Wzór chemiczny h2. Słownik wzorów chemicznych

Wzór na podstawę życia – wodę – jest dobrze znany. Jego cząsteczka składa się z dwóch atomów wodoru i jednego tlenu, który jest zapisywany jako H2O. Jeśli tlenu będzie dwa razy więcej, otrzymamy zupełnie inną substancję - H2O2. Co to jest i czym uzyskana substancja będzie się różnić od swojej „względnej” wody?

H2O2 – co to za substancja?

Przyjrzyjmy się temu bardziej szczegółowo. H2O2 to wzór nadtlenku wodoru, tak, tego samego, który stosuje się do leczenia zadrapań, biały. Nadtlenek wodoru H2O2 - naukowy.

Do dezynfekcji stosować trzyprocentowy roztwór nadtlenku. W postaci czystej lub skoncentrowanej powoduje oparzenia chemiczne skóry. Trzydziestoprocentowy roztwór nadtlenku nazywany jest inaczej perhydrolem; Wcześniej był używany przez fryzjerów do rozjaśniania włosów. Spalona przez niego skóra również staje się biała.

Właściwości chemiczne H2O2

Nadtlenek wodoru jest bezbarwną cieczą o „metalicznym” smaku. Jest dobrym rozpuszczalnikiem i łatwo rozpuszcza się w wodzie, eterze i alkoholach.

Trzy- i sześcioprocentowe roztwory nadtlenku zwykle przygotowuje się przez rozcieńczenie trzydziestoprocentowego roztworu. Podczas przechowywania stężonego H2O2 substancja rozkłada się z wydzieleniem tlenu, dlatego nie należy jej przechowywać w szczelnie zamkniętych pojemnikach, aby uniknąć wybuchu. Wraz ze spadkiem stężenia nadtlenku wzrasta jego stabilność. Ponadto, aby spowolnić rozkład H2O2, można do niego dodać różne substancje, na przykład kwas fosforowy lub salicylowy. Do przechowywania roztworów o wysokim stężeniu (ponad 90 procent) dodaje się pirofosforan sodu do nadtlenku, który stabilizuje stan substancji, a także stosuje się naczynia aluminiowe.

H2O2 może być zarówno środkiem utleniającym, jak i reduktorem w reakcjach chemicznych. Częściej jednak nadtlenek wykazuje właściwości utleniające. Nadtlenek jest uważany za kwas, ale bardzo słaby; sole nadtlenku wodoru nazywane są nadtlenkami.

jako metoda wytwarzania tlenu

Reakcja rozkładu H2O2 zachodzi, gdy substancja zostanie wystawiona na działanie wysokiej temperatury (ponad 150 stopni Celsjusza). W rezultacie powstaje woda i tlen.

Wzór reakcji - 2 H2O2 + t -> 2 H2O + O2

Stopień utlenienia H w H 2 O 2 i H 2 O = +1.
Stan utlenienia O: w H 2 O 2 = -1, w H 2 O = -2, w O 2 = 0
2 O -1 - 2e -> O2 0

O -1 + e -> O -2
2 H2O2 = 2 H2O + O2

Nadtlenek wodoru może również rozkładać się w temperaturze pokojowej, jeśli zostanie zastosowany katalizator (substancja chemiczna przyspieszająca reakcję).

W laboratoriach jedną z metod wytwarzania tlenu, obok rozkładu soli bertolletowej lub nadmanganianu potasu, jest reakcja rozkładu nadtlenku. W tym przypadku jako katalizator stosuje się tlenek manganu (IV). Inne substancje przyspieszające rozkład H2O2 to miedź, platyna i wodorotlenek sodu.

Historia odkrycia nadtlenku

Pierwsze kroki w kierunku odkrycia nadtlenku podjął w 1790 roku Niemiec Aleksander Humboldt, kiedy odkrył przemianę tlenku baru w nadtlenek pod wpływem ogrzewania. Procesowi temu towarzyszyło pobieranie tlenu z powietrza. Dwanaście lat później naukowcy Tenard i Gay-Lussac przeprowadzili eksperyment polegający na spalaniu metali alkalicznych z nadmiarem tlenu, w wyniku czego powstał nadtlenek sodu. Ale nadtlenek wodoru otrzymano później, dopiero w 1818 r., kiedy Louis Thénard badał wpływ kwasów na metale; do ich stabilnego oddziaływania potrzebna była niewielka ilość tlenu. Przeprowadzając potwierdzający eksperyment z nadtlenkiem baru i kwasem siarkowym, naukowiec dodał do nich wodę, chlorowodór i lód. Po krótkim czasie Tenar odkryła na ściankach pojemnika z nadtlenkiem baru małe zamarznięte kropelki. Stało się jasne, że był to H2O2. Następnie nadali powstałemu H2O2 nazwę „woda utleniona”. Był to nadtlenek wodoru – bezbarwna, bezwonna, trudna do odparowania ciecz, która dobrze rozpuszcza inne substancje. Wynikiem oddziaływania H2O2 i H2O2 jest reakcja dysocjacji, nadtlenek jest rozpuszczalny w wodzie.

Ciekawostką jest to, że szybko odkryto właściwości nowej substancji, co pozwoliło na jej wykorzystanie w pracach restauratorskich. Sam Tenar za pomocą nadtlenku odrestaurował obraz Rafaela, który z biegiem czasu pociemniał.

Nadtlenek wodoru w XX wieku

Po dokładnym zbadaniu powstałej substancji zaczęto ją produkować na skalę przemysłową. Na początku XX wieku wprowadzono elektrochemiczną technologię wytwarzania nadtlenku, opartą na procesie elektrolizy. Ale okres trwałości substancji uzyskanej tą metodą był krótki, około kilku tygodni. Czysty nadtlenek jest niestabilny i w większości wytwarzany był w stężeniu trzydziestoprocentowym do wybielania tkanin oraz w stężeniu trzy–sześcioprocentowym na potrzeby gospodarstwa domowego.

Naukowcy z nazistowskich Niemiec wykorzystali nadtlenek do stworzenia silnika rakietowego na paliwo ciekłe, który służył do celów obronnych podczas II wojny światowej. W wyniku oddziaływania H2O2 i metanolu/hydrazyny otrzymano mocne paliwo, na którym samolot osiągał prędkość ponad 950 km/h.

Gdzie obecnie wykorzystuje się H2O2?

• w medycynie - do leczenia ran;
• w przemyśle celulozowo-papierniczym wykorzystuje się właściwości wybielające substancji;
• w przemyśle tekstylnym tkaniny naturalne i syntetyczne, futra i wełnę wybiela się nadtlenkiem;
• jako paliwo rakietowe lub jego utleniacz;
• w chemii – do produkcji tlenu, jako środek spieniający do produkcji materiałów porowatych, jako katalizator lub środek uwodorniający;
• do produkcji środków dezynfekcyjnych lub czyszczących, wybielaczy;
• do rozjaśniania włosów (jest to przestarzała metoda, ponieważ nadtlenek powoduje poważne uszkodzenie włosów);

Nadtlenek wodoru można z powodzeniem stosować do rozwiązywania różnych problemów domowych. Ale do tych celów można użyć tylko trzyprocentowego nadtlenku wodoru. Oto kilka sposobów:

• Aby oczyścić powierzchnie, należy wlać nadtlenek do pojemnika z butelką ze sprayem i spryskać zanieczyszczone miejsca.
• Aby zdezynfekować przedmioty, należy je przetrzeć nierozcieńczonym roztworem H2O2. Pomoże to oczyścić je ze szkodliwych mikroorganizmów. Gąbki myjące można namoczyć w wodzie z dodatkiem nadtlenku (w proporcji 1:1).
• Aby wybielić tkaniny, podczas prania białych rzeczy dodaj szklankę nadtlenku. Białe tkaniny można także wypłukać w wodzie zmieszanej ze szklanką H2O2. Metoda ta przywraca biel, chroni tkaniny przed żółknięciem i pomaga usunąć uporczywe plamy.
• Aby zwalczyć pleśń, zmieszaj nadtlenek i wodę w stosunku 1:2 w pojemniku z butelką ze spryskiwaczem. Powstałą mieszaninę spryskaj zanieczyszczone powierzchnie i po 10 minutach wyczyść je pędzlem lub gąbką.
• Możesz odnowić przyciemnioną fugę w płytkach, spryskując wybrane miejsca nadtlenkiem. Po 30 minutach należy je dokładnie przetrzeć sztywną szczoteczką.
• Aby umyć naczynia, dodaj pół szklanki H2O2 do pełnej miski z wodą (lub zlewu z zamkniętym odpływem). Filiżanki i talerze umyte w tym roztworze będą lśnić czystością.
• Aby oczyścić szczoteczkę do zębów, należy zanurzyć ją w nierozcieńczonym trzyprocentowym roztworze nadtlenku. Następnie spłucz pod mocną bieżącą wodą. Ta metoda dobrze dezynfekuje przedmioty higieniczne.
• Aby zdezynfekować zakupione warzywa i owoce, należy spryskać je roztworem składającym się z 1 części nadtlenku i 1 części wody, a następnie dokładnie spłukać wodą (może być zimna).
• W swoim domku letniskowym za pomocą H2O2 możesz walczyć z chorobami roślin. Należy spryskać je roztworem nadtlenku lub namoczyć nasiona na krótko przed sadzeniem w 4,5 litra wody zmieszanej z 30 ml czterdziestoprocentowego nadtlenku wodoru.
• Aby ożywić ryby akwariowe, jeśli zostały zatrute amoniakiem, udusiły się po wyłączeniu napowietrzania lub z innego powodu, można spróbować umieścić je w wodzie z nadtlenkiem wodoru. Należy zmieszać trzyprocentowy nadtlenek z wodą w ilości 30 ml na 100 litrów i umieścić martwe ryby w powstałej mieszaninie na 15-20 minut. Jeśli w tym czasie nie ożyją, lekarstwo nie pomogło.

Nawet w wyniku energicznego potrząsania butelką z wodą powstaje w niej pewna ilość nadtlenku, ponieważ podczas tego działania woda jest nasycona tlenem.

Świeże owoce i warzywa również zawierają H2O2, dopóki nie zostaną ugotowane. Podczas ogrzewania, gotowania, smażenia i innych procesów, którym towarzyszą wysokie temperatury, duża ilość tlenu ulega zniszczeniu. Dlatego też gotowane potrawy uważane są za niezbyt zdrowe, mimo że zawierają w sobie pewne witaminy. Świeżo wyciskane soki czy koktajle tlenowe podawane w sanatoriach są przydatne z tego samego powodu – ze względu na nasycenie tlenem, który dodaje organizmowi nowych sił i oczyszcza go.

Niebezpieczeństwo wystąpienia nadtlenku w przypadku połknięcia

Po powyższym może się wydawać, że nadtlenek można przyjmować doustnie, co przyniesie korzyści organizmowi. Ale to wcale nie jest prawdą. W wodzie lub sokach związek występuje w minimalnych ilościach i jest ściśle powiązany z innymi substancjami. Przyjmowanie doustnie „nienaturalnego” nadtlenku wodoru (a każdego nadtlenku zakupionego w sklepie lub wyprodukowanego w wyniku samodzielnych eksperymentów chemicznych nie można uznać za naturalny, a ponadto ma zbyt duże stężenie w porównaniu do naturalnego) może prowadzić do zagrożeń dla zdrowia i życia. Aby zrozumieć dlaczego, musimy ponownie zwrócić się do chemii.

Jak już wspomniano, w pewnych warunkach nadtlenek wodoru rozkłada się i uwalnia tlen, który jest aktywnym środkiem utleniającym. może wystąpić, gdy H2O2 zderza się z peroksydazą, enzymem wewnątrzkomórkowym. Zastosowanie nadtlenku do dezynfekcji opiera się na jego właściwościach utleniających. Tak więc, gdy rana jest leczona H2O2, uwolniony tlen niszczy żywe mikroorganizmy chorobotwórcze, które do niej dostały się. Ma taki sam wpływ na inne żywe komórki. Jeśli potraktujesz nieuszkodzoną skórę nadtlenkiem, a następnie przetrzesz leczony obszar alkoholem, poczujesz pieczenie, co potwierdza obecność mikroskopijnych uszkodzeń po nadtlenku. Ale gdy nadtlenek o niskim stężeniu zostanie zastosowany zewnętrznie, nie będzie zauważalnej szkody dla organizmu.

To inna sprawa, jeśli spróbujesz wziąć to doustnie. Substancja ta, która może uszkodzić od zewnątrz nawet stosunkowo grubą skórę, trafia na błony śluzowe przewodu pokarmowego. Oznacza to, że dochodzi do minioparzeń chemicznych. Oczywiście uwolniony środek utleniający – tlen – może również zabić szkodliwe drobnoustroje. Ale ten sam proces będzie miał miejsce w przypadku komórek przewodu pokarmowego. Jeśli powtarzają się oparzenia w wyniku działania środka utleniającego, możliwa jest atrofia błon śluzowych, co jest pierwszym krokiem na drodze do raka. Śmierć komórek jelitowych prowadzi do niezdolności organizmu do wchłaniania składników odżywczych, co tłumaczy np. utratę wagi i ustąpienie zaparć u niektórych osób stosujących „leczenie” nadtlenkiem.

Osobno należy powiedzieć o tej metodzie stosowania nadtlenku, takiej jak zastrzyki dożylne. Nawet jeśli z jakiegoś powodu zostały przepisane przez lekarza (można to uzasadnić tylko w przypadku zatrucia krwi, gdy nie ma innych odpowiednich leków), to pod nadzorem lekarza i przy ścisłym obliczeniu dawkowania nadal istnieje ryzyko. Ale w tak ekstremalnej sytuacji będzie to szansa na wyzdrowienie. W żadnym wypadku nie należy przepisywać sobie zastrzyków z nadtlenku wodoru. H2O2 stanowi ogromne zagrożenie dla krwinek – czerwonych krwinek i płytek krwi, ponieważ niszczy je, gdy dostanie się do krwioobiegu. Ponadto może wystąpić śmiertelne zablokowanie naczyń krwionośnych przez uwolniony tlen – zator gazowy.

Środki ostrożności przy obchodzeniu się z H2O2

• Przechowywać w miejscu niedostępnym dla dzieci i osób niepełnosprawnych. Brak zapachu i wyraźnego smaku sprawia, że ​​nadtlenek jest dla nich szczególnie niebezpieczny, ponieważ można przyjmować duże dawki. Jeśli rozwiązanie dostanie się do środka, konsekwencje użycia mogą być nieprzewidywalne. Należy natychmiast skonsultować się z lekarzem.
• Roztwory nadtlenków o stężeniu większym niż trzy procent powodują oparzenia w przypadku kontaktu ze skórą. Miejsce oparzenia należy przemyć dużą ilością wody.

• Nie dopuść, aby roztwór nadtlenku dostał się do oczu, ponieważ może to spowodować obrzęk, zaczerwienienie, podrażnienie, a czasami ból. Pierwsza pomoc przed skontaktowaniem się z lekarzem polega na obfitym przemyciu oczu wodą.
• Substancję przechowuj w taki sposób, aby było jasne, że jest to H2O2, czyli w pojemniku z naklejką, aby uniknąć przypadkowego użycia do innych celów.
• Warunki przechowywania przedłużające jego żywotność to ciemne, suche i chłodne miejsce.
• Nadtlenku wodoru nie należy mieszać z innymi płynami niż czysta woda, w tym chlorowana woda kranowa.
• Wszystko to dotyczy nie tylko H2O2, ale także wszystkich preparatów ją zawierających.

Przemysłowe metody wytwarzania substancji prostych zależą od formy, w jakiej dany pierwiastek występuje w przyrodzie, czyli od tego, co może być surowcem do jego produkcji. W ten sposób tlen, który jest dostępny w stanie wolnym, uzyskuje się fizycznie - poprzez oddzielenie od ciekłego powietrza. Wodór prawie w całości występuje w postaci związków, dlatego do jego otrzymywania stosuje się metody chemiczne. W szczególności można zastosować reakcje rozkładu. Jednym ze sposobów wytwarzania wodoru jest rozkład wody pod wpływem prądu elektrycznego.

Główną przemysłową metodą wytwarzania wodoru jest reakcja metanu, wchodzącego w skład gazu ziemnego, z wodą. Prowadzi się to w wysokiej temperaturze (łatwo sprawdzić, że przy przepuszczaniu metanu nawet przez wrzącą wodę nie zachodzi żadna reakcja):

CH 4 + 2H 2 0 = CO 2 + 4H 2 - 165 kJ

W laboratorium, aby otrzymać proste substancje, niekoniecznie korzystają z surowców naturalnych, ale wybierają te materiały wyjściowe, z których łatwiej jest wyizolować potrzebną substancję. Na przykład w laboratorium tlenu nie uzyskuje się z powietrza. To samo dotyczy produkcji wodoru. Jedną z laboratoryjnych metod wytwarzania wodoru, czasami stosowaną w przemyśle, jest rozkład wody pod wpływem prądu elektrycznego.

Zwykle wodór wytwarza się w laboratorium w wyniku reakcji cynku z kwasem solnym.

W przemyśle

1.Elektroliza wodnych roztworów soli:

2NaCl + 2H 2O → H 2 + 2NaOH + Cl2

2.Przepuszczanie pary wodnej nad gorącym koksem w temperaturach około 1000°C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Z gazu ziemnego.

Konwersja parowa: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Utlenianie katalityczne tlenem: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Kraking i reforming węglowodorów podczas rafinacji ropy naftowej.

W laboratorium

1.Wpływ rozcieńczonych kwasów na metale. Do przeprowadzenia tej reakcji najczęściej stosuje się cynk i kwas solny:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2.Interakcja wapnia z wodą:

Ca + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + H 2

3.Hydroliza wodorków:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Wpływ zasad na cynk lub aluminium:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Stosowanie elektrolizy. Podczas elektrolizy wodnych roztworów zasad lub kwasów na katodzie wydziela się wodór, np.:

2H 3O + + 2e - → H 2 + 2H 2 O

• Bioreaktor do produkcji wodoru

Właściwości fizyczne

Wodór gazowy może występować w dwóch postaciach (modyfikacjach) – w postaci orto- i para-wodoru.

W cząsteczce ortowodoru (t.t. -259,10 °C, temperatura wrzenia -252,56 °C) spiny jądrowe są skierowane identycznie (równolegle), a w cząsteczce parawodoru (t.t. -259,32 °C, temperatura wrzenia -252,89 °C) - naprzeciwko siebie (antyrównoległe).

Alotropowe formy wodoru można rozdzielić poprzez adsorpcję na węglu aktywnym w temperaturze ciekłego azotu. W bardzo niskich temperaturach równowaga między ortowodorem i parawodorem jest prawie całkowicie przesunięta w stronę tego drugiego. Przy 80 K stosunek form wynosi w przybliżeniu 1:1. Po podgrzaniu zdesorbowany parawodór przekształca się w ortowodór, aż do utworzenia mieszaniny, która jest w równowadze w temperaturze pokojowej (orto-para: 75:25). Bez katalizatora przemiana zachodzi powoli, co umożliwia badanie właściwości poszczególnych form alotropowych. Cząsteczka wodoru jest dwuatomowa - H₂. W normalnych warunkach jest to gaz bezbarwny, bezwonny i pozbawiony smaku. Wodór jest najlżejszym gazem, jego gęstość jest wielokrotnie mniejsza niż gęstość powietrza. Oczywiście im mniejsza masa cząsteczek, tym większa jest ich prędkość w tej samej temperaturze. Jako najlżejsze cząsteczki, cząsteczki wodoru poruszają się szybciej niż cząsteczki jakiegokolwiek innego gazu, dzięki czemu mogą szybciej przenosić ciepło z jednego ciała do drugiego. Wynika z tego, że wodór ma najwyższą przewodność cieplną spośród substancji gazowych. Jego przewodność cieplna jest około siedmiokrotnie większa niż przewodność cieplna powietrza.

Właściwości chemiczne

Cząsteczki wodoru H₂ są dość mocne i aby wodór mógł zareagować, należy wydać dużo energii: H2 = 2H - 432 kJ Dlatego w zwykłych temperaturach wodór reaguje tylko z bardzo aktywnymi metalami, na przykład wapniem, tworząc wapń wodorek: Ca + H 2 = CaH 2 i jedyny niemetal - fluor, tworząc fluorowodór: F 2 + H 2 = 2HF Z większością metali i niemetali wodór reaguje na przykład w podwyższonych temperaturach lub pod innymi wpływami , oświetlenie. Może „odbierać” tlen z niektórych tlenków, np.: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Zapisane równanie odzwierciedla reakcję redukcji. Reakcje redukcji to procesy, w których tlen jest usuwany ze związku; Substancje pochłaniające tlen nazywane są reduktorami (sami utleniają się). Następnie podana zostanie inna definicja pojęć „utlenianie” i „redukcja”. I ta definicja, historycznie pierwsza, zachowała dziś swoje znaczenie, zwłaszcza w chemii organicznej. Reakcja redukcji jest przeciwieństwem reakcji utleniania. Obie te reakcje zawsze zachodzą jednocześnie jako jeden proces: gdy jedna substancja ulega utlenieniu (redukcji), redukcja (utlenianie) innej substancji musi koniecznie nastąpić jednocześnie.

N 2 + 3H 2 → 2 NH 3

Formy z halogenami halogenowodory:

F 2 + H 2 → 2 HF, reakcja zachodzi wybuchowo w ciemności iw dowolnej temperaturze, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reakcja zachodzi wybuchowo, tylko w świetle.

Wchodzi w interakcję z sadzą pod wpływem wysokiej temperatury:

C + 2H 2 → CH 4

Interakcja z metalami alkalicznymi i ziem alkalicznych

Wodór tworzy się z aktywnymi metalami wodorki:

Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2

Wodorki- substancje o charakterze soli, stałe, łatwo ulegające hydrolizie:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca(OH) 2 + 2H 2

Interakcja z tlenkami metali (zwykle pierwiastkami D)

Tlenki są redukowane do metali:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Uwodornienie związków organicznych

Kiedy wodór działa na nienasycone węglowodory w obecności katalizatora niklowego i w podwyższonych temperaturach, zachodzi reakcja uwodornienie:

CH 2 = CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3

Wodór redukuje aldehydy do alkoholi:

CH3CHO + H2 → C2H5OH.

Geochemia wodoru

Wodór jest głównym materiałem budulcowym wszechświata. Jest to najpowszechniejszy pierwiastek i wszystkie pierwiastki powstają z niego w wyniku reakcji termojądrowych i jądrowych.

Wolny wodór H2 występuje stosunkowo rzadko w gazach ziemskich, jednak w postaci wody odgrywa niezwykle ważną rolę w procesach geochemicznych.

Wodór może występować w minerałach w postaci jonu amonowego, jonu hydroksylowego i krystalicznej wody.

W atmosferze wodór powstaje w sposób ciągły w wyniku rozkładu wody pod wpływem promieniowania słonecznego. Migruje do górnych warstw atmosfery i ucieka w przestrzeń kosmiczną.

Aplikacja

• Energia wodorowa

Wodór atomowy służy do spawania wodorem atomowym.

W przemyśle spożywczym wodór zarejestrowany jest jako dodatek do żywności E949 jak gaz opakowaniowy.

Cechy leczenia

Wodór po zmieszaniu z powietrzem tworzy mieszaninę wybuchową – tzw. gaz detonujący. Gaz ten jest najbardziej wybuchowy, gdy stosunek objętościowy wodoru i tlenu wynosi 2:1 lub wodoru i powietrza około 2:5, ponieważ powietrze zawiera około 21% tlenu. Wodór stwarza również zagrożenie pożarowe. Ciekły wodór może spowodować poważne odmrożenia w przypadku kontaktu ze skórą.

Wybuchowe stężenia wodoru i tlenu wynoszą od 4% do 96% objętościowych. Po zmieszaniu z powietrzem od 4% do 75(74)% objętościowych.

Wykorzystanie wodoru

W przemyśle chemicznym wodór wykorzystuje się do produkcji amoniaku, mydła i tworzyw sztucznych. W przemyśle spożywczym margarynę wytwarza się z ciekłych olejów roślinnych za pomocą wodoru. Wodór jest bardzo lekki i zawsze unosi się w powietrzu. Dawno, dawno temu sterowce i balony były napełniane wodorem. Ale w latach 30. XX wiek Miało miejsce kilka strasznych katastrof, gdy sterowce eksplodowały i spłonęły. Obecnie sterowce są napełniane gazowym helem. Wodór jest również używany jako paliwo rakietowe. Pewnego dnia wodór może być powszechnie stosowany jako paliwo do samochodów osobowych i ciężarowych. Silniki wodorowe nie zanieczyszczają środowiska, emitując jedynie parę wodną (choć sama produkcja wodoru powoduje pewne zanieczyszczenie środowiska). Nasze Słońce składa się głównie z wodoru. Ciepło i światło słoneczne powstają w wyniku uwolnienia energii jądrowej w wyniku syntezy jąder wodoru.

Wykorzystanie wodoru jako paliwa (opłacalne)

Najważniejszą cechą substancji stosowanych jako paliwo jest ciepło spalania. Z przebiegu chemii ogólnej wiadomo, że reakcja wodoru z tlenem zachodzi z wydzieleniem ciepła. Jeśli weźmiemy 1 mol H2 (2 g) i 0,5 mol O2 (16 g) w standardowych warunkach i wzbudzimy reakcję, to zgodnie z równaniem

H2 + 0,5 O2 = H2O

po zakończeniu reakcji powstaje 1 mol H2O (18 g) z wydzieleniem energii 285,8 kJ/mol (dla porównania: ciepło spalania acetylenu wynosi 1300 kJ/mol, propanu – 2200 kJ/mol) . 1 m3 wodoru waży 89,8 g (44,9 mol). Zatem na wytworzenie 1 m3 wodoru potrzeba 12832,4 kJ energii. Biorąc pod uwagę fakt, że 1 kWh = 3600 kJ, otrzymujemy 3,56 kWh energii elektrycznej. Znając taryfę za 1 kWh energii elektrycznej oraz koszt 1 m3 gazu, możemy stwierdzić, że wskazane jest przejście na paliwo wodorowe.

Przykładowo eksperymentalny model Hondy FCX 3. generacji ze 156-litrowym zbiornikiem wodoru (zawiera 3,12 kg wodoru pod ciśnieniem 25 MPa) pokonuje 355 km. Odpowiednio z 3,12 kg H2 uzyskuje się 123,8 kWh. Na 100 km zużycie energii wyniesie 36,97 kWh. Znając koszt energii elektrycznej, koszt gazu czy benzyny oraz ich zużycie w przeliczeniu na samochód na 100 km, łatwo jest obliczyć negatywne skutki ekonomiczne przejścia samochodu na paliwo wodorowe. Załóżmy (Rosja 2008), że 10 centów za kWh energii elektrycznej powoduje, że 1 m3 wodoru kosztuje 35,6 centów, a biorąc pod uwagę efektywność rozkładu wody na poziomie 40-45 centów, tyle samo kWh ze spalania benzyny kosztuje 12832,4 kJ/42000 kJ/0,7 kg/l*80 centów/l=34 centów w cenach detalicznych, natomiast dla wodoru obliczyliśmy opcję idealną, nie biorąc pod uwagę transportu, amortyzacji sprzętu itp. Dla metanu z energii spalania około 39 MJ na m3, wynik będzie od dwóch do czterech razy niższy ze względu na różnicę w cenie (1 m3 dla Ukrainy kosztuje 179 dolarów, a dla Europy 350 dolarów). Oznacza to, że równoważna ilość metanu będzie kosztować 10-20 centów.

Nie zapominajmy jednak, że spalając wodór, otrzymujemy czystą wodę, z której został on wydobyty. Oznacza to, że mamy energię odnawialną hoarder energię bez szkody dla środowiska, w przeciwieństwie do gazu czy benzyny, które są podstawowymi źródłami energii.

Php w linii 377 Ostrzeżenie: require(http://www..php): nie udało się otworzyć strumienia: nie można znaleźć odpowiedniego opakowania w /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php w linii 377 Fatal błąd: require(): wymagane otwarcie „http://www..php” (include_path="..php w linii 377) nie powiodło się

Wzór chemiczny to obraz wykorzystujący symbole.

Znaki pierwiastków chemicznych

Znak chemiczny Lub symbol pierwiastka chemicznego– to pierwsza lub dwie pierwsze litery łacińskiej nazwy tego pierwiastka.

Na przykład: FerrumFe , Cuprum –Cu , TlenO itp.

Tabela 1: Informacje dostarczane przez znak chemiczny

Inteligencja	Używając przykładu kl
Nazwa przedmiotu	Chlor
	Niemetalowe, halogenowe
Jeden element	1 atom chloru
(Ar) tego elementu	Ar(Cl) = 35,5
Bezwzględna masa atomowa pierwiastka chemicznego m = Ar 1,66 10 -24 g = Ar 1,66 10 -27 kg	M (Cl) = 35,5 1,66 10 -24 = 58,9 10 -24 g

Nazwę symbolu chemicznego w większości przypadków czyta się jako nazwę pierwiastka chemicznego. Na przykład, K – potas, Ca – wapń, Mg – magnez, Mn – mangan.

Przypadki, w których nazwa symbolu chemicznego jest czytana inaczej, podano w tabeli 2:

Nazwa pierwiastka chemicznego	Znak chemiczny	Nazwa symbolu chemicznego (wymowa)
Azot	N	En
Wodór	H	Popiół
Żelazo	Fe	Ferrum
Złoto	Au	Aurum
Tlen	O	O
Krzem	Si	Krzem
Miedź	Cu	Cuprum
Cyna	sen	Stanum
Rtęć	Hg	Hydrargia
Ołów	Pb	Śliwnik
Siarka	S	Ez
Srebro	Ag	Argentum
Węgiel	C	Tse
Fosfor	P	Pe

Wzory chemiczne prostych substancji

Wzory chemiczne większości prostych substancji (wszystkich metali i wielu niemetali) są znakami odpowiednich pierwiastków chemicznych.

Więc substancja żelazna I pierwiastek chemiczny żelazo są oznaczone tak samo - Fe .

Jeśli ma strukturę molekularną (występuje w postaci , wówczas jego wzór jest symbolem chemicznym pierwiastka indeks w prawym dolnym rogu, wskazując liczba atomów w cząsteczce: H 2, O2, O 3, N 2, F 2, Cl2, BR 2, P 4, S 8.

Tabela 3: Informacje dostarczane przez znak chemiczny

Inteligencja	Używając C jako przykładu
Nazwa substancji	Węgiel (diament, grafit, grafen, karbyn)
Przynależność pierwiastka do danej klasy pierwiastków chemicznych	Niemetalowe
Jeden atom pierwiastka	1 atom węgla
Względna masa atomowa (Ar) pierwiastek tworzący substancję	Ar(C) = 12
Bezwzględna masa atomowa	M(C) = 12 1,66 10-24 = 19,93 10 -24 g
Jedna substancja	1 mol węgla, tj. 6.02 10 23 atomy węgla
	M (C) = Ar (C) = 12 g/mol

Wzory chemiczne substancji złożonych

Formułę substancji złożonej przygotowuje się poprzez zapisanie znaków pierwiastków chemicznych, z których składa się substancja, wskazując liczbę atomów każdego pierwiastka w cząsteczce. W tym przypadku z reguły zapisywane są pierwiastki chemiczne w celu zwiększenia elektroujemności zgodnie z następującym szeregiem praktycznym:

Me, Si, B, Te, H, P, As, I, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

Na przykład, H2O , CaSO4 , Al2O3 , CS2 , Z 2 , NaH.

Wyjątkami są:

• niektóre związki azotu z wodorem (np. amoniak NH 3 , hydrazyna N 2H 4 );
• sole kwasów organicznych (np. mrówczan sodu HCOONa , octan wapnia (CH 3dyrektor operacyjny) 2Ca) ;
• węglowodory ( CH 4 , C2H4 , C2H2 ).

Wzory chemiczne substancji występujących w postaci dimery (NIE 2 , P2O 3 , P2O5, sole rtęci jednowartościowej, na przykład: HgCl , HgNO3 itp.), zapisane w formularzu N 2 O4,P 4 O6,P 4 O 10Hg 2 Cl2,Hg2 ( NIE 3) 2 .

Na podstawie koncepcji określa się liczbę atomów pierwiastka chemicznego w cząsteczce i jonie złożonym wartościowość Lub stany utlenienia i jest nagrywany indeks w prawym dolnym rogu od znaku każdego elementu (indeks 1 jest pomijany). W tym przypadku wychodzą z reguły:

algebraiczna suma stopni utlenienia wszystkich atomów w cząsteczce musi być równa zeru (cząsteczki są elektrycznie obojętne), a w jonie zespolonym - ładunek jonu.

Na przykład:

2Al 3 + +3SO 4 2- =Al 2 (SO 4) 3

Stosowana jest ta sama zasada przy określaniu stopnia utlenienia pierwiastka chemicznego za pomocą wzoru substancji lub kompleksu. Zwykle jest to pierwiastek, który ma kilka stopni utlenienia. Należy znać stany utlenienia pozostałych pierwiastków tworzących cząsteczkę lub jon.

Ładunek jonu złożonego jest sumą algebraiczną stopni utlenienia wszystkich atomów tworzących jon. Dlatego przy określaniu stopnia utlenienia pierwiastka chemicznego w jonie złożonym sam jon umieszcza się w nawiasach, a jego ładunek jest pobierany z nawiasów.

Podczas kompilowania wzorów na wartościowość substancja jest reprezentowana jako związek składający się z dwóch cząstek różnego typu, których wartościowość jest znana. Dalej używają reguła:

w cząsteczce iloczyn wartościowości przez liczbę cząstek jednego typu musi być równy iloczynowi wartościowości przez liczbę cząstek innego rodzaju.

Na przykład:

Nazywa się liczbę poprzedzającą wzór w równaniu reakcji współczynnik. Wskazuje jedno i drugie liczba cząsteczek, Lub liczba moli substancji.

Współczynnik przed symbolem chemicznym, wskazuje liczba atomów danego pierwiastka chemicznego, a w przypadku, gdy znak jest wzorem substancji prostej, współczynnik wskazuje jedno i drugie liczba atomów, Lub liczba moli tej substancji.

Na przykład:

• 3 Fe– trzy atomy żelaza, 3 mole atomów żelaza,
• 2 H– dwa atomy wodoru, 2 mole atomów wodoru,
• H 2– jedna cząsteczka wodoru, 1 mol wodoru.

Wzory chemiczne wielu substancji zostały ustalone eksperymentalnie, dlatego też nazywa się je "empiryczny".

Tabela 4: Informacje zawarte we wzorze chemicznym substancji złożonej

Inteligencja	Na przykład C aCO3
Nazwa substancji	Węglan wapnia
Przynależność pierwiastka do określonej klasy substancji	Sól średnia (normalna).
Jedna cząsteczka substancji	1 cząsteczka węglanu wapnia
Jeden mol substancji	6.02 10 23 Cząsteczki CaCO3
Względna masa cząsteczkowa substancji (Mr)	Мr (CaCO3) = Ar (Ca) +Ar (C) +3Ar (O) =100
Masa molowa substancji (M)	M (CaCO3) = 100 g/mol
Bezwzględna masa cząsteczkowa substancji (m)	M (CaCO3) = Mr (CaCO3) 1,66 10 -24 g = 1,66 10 -22 g
Skład jakościowy (jakie pierwiastki chemiczne tworzą substancję)	wapń, węgiel, tlen
Skład ilościowy substancji:
Liczba atomów każdego pierwiastka w jednej cząsteczce substancji:	zbudowana jest cząsteczka węglanu wapnia 1 atom wapń, 1 atom węgiel i 3 atomy tlen.
Liczba moli każdego pierwiastka w 1 molu substancji:	W 1 molu CaCO3(6,02 · 10 23 cząsteczek). 1 mol(6,02 · 10 23 atomów) wapń, 1 mol(6,02 · 10 23 atomów) węgla i 3 mole(3 6,02 10 23 atomów) pierwiastka chemicznego tlenu)
Skład masowy substancji:
Masa każdego pierwiastka w 1 molu substancji:	1 mol węglanu wapnia (100 g) zawiera następujące pierwiastki chemiczne: 40 g wapnia, 12g węgla, 48 g tlenu.
Ułamki masowe pierwiastków chemicznych w substancji (skład substancji w procentach wagowych):	Skład wagowy węglanu wapnia: W (Ca) = (n (Ca) Ar (Ca))/Mr (CaCO3) = (1,40)/100= 0,4 (40%) W (C) = (n (Ca) Ar (Ca))/Mr (CaCO3) = (1 12)/100 = 0,12 (12%) W (O) = (n (Ca) Ar (Ca))/Mr (CaCO3) = (3 16)/100 = 0,48 (48%)
W przypadku substancji o strukturze jonowej (sól, kwas, zasada) wzór substancji dostarcza informacji o liczbie jonów każdego rodzaju w cząsteczce, ich ilości oraz masie jonów na 1 mol substancji:	Cząsteczka CaCO3 składa się z jonu Ca2+ i jon CO 3 2- 1 mol ( 6.02 10 23 Cząsteczki) CaCO3 zawiera 1 mol jonów Ca 2+ I 1 mol jonów CO 3 2-; 1 mol (100 g) węglanu wapnia zawiera 40g jonów Ca2+ I 60g jonów CO 3 2-
Objętość molowa substancji w warunkach standardowych (tylko dla gazów)

Formuły graficzne

Aby uzyskać pełniejsze informacje o substancji, użyj formuły graficzne , które wskazują kolejność łączenia atomów w cząsteczce I wartościowość każdego pierwiastka.

Wzory graficzne substancji składających się z cząsteczek czasami w takim czy innym stopniu odzwierciedlają strukturę (strukturę) tych cząsteczek; w takich przypadkach można je nazwać strukturalny .

Aby skompilować wzór graficzny (strukturalny) substancji, należy:

• Określ wartościowość wszystkich pierwiastków chemicznych tworzących substancję.
• Zapisz znaki wszystkich pierwiastków chemicznych tworzących substancję, każdy w ilości równej liczbie atomów danego pierwiastka w cząsteczce.
• Połącz znaki pierwiastków chemicznych myślnikami. Każdy myślnik oznacza parę, która komunikuje się między pierwiastkami chemicznymi i dlatego należy w równym stopniu do obu pierwiastków.
• Liczba linii otaczających znak pierwiastka chemicznego musi odpowiadać wartościowości tego pierwiastka chemicznego.
• Przy formułowaniu kwasów zawierających tlen i ich soli, atomy wodoru i atomy metalu są związane z pierwiastkiem tworzącym kwas poprzez atom tlenu.
• Atomy tlenu łączą się ze sobą tylko podczas formułowania nadtlenków.

Przykłady formuł graficznych:

Klasyfikacja substancji nieorganicznych i ich nazewnictwo opierają się na najprostszej i najbardziej stałej charakterystyce w czasie - skład chemiczny, który pokazuje atomy pierwiastków tworzących daną substancję w ich stosunku liczbowym. Jeżeli substancja składa się z atomów jednego pierwiastka chemicznego, tj. jest formą istnienia tego elementu w postaci swobodnej, wówczas nazywa się to prostą substancja; jeśli substancja składa się z atomów dwóch lub więcej pierwiastków, wówczas nazywa się ją złożona substancja. Zwykle nazywane są wszystkie substancje proste (z wyjątkiem substancji jednoatomowych) i wszystkie substancje złożone związki chemiczne, ponieważ w nich atomy jednego lub różnych pierwiastków są połączone ze sobą wiązaniami chemicznymi.

Nazewnictwo substancji nieorganicznych składa się ze wzorów i nazw. Wzór chemiczny - przedstawienie składu substancji za pomocą symboli pierwiastków chemicznych, wskaźników liczbowych i niektórych innych znaków. Nazwa chemiczna - obraz składu substancji za pomocą słowa lub grupy słów. Konstrukcję wzorów i nazw chemicznych określa system zasady nomenklatury.

Symbole i nazwy pierwiastków chemicznych podane są w Układzie Okresowym Pierwiastków autorstwa D.I. Mendelejew. Elementy są tradycyjnie podzielone na metale I niemetale . Do niemetali zaliczają się wszystkie pierwiastki z grupy VIIIA (gazy szlachetne) i grupy VIIA (halogeny), pierwiastki z grupy VIA (z wyjątkiem polonu), pierwiastki azotu, fosforu, arsenu (grupa VA); węgiel, krzem (grupa IVA); bor (grupa IIIA), a także wodór. Pozostałe pierwiastki zaliczamy do metali.

Zestawiając nazwy substancji, zwykle stosuje się rosyjskie nazwy pierwiastków, na przykład ditlen, difluorek ksenonu, selenian potasu. Tradycyjnie w przypadku niektórych elementów korzenie ich nazw łacińskich wprowadza się do terminów pochodnych:

Na przykład: węglan, manganian, tlenek, siarczek, krzemian.

Tytuły proste substancje składać się z jednego słowa - nazwy pierwiastka chemicznego z przedrostkiem numerycznym, na przykład:

Stosowane są następujące przedrostki numeryczne:

Liczba nieokreślona jest oznaczona przedrostkiem numerycznym N- poli.

W przypadku niektórych prostych substancji również używają specjalny nazwy takie jak O 3 - ozon, P 4 - biały fosfor.

Wzory chemiczne substancje złożone składa się z notacji elektrododatni(kationy warunkowe i rzeczywiste) i elektroujemny(aniony warunkowe i rzeczywiste) składniki, na przykład CuSO 4 (tutaj Cu 2+ jest prawdziwym kationem, SO 4 2 - jest prawdziwym anionem) i PCl 3 (tutaj P +III jest kationem warunkowym, Cl -I jest anion warunkowy).

Tytuły substancje złożone ułożone według wzorów chemicznych od prawej do lewej. Składają się z dwóch słów - nazw składników elektroujemnych (w mianowniku) i składników elektrododatnich (w dopełniaczu), na przykład:

CuSO 4 - siarczan miedzi(II).
PCl 3 - trójchlorek fosforu
LaCl 3 - chlorek lantanu(III).
CO - tlenek węgla

Liczbę składników elektrododatnich i elektroujemnych w nazwach oznacza się podanymi powyżej przedrostkami liczbowymi (metoda uniwersalna) lub stopniami utlenienia (jeśli można je określić wzorem) za pomocą cyfr rzymskich w nawiasach (znak plus pomija się). W niektórych przypadkach ładunek jonów podaje się (dla kationów i anionów o złożonym składzie) za pomocą cyfr arabskich z odpowiednim znakiem.

Następujące specjalne nazwy są używane dla typowych kationów i anionów wieloelementowych:

H 2 F + - fluoro	C 2 2 - - acetylenek
H 3 O + - oksoni	CN - - cyjanek
H3S + - sulfonium	CNO - - piorunować
NH 4 + - amon	HF 2 - - fluorowodorek
N 2 H 5 + - hydrazyn(1+)	HO 2 - - wodoronadtlenek
N 2 H 6 + - hydrazyn(2+)	HS - - wodorosiarczek
NH3OH + - hydroksyloamina	N 3 - - azydek
NO+ - nitrozyl	NCS - - tiocyjanian
NO 2 + - nitroil	O 2 2 - - nadtlenek
O2+ - dioksygenyl	O 2 - - ponadtlenek
PH 4 + - fosfon	O 3 - - ozonek
VO 2+ - wanadyl	OCN - - cyjanian
UO 2+ - uranyl	OH - - wodorotlenek

W przypadku niewielkiej liczby dobrze znanych substancji jest on również stosowany specjalny tytuły:

1. Wodorotlenki kwasowe i zasadowe. Sole

Wodorotlenki to rodzaj substancji złożonych, które zawierają atomy jakiegoś pierwiastka E (z wyjątkiem fluoru i tlenu) oraz grupy hydroksylowe OH; wzór ogólny wodorotlenków E(OH) N, Gdzie N= 1–6. Forma wodorotlenków E(OH) N zwany orto-kształt; Na N> 2 wodorotlenek można również znaleźć w meta-forma, która obejmuje oprócz atomów E i grup OH, atomy tlenu O, na przykład E(OH) 3 i EO(OH), E(OH) 4 i E(OH) 6 i EO 2 (OH) 2 .

Wodorotlenki dzielą się na dwie grupy o przeciwnych właściwościach chemicznych: wodorotlenki kwasowe i zasadowe.

Wodorotlenki kwasowe zawierają atomy wodoru, które można zastąpić atomami metali, zgodnie z zasadą stechiometrycznej wartościowości. Większość wodorotlenków kwasowych występuje w meta-forma, a atomy wodoru we wzorach wodorotlenków kwasowych są podawane na pierwszym miejscu, na przykład H 2 SO 4, HNO 3 i H 2 CO 3, a nie SO 2 (OH) 2, NO 2 (OH) i CO ( o) 2. Ogólny wzór wodorotlenków kwasowych to H X EO Na, gdzie składnik elektroujemny EO y x - zwaną resztą kwasową. Jeśli nie wszystkie atomy wodoru zostaną zastąpione metalem, wówczas pozostaną one częścią reszty kwasowej.

Nazwy pospolitych wodorotlenków kwasowych składają się z dwóch słów: nazwy właściwej z końcówką „aya” i słowa grupowego „kwas”. Oto wzory i nazwy własne popularnych wodorotlenków kwasowych i ich reszt kwasowych (myślnik oznacza, że ​​wodorotlenek nie jest znany w postaci wolnej ani w kwaśnym roztworze wodnym):

wodorotlenek kwasowy	pozostałość kwasu
HAsO 2 - metaarsen	AsO 2 - - metaarsenit
H 3 AsO 3 - ortoarsen	AsO 3 3 - - ortoarsenit
H 3 AsO 4 - arsen	AsO 4 3 - - arsenian
	B 4 O 7 2 - - tetraboran
	ВiО 3 - - bizmutan
HBrO - bromek	BrO - - podbromin
HBrO 3 - bromowany	BrO3 - - bromian
H 2 CO 3 - węgiel	CO 3 2 - - węglan
HClO - podchlorawy	ClO- - podchloryn
HClO 2 - chlorek	ClO2 - - chloryn
HClO 3 - chlorowy	ClO3 - - chloran
HClO 4 - chlor	ClO4 - - nadchloran
H 2 CrO 4 - chrom	CrO 4 2 - - chromian
	НCrO 4 - - hydrochromian
H 2 Cr 2 O 7 - dichromowy	Cr 2 O 7 2 - - dwuchromian
	FeO 4 2 - - nadżelazian
HIO 3 - jod	IO 3 - - jodan
HIO 4 - metajod	IO 4 - - metanadjodan
H 5 IO 6 - ortojod	IO 6 5 - - ortoperiodat
HMnO 4 - mangan	MnO4- - nadmanganian
	MnO 4 2 - - manganian
	MoO 4 2 - - molibdenian
HNO 2 - azotowy	NIE 2 - - azotyn
HNO 3 - azot	NR 3 - - azotan
HPO 3 - metafosforowy	PO 3 - - metafosforan
H 3 PO 4 - ortofosforowy	PO 4 3 - - ortofosforan
	НPO 4 2 - - hydroortofosforan
	H 2 PO 4 - - dihydroofosforan
H 4 P 2 O 7 - difosforowy	P 2 O 7 4 - - difosforan
	ReO 4 - - nadrenat
	SO 3 2 - - siarczyn
	HSO3 - - wodorosiarczyn
H 2 SO 4 - siarkowy	SO 4 2 - - siarczan
	HSO 4 - - wodorosiarczan
H 2 S 2 O 7 - dwusiarka	S 2 O 7 2 - - disiarczan
H 2 S 2 O 6 (O 2) - nadtlenodisiarka	S 2 O 6 (O 2) 2 - - nadtlenodisiarczan
H 2 SO 3 S - tiosiarka	SO 3 S 2 - - tiosiarczan
H 2 SeO 3 - selen	SeO 3 2 - - selenit
H 2 SeO 4 - selen	SeO 4 2 - - selenian
H 2 SiO 3 - metakrzem	SiO 3 2 - - metakrzemian
H 4 SiO 4 - ortokrzem	SiO 4 4 - - ortokrzemian
H 2 TeO 3 - tellurowy	TeO 3 2 - - telluryt
H 2 TeO 4 - metatelurowy	TeO 4 2 - - metatelluran
H 6 TeO 6 - ortoteluryczny	TeO 6 6 - - ortotellurat
	VO 3 - - metawanadat
	VO 4 3 - - ortowanadat
	WO 4 3 - - wolframian

Mniej powszechne wodorotlenki kwasowe nazywane są zgodnie z zasadami nomenklatury związków złożonych, na przykład:

Nazwy reszt kwasowych służą do konstruowania nazw soli.

Zasadowe wodorotlenki zawierają jony wodorotlenkowe, które można zastąpić resztami kwasowymi, zgodnie z zasadą stechiometrycznej wartościowości. Wszystkie zasadowe wodorotlenki znajdują się w orto-kształt; ich ogólny wzór to M (OH) N, Gdzie N= 1,2 (rzadziej 3,4) i M N+ jest kationem metalu. Przykładowe wzory i nazwy podstawowych wodorotlenków:

Najważniejszą właściwością chemiczną wodorotlenków zasadowych i kwasowych jest ich wzajemne oddziaływanie, tworząc sole ( reakcja tworzenia soli), Na przykład:

Ca(OH) 2 + H 2 SO 4 = CaSO 4 + 2H 2 O

Ca(OH) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca(HSO 4) 2 + 2H 2 O

2Ca(OH)2 + H2SO4 = Ca2SO4(OH)2 + 2H2O

Sole to rodzaj substancji złożonych zawierających kationy M N+ i pozostałości kwasowe*.

Sole o wzorze ogólnym M X(EO Na)N zwany przeciętny sole i sole z niepodstawionymi atomami wodoru - kwaśny sole. Czasami sole zawierają także jony wodorotlenkowe i/lub tlenkowe; takie sole nazywane są główny sole. Oto przykłady i nazwy soli:

	Ortofosforan wapnia
	Diwodoroortofosforan wapnia
	Wodorofosforan wapnia
	Węglan miedzi(II).
Cu 2 CO 3 (OH) 2	Węglan diwodorotlenku miedzi
	Azotan lantanu(III).
	Diazotan tlenku tytanu

Sole kwasowe i zasadowe można przekształcić w sole średnie w reakcji z odpowiednim wodorotlenkiem zasadowym i kwasowym, na przykład:

Ca(HSO 4) 2 + Ca(OH) = CaSO 4 + 2H 2 O

Ca 2 SO 4 (OH) 2 + H 2 SO 4 = Ca 2 SO 4 + 2H 2 O

Istnieją również sole zawierające dwa różne kationy: często są to tzw sole podwójne, Na przykład:

2. Tlenki kwasowe i zasadowe

Tlenki E X O Na- produkty całkowitego odwodnienia wodorotlenków:

Wodorotlenki kwasowe (H 2 SO 4, H 2 CO 3) odpowiadają tlenki kwasowe(SO 3, CO 2) i zasadowe wodorotlenki (NaOH, Ca(OH) 2) - podstawowytlenki(Na 2 O, CaO), a stopień utlenienia pierwiastka E nie zmienia się przy przejściu z wodorotlenku do tlenku. Przykładowe wzory i nazwy tlenków:

Tlenki kwasowe i zasadowe zachowują właściwości tworzenia soli odpowiednich wodorotlenków podczas interakcji z wodorotlenkami o przeciwnych właściwościach lub między sobą:

N 2 O 5 + 2 NaOH = 2 NaNO 3 + H 2 O

3CaO + 2H 3 PO 4 = Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 O

La 2 O 3 + 3SO 3 = La 2 (SO 4) 3

3. Tlenki i wodorotlenki amfoteryczne

Amfoteryczność wodorotlenki i tlenki - właściwość chemiczna polegająca na tworzeniu przez nie dwóch rzędów soli, np. dla wodorotlenku glinu i tlenku glinu:

(a) 2Al(OH) 3 + 3SO 3 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

Al 2 O 3 + 3H 2 SO 4 = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 O

(b) 2Al(OH)3 + Na2O = 2NaAlO2 + 3H2O

Al 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaAlO 2 + H 2 O

Zatem wodorotlenek i tlenek glinu w reakcjach (a) wykazują właściwości główny wodorotlenki i tlenki, tj. reagują z kwaśnymi wodorotlenkami i tlenkami, tworząc odpowiednią sól - siarczan glinu Al 2 (SO 4) 3, natomiast w reakcjach (b) wykazują również właściwości kwaśny wodorotlenki i tlenki, tj. reagują z zasadowym wodorotlenkiem i tlenkiem, tworząc sól - dioksoglinian sodu (III) NaAlO 2. W pierwszym przypadku pierwiastek aluminium wykazuje właściwość metalu i jest częścią składnika elektrododatniego (Al 3+), w drugim - właściwością niemetalu i jest częścią elektroujemnego składnika wzoru soli ( AlO2 -).

Jeżeli te reakcje zachodzą w roztworze wodnym, wówczas zmienia się skład powstałych soli, ale obecność glinu w kationie i anionie pozostaje:

2Al(OH) 3 + 3H 2 SO 4 = 2 (SO 4) 3

Al(OH)3 + NaOH = Na

Tutaj jony złożone 3+ - kation heksaakwaluminium(III), - - jon tetrahydroksoglinianu(III) zaznaczono w nawiasach kwadratowych.

Pierwiastki wykazujące w związkach właściwości metaliczne i niemetaliczne nazywane są amfoterycznymi, obejmują one pierwiastki z grup A układu okresowego - Be, Al, Ga, Ge, Sn, Pb, Sb, Bi, Po itp., jak a także większość pierwiastków z grup B - Cr, Mn, Fe, Zn, Cd, Au itp. Tlenki amfoteryczne nazywane są tak samo jak podstawowe, na przykład:

Wodorotlenki amfoteryczne (jeśli stopień utlenienia pierwiastka przekracza + II) można znaleźć w orto- albo i) meta- formularz. Oto przykłady wodorotlenków amfoterycznych:

Tlenki amfoteryczne nie zawsze odpowiadają wodorotlenkom amfoterycznym, ponieważ próbując uzyskać te ostatnie, powstają uwodnione tlenki, na przykład:

Jeżeli pierwiastek amfoteryczny w związku ma kilka stopni utlenienia, wówczas amfoteryczność odpowiednich tlenków i wodorotlenków (a w konsekwencji amfoteryczność samego pierwiastka) będzie wyrażona inaczej. Dla niskich stopni utlenienia wodorotlenki i tlenki mają przewagę właściwości zasadowych, a sam pierwiastek ma właściwości metaliczne, dlatego prawie zawsze wchodzi w skład kationów. Przeciwnie, w przypadku wysokich stopni utlenienia wodorotlenki i tlenki mają przewagę właściwości kwasowych, a sam pierwiastek ma właściwości niemetaliczne, dlatego prawie zawsze jest zawarty w składzie anionów. Zatem tlenek i wodorotlenek manganu(II) mają dominujące właściwości zasadowe, a sam mangan wchodzi w skład kationów typu 2+, natomiast tlenek i wodorotlenek manganu(VII) mają dominujące właściwości kwasowe, a sam mangan wchodzi w skład kationów MnO 4 - wpisz anion. . Wodorotlenkom amfoterycznym o dużej przewadze właściwości kwasowych przypisuje się wzory i nazwy wzorowane na wodorotlenkach kwasowych, np. HMn VII O 4 – kwas manganowy.

Zatem podział pierwiastków na metale i niemetale jest warunkowy; Pomiędzy pierwiastkami (Na, K, Ca, Ba itp.) o właściwościach czysto metalicznych a pierwiastkami (F, O, N, Cl, S, C itp.) o właściwościach czysto niemetalicznych istnieje duża grupa pierwiastków o właściwościach amfoterycznych.

4. Związki binarne

Szeroki rodzaj nieorganicznych substancji złożonych to związki binarne. Należą do nich przede wszystkim wszelkie związki dwupierwiastkowe (z wyjątkiem tlenków zasadowych, kwasowych i amfoterycznych), np. H 2 O, KBr, H 2 S, Cs 2 (S 2), N 2 O, NH 3, HN 3, CaC2, SiH4. Elektrododatnie i elektroujemne składniki wzorów tych związków obejmują pojedyncze atomy lub związane grupy atomów tego samego pierwiastka.

Za związki binarne uważa się substancje wieloelementowe, we wzorach których jeden ze składników zawiera niepowiązane ze sobą atomy kilku pierwiastków, a także jednoelementowe lub wieloelementowe grupy atomów (z wyjątkiem wodorotlenków i soli), np. CSO, IO 2F 3, SBrO 2F, CrO (O 2) 2, PSI 3, (CaTi)O 3, (FeCu)S 2, Hg(CN) 2, (PF 3) 2 O, VCl 2 (NH 2). Zatem CSO można przedstawić jako związek CS2, w którym jeden atom siarki zastąpiono atomem tlenu.

Nazwy związków binarnych są konstruowane zgodnie ze zwykłymi zasadami nomenklatury, na przykład:

OF 2 - difluorek tlenu	K 2 O 2 - nadtlenek potasu
HgCl 2 - chlorek rtęci(II).	Na2S - siarczek sodu
Hg 2 Cl 2 - dichlorek dirtęci	Mg 3 N 2 - azotek magnezu
SBr 2 O - dwubromek tlenku siarki	NH 4Br - bromek amonu
N 2 O - tlenek diazotu	Pb(N 3) 2 - azydek ołowiu(II).
NO 2 - dwutlenek azotu	CaC 2 - acetylenek wapnia

W przypadku niektórych związków binarnych stosuje się nazwy specjalne, których listę podano wcześniej.

Właściwości chemiczne związków binarnych są dość zróżnicowane, dlatego często dzieli się je na grupy według nazwy anionów, tj. Odrębnie rozpatrywane są halogenki, chalkogenki, azotki, węgliki, wodorki itp. Wśród związków binarnych znajdują się również te, które mają pewne cechy innych rodzajów substancji nieorganicznych. Zatem związków CO, NO, NO 2 i (Fe II Fe 2 III) O 4, których nazwy zbudowane są ze słowa tlenek, nie można sklasyfikować jako tlenki (kwasowe, zasadowe, amfoteryczne). Tlenek węgla CO, tlenek azotu NO i dwutlenek azotu NO 2 nie mają odpowiednich wodorotlenków kwasowych (chociaż tlenki te tworzą niemetale C i N), ani nie tworzą soli, których aniony zawierałyby atomy C II, N II i N IV. Podwójny tlenek (Fe II Fe 2 III) O 4 - tlenek diżelaza(III)-żelaza(II), chociaż zawiera atomy pierwiastka amfoterycznego - żelaza w składniku elektrododatnim, ale na dwóch różnych stopniach utlenienia, w wyniku czego , podczas interakcji z wodorotlenkami kwasowymi tworzy nie jedną, ale dwie różne sole.

Związki binarne takie jak AgF, KBr, Na 2 S, Ba(HS) 2, NaCN, NH 4 Cl i Pb(N 3) 2 zbudowane są podobnie jak sole z rzeczywistych kationów i anionów, dlatego nazywane są podobny do soli związki binarne (lub po prostu sole). Można je uważać za produkty podstawienia atomów wodoru w związkach HF, HCl, HBr, H2S, HCN i HN3. Te ostatnie w roztworze wodnym pełnią funkcję kwasową, dlatego ich roztwory nazywane są kwasami, na przykład HF (woda) - kwas fluorowodorowy, H2S (woda) - kwas wodorosiarczkowy. Nie należą one jednak do rodzaju wodorotlenków kwasowych, a ich pochodne nie należą do soli w ramach klasyfikacji substancji nieorganicznych.

Wzory na wiązania kowalencyjne zasadniczo różnią się od wzorów na wiązania jonowe. Faktem jest, że związki kowalencyjne mogą powstawać na różne sposoby, zatem w wyniku reakcji mogą powstawać różne związki.

1. Wzór empiryczny

Wzór empiryczny określa elementy tworzące cząsteczkę w ich najmniejszych stosunkach liczb całkowitych.

Na przykład C 2 H 6 O - związek zawiera dwa atomy węgla, sześć atomów wodoru i jeden atom tlenu.

2. Wzór cząsteczkowy

Wzór cząsteczkowy wskazuje, z jakich atomów składa się związek i w jakich ilościach te atomy są w nim obecne.

Na przykład dla związku C2H6O wzory cząsteczkowe mogą wyglądać następująco: C4H12O2; C6H18O3...

Aby w pełni opisać związek kowalencyjny, wzór cząsteczkowy nie wystarczy:

Jak widać oba związki mają ten sam wzór cząsteczkowy - C 2 H 6 O, ale są to zupełnie różne substancje:

• eter dimetylowy stosuje się w urządzeniach chłodniczych;
• alkohol etylowy jest podstawą napojów alkoholowych.

3. Wzór strukturalny

Wzór strukturalny służy do dokładnego określenia związku kowalencyjnego, ponieważ oprócz pierwiastków w związku i liczby atomów pokazuje także Schemat podłączenia znajomości.

Stosowany jest wzór strukturalny wzór kropki elektronowej I Formuła Lewisa.

4. Wzór strukturalny wody (H 2 O)

Rozważmy procedurę konstruowania wzoru strukturalnego na przykładzie cząsteczki wody.

I Budowa ramy łączącej

Atomy związku są rozmieszczone wokół atomu centralnego. Atomy centralne to zazwyczaj: węgiel, krzem, azot, fosfor, tlen, siarka.

II Znajdź sumę elektronów walencyjnych wszystkich atomów związku

Dla wody: H 2 O = (2 1 + 6) = 8

Atom wodoru ma jeden elektron walencyjny, a atom tlenu 6. Ponieważ w związku są dwa atomy wodoru, całkowita liczba elektronów walencyjnych w cząsteczce wody wyniesie 8.

III Określ liczbę wiązań kowalencyjnych w cząsteczce wody

Określone według wzoru: S = N - A, Gdzie

S- liczba elektronów wspólnych w cząsteczce;

N- suma elektronów walencyjnych odpowiadająca pełnemu poziomowi energii zewnętrznej atomów w związku:

N=2- dla atomu wodoru;

N=8- dla atomów innych pierwiastków

A- suma elektronów walencyjnych wszystkich atomów związku.

N = 2 2 + 8 = 12

ZA = 2 1 +6 = 8

S = 12 - 8 = 4

W cząsteczce wody znajdują się 4 wspólne elektrony.Ponieważ wiązanie kowalencyjne składa się z pary elektronów, otrzymujemy dwa wiązania kowalencyjne.

IV Rozdzielanie wspólnych elektronów

Musi istnieć co najmniej jedno wiązanie pomiędzy atomem centralnym a otaczającymi go atomami. W przypadku cząsteczki wody będą dwa takie wiązania dla każdego atomu wodoru:

V Rozprowadź pozostałe elektrony

Z ośmiu elektronów walencyjnych cztery zostały już rozłożone. Gdzie „umieścić” pozostałe cztery elektrony?

Każdy atom w związku musi mieć pełny oktet elektronów. W przypadku wodoru są to dwa elektrony; dla tlenu - 8.

Nazywa się wspólne elektrony złączony.

Wzór kropka elektronowa i wzór Lewisa jasno opisują strukturę wiązania kowalencyjnego, są jednak kłopotliwe i zajmują dużo miejsca. Tych wad można uniknąć stosując skondensowany wzór strukturalny, który wskazuje jedynie kolejność połączeń.

Przykład skróconego wzoru strukturalnego:

• eter dimetylowy - CH 3 OCH 3
• alkohol etylowy - C 2 H 5 OH