, обладая большим запасом свободной энергии, химически более активны, чем кристаллические вещества такого же состава. Прочность аморфных веществ, ниже прочности кристаллических.

Применение аморфных веществ -осуществляется в области медицины (вещество аморфной структуры является отличным биоматериалом для имплантации в кости. Полученные специальные винты, пластины, штыри, булавки внедряют при тяжелых переломах) -осуществляется в области промышленности (изготовление стекла) -используются в качестве украшений (жемчуг, янтарь, опал) -применяются в пищевой промышленности (сахарные леденцы, жевательные резинки)

Пространственные изомеры (стереоизомеры) при одинаковом составе и одинаковом химическом строении различаются пространственным расположением атомов в молекуле. Оптическая- молекулы оптических изомеров несовместимы в пространстве. Геометрическая, или цис- и- транс -характерна для веществ, содержащих двойные связи или циклические.

Аллотропные модификации кислорода Кислород Бесцветный газ; Не имеет запаха; Плохо растворим в воде; Температура кипения 182,9 С Озон Газ бледно-фиолетового цвета; Имеет резкий запах; Растворяется в 10 раз лучше, чем кислород; Температура кипения -111,9 С.