Словарь опорных понятий

ХИМИЯ - наука о веществах и законах, по которым происходят их превращения в другие вещества.

А

Абиогенез. Теориявозникновения жизни из веществ неорганического происхождения.

Абиотические факторы среды. Совокупность условий среды неорганического происхождения,влияющих на организмы.

Абсорбция.Процесс объемного поглощения одного вещества другим, то есть во всем объемесорбента – вещества-поглотителя.

АВОГАДРО ЧИСЛО (или постояннаяАвогадро): NA = 6,02.1023 частицвещества (см. также МОЛЬ).

Автокатализ. Ускорение реакции, обусловленное накоплениемконечного или промежуточного продукта, обладающего каталитическим действием вданной реакции.

Агрохимия, агрономическая химия. Наука, изучающая химические и биохимические процессы,протекающие в почве и растениях, минеральное питание растений, применениеудобрений и приемы мелиорации с целью улучшения плодородия почв, повышенияурожайности сельскохозяйственных культур.

Агрономия. Наука,изучающая совокупность знаний и приемов ведения сельскохозяйственного производства,то есть комплекс теоретической базы полеводства и практических приемов повозделыванию сельскохозяйственных культур, принципов их переработки. Внастоящее время агрономия включает множество разделов, таких как: земледелие,агрохимия, агрофизика, растениеводство, семеноводство, генетика и селекция,мелиорация, фитопатология и т.д.

Адгезия. Явление соединения приведенных в контакт поверхностейконденсированных фаз.

Адсорбция.Процесс концентрирования одного вещества на поверхности другого вещества – адсорбента.Адсорбция происходит на межфазных поверхностях, адсорбироваться могут любыевещества.

Азот. Химическийэлемент главной подгруппы V группыпериодической системы: порядковый номер- 7, атомная масса – 14 а.е.м. Принормальных условиях азот, как простое вещество, это газ, состоящий издвухатомных молекул, N2, без цвета, без вкуса, без запаха, неподдерживает горение. Объемная доля азота в воздухе в тропосфере равна 78,09 %,Ткип.= -196оС, Тпл.= -210оС, в водеазот мало растворим. Электронная структура атома азота: 1s22s22p3.Степени окисления азота в соединениях: от -3 (NH3, NH4Cl)до +5 (N2O5, HNO3, NaNO3), наиболееустойчивая степень окисления 0 (N2 - молекулярный азот, диазот).

Молекула азота оченьпрочная, энергия диссоциации N2 равна 945 кДж/моль. При температуре3000 оС степень диссоциации молекулярного азота на атомы составляетоколо 0,1%. Молекулы азота между собой связаны слабыми Ван-дер-Ваальсовымисилами. В молекуле азота очень прочная тройная связь (одна s- связь и 2 p-связи), что является причиной его низкой реакционнойспособности. В природе молекулярный азот могут переводить в соединенияазотфиксирующие бактерии. Азот является одним из основных элементов,необходимых живым организмам и растениям. Он входит в состав аминокислот,белков, нуклеиновых кислот, играющих важную роль в обмене веществ. Азот входитв состав хлорофилла, фосфатидов, алкалоидов, ферментов и других органическихвеществ растительных клеток.

Химические свойства:

Взаимодействие с водородом- получение аммиака при температуре 450-500оС и давлении около 30МПа:

N2 + 3H2 2NH3

2.  Взаимодействие с кислородом - получение оксида азота (II). Реакцияидет только после активации в плазме электрического разряда (молния):

N2 = 2N

2N + O2 = 2NO

Суммарное уравнение реакции:

N2 + O2= 2NO

Взаимодействие с металлами- при обычных температурах только с литием. При повышенных температурах (более400оС) со щелочноземельными металлами и алюминием. Полученныевещества называют нитридами:

N2+ 6Li = 2Li3N

2А1+N2=2AlN

3Ca+N2=Ca3N2

Азотокисляет некоторые неметаллы при высоких температурах:

3Si + 2N2 = Si3N4

2S + 2N2 = S4N4

2B + N2 = 2BN

6P + 5N2 = 2P3N5

Образующиеся нитридыхимически активны, часто разлагаются водой и реагируют с кислотами:

Мg3N2 +6H2O = 3Mg(OH)2 + 2 NH3­

2AlN + 4H2SO4 = Al2(SO4)3+ (NH4)2SO4

Получение азота: в промышленности азот получают сжижением воздуха илипропусканием аммиака над раскаленным оксидом меди (II):

2NH3 + 3CuO = N2­+ 3Cu + 3H2O

Другим способом являетсятермическое разложение нитрита аммония или дихромата аммония:

NH4NO2 = N2­ + 2H2O

(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3+ N2­ + 4H2O

Молекулярный азот получаюттакже при взаимодействии аммиака с галогенами или с пероксидом водорода:

2NH3 + 3I2 = N2­ + 6HI

2NH3 + H2O2 = N2­ + 6H2O

Оксиды азота. Степень окисления азота в оксидах изменяется от +1до +5:

N2O – бесцветныйгаз (степень окисления азота +1),

NO – бесцветный газ (степеньокисления азота +2),

N2O3– синяя жидкость, кислотный оксид (степень окисления азота +3) ,

NO2 – бурый газ(степень окисления азота +4),

N2O5– бесцветные кристаллы, кислотный оксид (степень окисления азота. +5).

Особенности реакций NO2со щелочами и водой и проявление окислительных и восстановительныхсвойств:

2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O

3NO2 + H2O = 2НNO3 + NO

Азотистая кислота. HNO2 – кислота неустойчивая, в свободном состояниинеизвестна, разлагается в водных растворах, средний по силе электролит(константа диссоциации К = 4,0.10-4 при Т=25оС).Степень окисления азота +3, поэтому азотистая кислота и ее соли (нитриты)проявляют и окислительные и восстановительные свойства. Нитриты хорошорастворимы в воде.

Химические свойства азотистой кислоты и ее солей:

    1. Термическое разложение азотистойкислоты:

3HNO2 = HNO3+ 2NO + H2O

    2. Нитриты как окислители. Происходитизменение степени окисления от +3 (KNO2) до +2 (NO):

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4= 2NO + I2 + 2K2SO4 + 2H2O

3.  Нитриты как восстановители. Происходит повышение степени окислениядо +5 (KNO3):

5KNO2+2KMnO4 +3H2SO4 = 5KNO3+2MnSO4 +K2SO4 + 3H2O

4.  Термическое разложение нитритов:

NH4NO2= N2­ + 2H2O

Другие химические свойстваазотистой кислоты и нитритов– см. кислоты, соли.

Азотная кислота.Химическая формула - HNO3, структурная формула:

Чистая азотная кислота при нормальных условиях представляет собойбесцветную дымящую на воздухе жидкость с едким запахом. Она хорошо растворима вводе, является сильной кислотой. Степень окисления азота в азотной кислотеравна +5, Ткип.= 84оС, Тпл.= - 42оС.Концентрированная азотная кислота (68% НNО3 и 32% Н2О)имеет плотность 1,40 г/см3, плотность безводной HNO3 -1,53 г/см3.Диссоциирует с образованиемкатиона водорода и нитрат-иона:

HNO3= H+ + NO3-

При нагревании и на светуазотная кислота разлагается:

4HNO3= 4NO2­ + 2H2O + O2­

Соли азотной кислотыназываются нитратами, они хорошо растворимы в воде и их используют какудобрения в сельском хозяйстве. Соли азотной кислоты при нагреванииразлагаются. Образование продуктов реакции разложения зависит от расположенияметалла в электрохимическом ряду напряжений металлов  (Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn , Cr, Fe, Ni,Sn, Pb, H2, Cu, Hg, Ag,Pt, Au):

1.  Если металл в ряду напряжений стоит слева от магния, то продуктамиреакции являются соль – нитрит металла и кислород:

2NaNO3 =2NaNO2 + O2­

2.  Если металл в ряду напряжений стоит, начиная с магния и до медивключительно, то продуктами реакции являются оксид металла, оксид азота (IV) икислород:

2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2­ + O2­

3.  Если металл в ряду напряжений стоит правее меди, то продуктамиреакции являются чистый металл, оксид азота (IV) и кислород:

2AgNO3 =2Ag + 2NO2­ + O2­

Соли азотной кислоты вкислых растворах могут растворять металлы аналогично азотной кислоте:

3Cu + 2NaNO3 + 4H2SO4 = 3CuSO4+ Na2SO4 + NO + 4H2O

Химические свойства:см. кислоты.

Особенности химическихреакций HNO3 с металлами:

Концентрированная HNO3не реагирует с Au, Pt, Rd, Ir, Ti, Ta, Al. Такие металлы как: Al, Fe, Co, Ni иCr - она пассивирует в результате образования нерастворимой оксидной пленки.

Концентрированная HNO3с другими тяжелыми металлами восстанавливается до NO2:

Cu + 4HNO3 конц.= Cu(NO3)2+ 2NO2­ + 2H2O

Концентрированная HNO3,реагируя c щелочными и щелочноземельными металлами, восстанавливается до N2O:

4Ca + 10HNO3 конц. = 4Ca(NO3)2+ N2O­ + 5H2O

Разбавленная  HNO3 с Zn, Fe, щелочными ищелочноземельными металлами, восстанавливается до NH3 или NH4NO3:

4Zn + 10HNO3 разб. =  4Zn(NO3)2 + NH4NO3+3H2O

Разбавленная HNO3с тяжелыми металлами восстанавливается до NO:

3Ag + 4HNO3 разб. =3AgNO3+ NO­ + 2H2O

6. Азотная кислота окисляетнеметаллы до соответствующих кислот:

S + 2HNO3 = H2SO4 +2NO

C + 4HNO3 = CO2 + 2H2O + 4NO2

3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PО4 + 5NO

B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2­

7.  Царская водка представляет собой смесь концентрированных HNO3и НСl  в соотношении 1: 3 пообъему и растворяет золото и платину:

Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO­ + 2H2O

8.  Сульфиды металлов реагируют с концентрированной азотной кислотой:

ZnS + 8HNO3конц = ZnSO4+ 8NO2 + 4H2O

Реакции азотной кислотыс органическими соединениями:

С алканами азотнаякислота реагирует с образованием нитроалканов (реакция Коновалова):

СН4+ HNO3 = CH3NO2 + H2O

С бензолом азотная кислотареагирует с образованием нитробензола:

C6H6+ HNO3 = C6H5NO2 + H2O

Нитрование целлюлозы(крахмала, клетчатки) протекает c получением тринитроцеллюлозы:

(C6H10O5)n + 3nHNO3= (C6H7O5(NO2))n + 3nH2O

Получение HNO3: промышленный способ - из аммиака в три стадии:

Окисление аммиака на Pt-катализаторе при температурах 750-900оС

4NH3+ 5O2 = 4NO + 6H2O

Окисление NO кислородомвоздуха до оксида азота (IY):

2NO+ O2 = 2NO2

Поглощение NO2водой в избытке кислорода с образованием азотной кислоты:

4NO2+ 2H2O + O2 = 4HNO3

В лаборатории азотнуюкислоту получают  действием накристаллические нитраты концентрированной серной кислоты при нагревании:

NaNO3 + H2SO4= HNO3 + NaНSO4

Азотные удобрения. К азотным удобрениям относятся минеральные (неорганические) иорганические вещества, применяемые как источник азотного питания растений.Обычно азотные удобрения подразделяются на органические удобрения (компост,торф, навоз и т.д.) и минеральные удобрения, выпускаемые промышленностью. Крометого, к азотным удобрениям можно отнести зеленые составы (зеленые удобрения) –люпин, клевер, сераделла и др. Азотные удобрения являются эффективным средствомповышения урожайности сельскохозяйственных культур. Нормы внесения удобренийзависят от состава почвы, биологических особенностей культур, степени.Наибольшее применение среди азотных удобрений получили аммиак, селитры,мочевина.

         NH3 - жидкий аммиак (82,4%азота), NH4Cl - хлорид аммония (содержание азота 25%), КNO3-нитраткалия или калийная селитра, Ca(NO3)2- нитрат кальция иликальциевая селитра (15% азота), NaNO3 – нитрат натрия или натриеваяселитра (16% азота), NH4NO3- нитрат аммония или аммиачнаяселитра (35% азота), (NH4)2SO4 - сульфатаммония (21% азота), CO(NH2)2- мочевина (46,5% азота), NH4H2PO4+(NH4)2HPO4- аммофосы.

Азотфиксация. Процесс связывания азота атмосферы и перевод его вазотсодержащие соединения микроорганизмами(свободноживущими или находящимися в симбиозе с растениями)или цианобактериями.

Активные металлы. Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений металлов левееводорода. Металлы, находящиеся левее Аl включительно, относятся к наиболееактивным металлам.

Алкалоиды - обширная группа азотсодержащих гетероциклических соединений главнымобразом растительного происхождения.

Алканы (парафины) или предельные углеводороды – это углеводороды собщей формулой CnH 2n+2.

Алкены или углеводороды ряда этилена - это углеводороды с общейформулой СnH2n, в молекулах которых между атомамиуглерода имеется одна двойная связь.

Алкадиены или диеновые углеводороды – это органические соединения собщей формулой CnH2n-2, в молекулах которых имеютсядве двойные связи.

Алкины – это углеводороды с общейформулой CnH 2n-2, в молекулах которых имеется дваатома углерода, связанных одной - и двумя - связями.

Аллотропия.Явление образования нескольких простых веществ (аллотропных модификаций) из атомоводного химического элемента. Аллотропия может быть вызвана либо различнымчислом атомов в молекуле, либо различием кристаллических модификаций.

Пример 1. Химический элемент кислород образует молекулыкислорода (О2) или озона (О3), которые обладают разнойреакционной способностью (озон – более активный реагент), разнымифизико-химическими характеристиками. Например, температура кипения кислорода-183оС, а озона -112оС, температура плавления кислорода-219оС, озона -193оС.

Пример 2. Углерод имеет следующие аллотропные модификации:имеющие наибольшее практическое значение: графит (слоистая структура с sp2-гибридизацийорбиталей атомов углерода, темно-серое, мягкое, кристаллическое вещество сметаллическим блеском), алмаз (кристаллическая структура, с sp3-гибридизациейорбиталей атомов углерода, бесцветное, прозрачное кристаллическое вещество свысоким показателем преломления света, твердое, но хрупкое), полиин(волокнистая структура, черный мелкокристаллический порошок, полупроводник) иполикумулен (волокнистая линейная структура с sp-гибридизацией орбиталей атомовуглерода).

Пример 3. Ромбическая и моноклинная кристаллические аллотропныемодификации серы. В обычных условиях устойчива ромбическая модификация, при 95оСромбическая сера переходит в моноклинную.

Альбумины - простейшие глобулярные протеины(белки), входящие в состав сыворотки крови, цитоплазмы растительных и животныхклеток.

Альдегиды – органические вещества, содержащиеальдегидную функциональную группу.

Алюминий.Металл серебристо-белого цвета, обладает высокой электропроводностью итеплопроводностью, пластичный, плотность 2,7 г/см3. Ткип.=» 2500оС, Тпл.=660,4оС, химически активный, на воздухе покрывается оксидной пленкойAl2O3. Электронная конфигурация атома: 1s22s22p63s23p1,характерная степень окисления +3 (AlCl3, Al2O3...).Оксид и гидроксид алюминия проявляют амфотерные свойства.

Химические свойства:

С водородом не реагирует,но гидрид получают косвенным путем:

AlС13 + 3LiH = AlH3+ 3LiCl

С кислородом реагирует толькопосле удаления оксидной пленки:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Оксид алюминия – амфотерныйоксид (см. оксиды амфотерные)

При высоких температурахалюминий реагирует с галогенами с получением галогенидов алюминия:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3

С неметаллами реакции проходятпри высоких температурах:

2Al + 3S = Al2S3 (сульфид алюминия)

4Al + 3C= Al4C3  (карбид алюминия)

С водой реакция идет толькопосле удаления оксидной пленки:

2Al + 6H2O =2Al(OH)3 + 3H2­

С кислотами:

2Al + 6HС1 = 2AlС13+ 3H2­

Алюминий не реагирует сконцентрированными азотной и серной кислотами, а на холоду и с разбавленнойазотной кислотой. Из-за образования оксидной пленки алюминий используют приизготовлении тары для хранения и транспортировки азотной кислоты). Сразбавленной серной кислотой реакция протекает с выделением водорода:

2Al + 3H2SO4= Al2(SO4)3 + 3H2­

С оксидами менее активныхметаллов реагирует при высоких температурах (алюминотермия) с восстановлениемметаллов:

Fe2O3+ 3Al = 2Fe + Al2O3

Со щелочами реагирует собразованием гексагидроксоалюминатов щелочных металлов:

2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2­ или

2Al + 2NaOH + 10H2O = 2Na[Al(OH)4(H2O)2]+ 3H2­

Получение: электролиз раствора глинозема А12О3в расплавленном криолите Na3[AlF6]. На катоде происходитвосстановление алюминия:

2Al3+ +6e-= 2Al, а на аноде - окисление кислорода, который окисляет угольные электроды:3O2- - 6e- = 3/2O2, C + O2 = CO2

Химические свойства А12О3и А1(ОН)3 см.оксиды амфотерные и амфотерные основания.

Получение А12О3:

Окисление алюминия:

4Al + 3O2 = 2Al2O3

Разложение гидроксида алюминияпри прокаливании:

2Al(OH)3 = Al2O3+ 3H2O

Получение А1(ОН)3: реакцией между солями алюминия и растворами щелочей-

Al2(SO4)3+ 6KOH = 2Al(OH)3 + 3K2SO4

Алюминий - самыйраспространенный металл на Земле (8% состава земной коры). В природе алюминийвходит в состав полевых шпатов, например, K[AlSi3O8],глин и слюд. Основное сырье для получения металлического алюминия - минералбоксит (А12О3).

Алюминотермия.Способ получения металлов при взаимодействии оксидов менее активных, чемалюминий металлов с алюминием при высоких температурах.

Пример: получение железа из Fe2O3 –

Fe2O3 + 2Al = Al2O3 + 2Fe

Амилазы – это ферменты, катализирующиегидролитическое распределение крахмала, гликогена и других аналогичных построению олиго- и полисахаридов с образованием более простых углеводов вплотьдо моносахаридов (глюкозы), которые присутствуют во всех тканях человека,животных и растений.

Амины – это производные аммиака, вмолекулах которого один или несколько атомов водорода замещены углеводороднымирадикалами.

Аминокислоты – это  азотсодержащие органические соединения, вмолекулах которых содержатся аминогруппы –NH2 и карбоксильные группы–COOH.

Аммиак. Аммиак-это соединение состава NH3, состоящее из молекул пирамидальнойформы. В пирамидальной молекуле аммиака 3 s-связи, ковалентные полярные.

При нормальных условиях этогаз без цвета, с характерным запахом, хорошо растворим в воде (до 700 объемов в1 объеме воды при комнатной температуре). Раствор аммиака в воде называютнашатырным спиртом, Ткип.= -33оС, Тпл.= -78оС,плотность жидкого аммиака 0,68 г/см3. Между молекулами аммиака иводы образуется водородная связь.

Химические свойства:

Взаимодействие с водой:

NH3+ H2O NH3.H2O NH4OH NH4++ OH-

Взаимодействие сгалогеноводородами - образование катиона аммония (NH4+)по донорно-акцепторному механизму:

NH3 + HCl = NH4Cl

Взаимодействие с кислотами -образование кислых или средних солей:

NH3 + H2SO4= NH4HSO4

2NH3+ H2SO4 = (NH4)2SO4

Взаимодействие с кислородом– при простом контакте не реагирует, но в пламени сгорает полностью:

4NH3+ 3O2 = 2N2­ + 6H2O

В присутствии катализатораокисление идет до NO:

4NH3+ 5O2 = 4NO­ + 6H2O

Взаимодействие с оксидамиметаллов-

3CuO + 3NH3 = 3Cu +N2­ + 3H2O

Взаимодействие с активнымиметаллами в присутствии катализатора:

2NH3 + 2Na = 2NaNH2+ H2­

Взаимодействие с галогенами вприсутствии катализатора:

2NH3 + 3Cl2= 2NCl3 + 3H2­

Промышленный синтез:

N2+ 3H2 = 2NH3

Промышленное получениеаммиака синтезом из водорода и азота разработано немецким химиком Ф.Габером.Реакция проходит в присутствии катализатора - губчатого железа с добавкамиактиваторов - оксидов алюминия, калия, кальция, кремния, Т = 500-550оС,давление 15-100 МПа. Реакция экзотермическая и обратимая.

В лаборатории аммиак получают действием оснований на соли аммонияпри слабом нагревании:

NH4Cl + KOH = KCl + NH4OH

NH4OH = NH3­+ H2O

или, суммируя обе реакции водну стадию:

NH4Cl + KOH = KCl +NH3­+ H2O

Аммония катион. NH4+- образуется по донорно-акцепторномумеханизму:

NH3(донор) + H+(акцептор)= NH4+

Связь между ионом водородаи молекулой аммиакадонорно-акцепторная,атом азота в аммиаке - донор электронной пары, а катион водорода Н+- акцептор. Соли аммония хорошо растворимы в воде. Сульфат, хлорид, нитрат ифосфаты аммония  используют в качествеудобрений.

Химические свойства солейаммония:

Термическое разложение:

NH4Cl = NH3­+ HCl

NH4NO2 = N2­+ 2H2O

(NH4)2CO3 = 2NH3­ + H2O +CO2­

NH4NO3 = N2О­ + 2H2O

(NH4)2Cr2O7 = N2­ + Cr2O3+ 4H2O

NH4NO3 =N2O­ + 2H2O

Другие химические свойства см.соли.

Качественная реакция наион аммония (взаимодействие солейаммония со щелочами с выделением газообразного аммиака):

NH4NO3+ NaOH = NaNO3 + NH3­ + H2O

·                   по характерномузапаху аммиака или по окрашиванию бумажного индикатора, смоченного в воде, вцвет, характерный для щелочной среды.

·                   АМФОТЕРНОСТЬ- способность некоторых химических соединений проявлять кислотные или основныесвойства в зависимости от веществ, которые с ними реагируют. Амфотерныевещества (амфолиты) ведут себя как кислоты по отношению к основаниям и какоснования - по отношению к кислотам.

Амфотерные гидроксиды. Проявляют химические свойства как оснований, так икислот. Гидроксид цинка как основание диссоциирует с образованием ионов ОН-:

Zn(OH)2 = Zn2++ 2OH-

Гидроксид цинка как кислотадиссоциирует с образованием цинкат-ионов:

Zn(OH)2 H2ZnO2 2H+ +ZnO22-

Гидроксид алюминиядиссоциирует как основание:

Al(OH)3 = Al3++ 3OH-

Гидроксид алюминиядиссоциирует как кислота:

Al(OH)3 H3AlO3 HAlO2 + H2O

Мета алюминиевая кислота (HAlO2)диссоциирует по следующей схеме:

HAlO2 = H+ +AlO2-

Химические свойства:

Zn(OH)2 + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3+ 3H2O

Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O (спекание)

Al(OH)3 + NaOH =Na3[Al(OH)6](в растворе)

Другие химические свойствасм.Основания.

Аналити ческая хи мия. Раздел химии, изучающий химический состав и структурувеществ. Аналитическая химия подразделяется на качественный анализ, нацеленный на определениетого, что или какие вещества, в какой форме находится в образце, и количественный анализ, нацеленный наопределение сколько данного компонента находится в образце.

АНИОНЫ - отрицательно заряженные ионы.

Антрацит.Ископаемый уголь наиболее высокой степени метаморфизма. Имеет серовато-черныйили черно-серый цвет с металлическим блеском. Анизотропен, в пористой структурепреобладают микропоры с объемом 0,072-0,075 см3/г, характеризуетсянаибольшей твердостьюв ряду твердых горючихископаемых и электропроводностью, высокой плотностью (1,5-1,7 г/см3).

Антропогенное загрязнение. Загрязнениеокружающей среды, возникающее в результате хозяйственной деятельности людей, втом числе их прямого или косвенного влияния на состав и концентрацию природныхвеществ в результате выбросов антропогенных загрязнителей.

Арены – это  соединения углерода с водородом, в молекулахкоторых имеется бензольное кольцо, или ядро, относят к ароматическимуглеводородам. Общая формула Аренов CnH2n-6.

Ароматические спирты – это производныеароматических углеводородов, содержащие гидроксильные группы в боковой цепи.

Атомно-молекулярное учение. Учение, в основе которого лежит принцип дискретностивещества – любое вещество является не сплошным объектом, а состоит из отдельныхфизически неделимых частиц. Для большинства веществ такие частицы представляютсобой молекулы. То есть, молекула – это наименьшая частица вещества, обладающаяего химическими свойствами. Атом – наименьшая частица химического элемента,обладающая его свойствами. Атомы в молекуле соединены химическими связями. Невсегда частицы, образующие вещество, представляют собой молекулы. Многиевещества в твердом или жидком состоянии имеют не молекулярную, а ионнуюструктуру. Некоторые вещества имеют атомное строение.

Атом.Наименьшая частица химического элемента, входящая в состав молекул вещества.Атом - это электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженногоатомного ядра и, вращающихся вокруг него отрицательно заряженных электронов.Атомная масса и заряд ядра атома указаны в периодической системе элементов Д.И.Менделеева.

Пример: атом серы имеет относительную атомную массу 32 а.е.м.и заряд ядра - +16. В состав ядра входят 16 протонов, 16 нейтронов (32-16), вэлектронную оболочку входят 16 электронов.

Атомная орбиталь. Область пространства вокруг ядра атома, где вероятность нахожденияэлектрона максимальна.

Б

Белки - это природные полимеры, состоящие изостатков - аминокислот, связанных между собой пептидными связями.

Биогаз. Смесьгазов, среди которых главным образом метан, как и в составе природного газа,получаемая при протекании биологических процессов с участием отходоврастительного и животного происхождения (перегнивание в генераторах биогаза илиавтоклавах). Биогаз используется как источник энергии для отопления или дляполучения электрической энергии. Остаточный продукт переработки отходов вбиогаз может использоваться в качестве удобрений.

Биогенез.Теория происхождения жизни на Земле, отрицающая возможность возникновения живыхсуществ из неорганических соединений.

Биогенные элементы. Химические элементы, постоянно входящие в состав живых организмов иимеющие при этом важное биологическое значение. Прежде всего, к ним относятся:кислород, углерод, водород, кальций, азот, калий, фосфор, натрий, магний, сера,хлор, железо.

Биоиндикаторы. Организмы или сообщества организмов, присутствие,количество или особенности которых служат показателями естественных процессов,условий или антропогенных изменений среды обитания.

Биомасса. Суммарнаямасса всех веществ животного и растительного происхождения в составе как живых,так и неживых организмов, оцениваемая с точки зрения запаса питательных веществи энергии.

Бионеорганическаяхимия. Раздел химии, изучающийкомплексы ионов металлов с белками, нуклеиновымикислотами, липидами инизкомолекулярными природными веществами.

Биоорганическая химия. Раздел химии, изучающий органические биомолекулы.

Биополимеры – высокомолекулярные (относительнаямолекулярная масса 103-109) биологически активныевещества, молекулы которых состоят из многочисленных структурных звеньев(белки, нуклеиновые кислоты, полисахариды).

Биотехния. Совокупностьнаучных закономерностей и технологических приемов, направленная на увеличениеколичества полезных животных и улучшение их продуктивных свойств.

Биотехнология. Раздел технологии, использующий биологические системы,живые организмы или их производные с целью создания и модификациипродуктов или процессов различного назначения на практике.

Биохимия.(биологическая, или физиологическая химия)— наука о химическом составе живых клеток и организмов и о химическихпроцессах, лежащих в основе их жизнедеятельности.

Биоциды. Вещества, уничтожающие живые организмы. Включают пестициды (бактерициды,фунгициды, инсектициды, гербициды, зооциды и др.),антисептические, дезинфекционные и консервирующие средства.

Благородные газы. Инертные газы или редкие газы:химические элементы VIII гр. периодической системы: гелий (Не), неон (Ne), аргон (Аr), криптон (Кr), ксенон (Хе), радон (Rn).

Благородныеметаллы.  Драгоценные металлы: золото, серебро, платина и металлы платиновойгруппы (иридий, осмий,палладий, родий, рутений).

Брожение – биохимический ферментативный многоступенчатыйпроцесс расщепления различных органических веществ, главным образом углеводов,на более простые с участием или без участия кислорода (соответственно различаютаэробное и анаэробное брожение).

Бурые угли. Класс твердых горючих ископаемыхгумусовой природы невысокой степени углефикации; переходная форма от торфа к каменным углям.

Буферный раствор. Раствор, которыйподдерживаетпри изменении состава среды постоянство значения какие-либо. характеристики, напримеркислотность - рН (кислотно-основной буферный раствор).

В

Валентность.Определяется числом химических связей, которыми данный атом соединен с другимиатомами. Пример: в молекуле SO2 (O=S=O) валентность серы равначетырем, валентность кислорода - двум. В молекуле метана СН4 углерод- четырехвалентен, а водород - одновалентен. Валентность может не совпадать поабсолютной величине со степеньюокисления атома. Например, в молекуле HNO3 степень окисленияатома азота равна +5, а валентность равна четырем. В молекуле пероксидаводорода степень окисления кислорода равна -1, а валентность равна двум.Валентность определяют для химических соединений с ковалентными илидонорно-акцепторными связями, а в соединениях с ионной связью рассматриваюттолько степень окисления атомов, образующих молекулу.

Вещества простые. Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента.Примеры: S-сера , Fe-железо, F2- фтор, O2-кислород, O3-озон, Cl2 – хлор, Н2 – водород.

Вещества сложные. Сложные вещества состоят из атомов разных химических элементов: Н2О-вода,H2SO4-серная кислота, СН4-метан, CH3COOH- уксусная кислота, ZnCl2 – хлорид цинка.

Вискоза – промежуточный продукт приполучении искусственного вискозного волокна. представляет собойконцентрированный раствор сложного соединения целлюлозы в одном в одномрастворе гидроксида натрия.

Вода.Химическое вещество состава Н2О. Самое распространенное химическоесоединение на нашей планете, уникальный растворитель. Молекула воды имеетсимметричную нелинейную структуру. Связь Н-О ковалентная полярная, уголНОН=104,5о, между молекулами воды водородная связь. Вода обладаетцелым рядом аномальных физических свойств, что объясняется в первую очередьсуществованием водородных связей. Физические свойства: Ткип.=100оС,Тпл.=0оС при атмосферном давлении. При комнатнойтемпературе вода - жидкость без вкуса, без цвета, без запаха, прозрачная, сплотностью 1г/см3, . Чистая вода является слабым электролитом.

Химические свойства:

Взаимодействие сгалогенами:

Фтор реагирует с водой собразованием фтороводорода (HF), фторида кислорода (II) (OF2),пероксида водорода (H2O2), кислорода (O2),озона (O3)-

F2 + H2O =2HF + O

2O = O2

3O=O3

O + F2 =OF2

H2O + O = H2O2

Хлор реагирует с водой собразованием хлороводородной (соляной) и хлорноватистой (НС1О) кислот

С12+Н2О=НС1+НС1О

Взаимодействие с щелочнымии щелочноземельными и другими металлами, стоящими в электрохимическом рядунапряжений до Sn -

2Na + 2H2O= 2NaOH + H2­

Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2­

3Fe + 4H2O пар.= Fe3O4+ 4H2­

3. Взаимодействие с кислотнымиоксидами- образование кислот:

SO3+ H2O = H2SO4

Взаимодействие с основнымиоксидами- образование оснований:

Na2O + H2O= 2NaOH

Амфотерные оксиды с водойне реагируют, но реагируют с водными растворами кислот и щелочей:

Al2O3 + 6HCl + 9H2O = 2[Al(OH2)6]Cl3

Al2O3 + 6NaOH + 3H2O = 2Na3[Al(OH)6]

Взаимодействие с солями -реакции гидролитического разложения - см. гидролиз солей.

Взаимодействие с солями,кислотами, основаниями - образование кристаллогидратов:

CuSO4 + 5H2O = CuSO4. 5H2O

H2SO4+ H2O = H2SO4. H2O

NaOH+ H2O = NaOH.H2O

7. Взаимодействие с алкенами -реакции гидратации с образованием спиртов:

СН2=СН2+ H2O = С2Н5ОН

При пропускании этиленачерез водный раствор перманганата калия этилен окисляется и получается этиленгликоль:

3СН2=СН2+2KMnO4+ 4H2O = 3HOH2C-CH2OH + 2MnO2 +2KOH

Взаимодействие с алкинами-реакция гидратации:

С2Н2+ H2O = СН3СНО

Это реакция Кучерова,протекающая в подогретом подкисленном растворе в присутствии солей ртути собразованием уксусного альдегида.

При пропускании ацетиленачерез водный раствор перманганата калия ацетилен окисляется с образованием щавелевой кислоты (HOОC-CОOH), приэтом раствор перманганата калия обесцвечивается:

С2Н2+ Н2О + [O] ® HOОC-CОOH

Взаимодействие салкоголятами с образованием исходного спирта и основания:

C2H5ONa+ H2O = C2H5OH + NaOH

10.       Реакция с карбидом кальция (СаС2), протекающая собразованием ацетилена (С2Н2):

СаС2 + 2Н2О= Са(ОН)2 + С2Н2­

11.Гидролиз крахмала,клетчатки, целлюлозы с образованием глюкозы:

(С6Н10О5)n+ nH2O ® nC6H12O6

12.       Растворение аминов в воде с образованием органическихоснований:

CH3NH2+ H2O = [CH3NH3]OH (гидроксид метиламмония)

13.       Гидролиз галогенопроизводных алканов в присутствии щелочи собразованием спиртов:

C2H5Br+ КOН (водн.) ® C2H5OH + КBr

14.       Гидролиз сложных эфиров с образованием карбоновой кислоты испирта:

СН3СООС2Н5+ Н2О = СН3СООН + С2Н5ОН

15.       Взаимодействие с аммиаком – образование гидроксида аммония:

NH3+ H2O NH3.H2O   NH4OH

Водород.Химический элемент, порядковый номер – 1, атомная масса – 1 а.е.м. В периодическойтаблице водород стоит в I и VII группах, т.к. атом водорода может отдавать илипринимать один электрон. Водород существует в виде трех изотопов: протий 1Н1,дейтерий 1Н2, тритий 1Н3, которыеобладают практически одинаковыми химическими свойствами, но разными физическимисвойствами. Водород является самым распространенным элементом Вселенной. Принормальных условиях это газ без вкуса, без цвета, без запаха, взрывоопасен, Ткип.=-253оС, Тпл.= -259оС, самый легкий из газов.Молекула состоит из 2-х атомов – химическая формула - Н2. Связьмежду атомами в молекуле ковалентная неполярная (энергия химической связи 436 кДж),а между молекулами - слабые Ван-дер-Ваальсовы связи. В соединениях водородвсегда одновалентен. Характерная степень окисления  +1 (HCl, CH4, NaOH), заисключением  гидридов металлов, гдестепень окисления атома водорода равна –1 (NaH, CaH2В природеводород встречается в составе воды (Н2О), природного газа (СН4– метан), нефти и т.д.

Получение: В лабораторных условиях:

Реакции металлов, стоящихдо водорода в ряду напряжений металлов, с разбавленными кислотами:

Zn +2HCl = ZnCl2 + H2­

Реакции щелочных ищелочноземельных металлов с водой:

2Na + 2H2O = 2NaOH +H2­

Реакции активных щелочных ищелочноземельных металлов с предельными одноосновными спиртами:

2Na+ 2C2H5OH = 2C2H5ONa + H2­

Взаимодействие алюминия срастворами щелочей:

2Al + 2NaOH + 10H2O = 2Na[Al(OH)4(H2O)2]+ H2­

Промышленные способыполучения водорода:

Пропускание паров воды надкоксом при Т=1000оС

C + H2O = CO + H2­

СO + H2Oпар. = CO2­ + H2­

Термическое разложение метана собразованием угля или ацетилена-

CH4= C + 2H2­

2СН4 = С2Н2+ 3Н2­

Взаимодействие метана сводяным паром при Т=1100оС

СН4 + Н2О= СО + 3Н2­

Электролиз водных растворовсолей (Na2SO4, KCl...), см. электролиз растворов солей.

Химические свойства:

1. Горение в кислороде собразованием воды:

2Н2+ О2 = 2Н2О

2. Взаимодействие сгалогенами - получение галогеноводородов:

Н2+ С12 = 2НС1

3. Взаимодействие с азотом- синтез аммиака:

3H2+ N2 = 2NH3

4. Взаимодействие с другиминеметаллами:

H2 + S = H2S(получение сероводорода)

2Н2 + С = СН4(получение метана при нагревании в присутствии никелевого катализатора)

5. Взаимодействие сметаллами при высокой температуре с образованием гидридов металлов:

Ca + H2 = CaH2

6.         Взаимодействие с алкенами, например, получение этана изэтилена:

C2H4+ H2 = C2H6

7.         Взаимодействие с алкинами, например, получение этилена изацетилена:

C2H2+ H2 = C2H4

8.         Взаимодействие с бензолом при нагревании в присутствиикатализатора -

C6H6 +3H2 = C6H12 (получение циклогексана из бензола)

9. Взаимодействие соксидами при нагревании:

CuO + H2 = Cu +H2O (восстановление меди из оксида меди)

СО + 2Н2 = СН3ОН(получение метилового спирта)

10. Взаимодействие снепредельными одноосновными кислотами, например, с олеиновой кислотой сполучением предельных одноосновных кислот:

С17Н33СООН+ Н2 = С17Н35СООН (стеариновая кислота)

11. Гидрирование жиров:

(С17Н33СОО)3С3Н7+ 3Н2 = (С17Н35СОО)3С3Н7

Присоединение водорода подвойной связи при пропускании альдегидов, например, формальдегида над нагретымникелевым катализатором с образованием метанола:

О

Н    С             + Н2 ® СН3ОН

Н

12. Гидрированиеорганических нитросоединений с образованием аминов при нагревании и вприсутствии катализатора, например, получение анилина из нитробензола:

C6H5NO2+ 3H2® C6H5NH2 + 2H2O

Применение. Получение аммиака и других продуктов неорганического(соляная кислота, серная кислота, азотная кислота и др.) и органическогосинтеза.

Водородная связь. Связь, образованная между атомом водорода (электроположительным)одной молекулы и каким-либо электроотрицательным атомом другой молекулы(межмолекулярная), или атомом водорода одной молекулы и другим болееэлектроотрицательным атомом этой же молекулы (внутримолекулярная водородная связь,которая наблюдается преимущественно в органических молекулах):

Энергияводородной связи значительно ниже энергии ковалентной связи (см. энергияхимической связи). Образование водородной связи приводит к образованиюассоциированных частиц с большей молекулярной массой и, как следствие, куменьшению летучести, увеличению вязкости, , изменению ряда другихфизико-химических свойств (например, Н2О при обычных условиях -жидкость, а сероводород H2S с молекулярной массой почти в два разабольше, чем у воды - газ). Водородные связи играют важную роль в биохимическихпроцессах.

Возгонка(сублимация). Превращение твердого вещества в газообразное без процессаплавления, например, возгонка йода.

Восстановитель.Атом, молекула или ион, которые отдают электроны вокислительно-восстановительных реакциях.

Пример:           Zn - 2e- = Zn2+,     Zn -  восстановитель,

                        2С1--2е- = С12,   С1-- восстановитель.

Восстановление.Процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Наблюдается вокислительно-восстановительных реакциях.

Примеры: восстановлениесеры до сульфида:

S + 2e- = S2-

восстановление марганца отстепени окисления +7 до степени окисления +2:

MnO4- +8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O

Высокомолекулярныесоединения – веществаприродного и искусственного происхождения, молекулы которых состоят из большогочисла (до нескольких тысяч) атомов.

Г

Галогены.Химические элементы, входящие в главную подгруппу седьмой группы периодическойсистемы: фтор, хлор, бром, йод, астат. См. общая характеристика элементовглавной подгруппы (VII) группы.

Гемоглобин – сложное белковое вещество, состоящее из гемма -окрашенного железосодержащего гетероциклического органического комплексногосоединения, и глобина - собственного белка.

Гербициды. Вещества,уничтожающие нежелательные растения (Гербициды, применяемые для уничтожениядеревьев и кустарников, называются также арборицидами, вещества,служащие для борьбы с водорослями,- альгицидами). Главная область применения-уничтожение сорняков в посевах сельскохозяйственных культур.

Гетерогеннаясистема. Система которая состоитиз двух или нескольких фаз, т.е. частей, отличающихся по свойствам исоприкасающихся по поверхностям раздела. Примеры: жидкость -  насыщенный пар; твердая соль - насыщенныйраствор; две ограниченно смешивающиеся друг с другом жидкости.

Гетерогенныйкатализ. Изменение скоростихимической реакции при воздействии катализаторов, образующихсамостоятельную фазу и отделенных от реагирующих веществ границей раздела.

Гетерогенные реакции. Реакции, протекающие между веществами, находящимися в разных фазах:газ - жидкость, газ - твердое вещество, жидкость - твердое вещество, а такжедве несмешивающиеся жидкости. Гетерогенные реакции проходят на границе фаз.Примеры:

CaCO3(тв.) + H2SO4(ж)= CaSO4(тв.) + H2O(ж) + CO2(г) 

4Al(тв.) + 3O2(г)= 2Al2O3(тв.)

2C2H5OH(ж)+ 2Na(тв.) = 2C2H5ONa(ж) + H2 (г)

Гетероциклические соединения – этоорганическиесоединения, в циклах которых наряду с атомами углерода содержатся и атомыдругих элементов.

Гибридизация атомных орбиталей. Атомныеорбитали взаимодействуют друг с другом для достижения максимальногоперекрывания с орбиталями других атомов, т.е. происходит гибридизация атомныхорбиталей. В результате из разных по форме и энергии орбиталей получаются  гибридные орбитали с одинаковыми параметрами.

Пример: sр3 -гибридизация. В атоме углерода ввозбужденном состоянии электрон с 2s- орбитали переходит на свободную2р-орбиталь (состояние 2s12р3). Четыре sр3орбитали расположены под углом 109,5о друг к другу и направлены квершинам тетраэдра, в центре которого расположено ядро атома. Привзаимодействии этих орбиталей с 1s1 -электронами четырех атомовводорода образуется соединение СН4 - метан, имеющее в пространствеформу тетраэдра.

sр2-гибридизация(взаимодействие одной s- орбитали и двух р-орбиталей) характерна для алкенов (С2Н4- этилен) и таких молекул, как: BF3, BCl3, атомовуглерода и азота в карбонат- и нитрат-ионах CO32-, NO3-. Молекулы имеют форму плоского треугольника, углы между связями равны120о.

sр-гибридизация (взаимодействиеодной s-орбитали и одной р-орбитали) характерна, например, для молекул типаBeCl2, BeBr2, CO2, ZnCl2 ,С2Н2и других алкинов. Эти молекулы имеют линейную конфигурацию, угол между связями180о (О=С=О, НС=СН, Cl -Be -Cl…).

Гидратация.Химическая реакция между веществом и водой.

Пример 1. Гидролиз солей:

СН3СООNH4+ H2O = CH3COOH + NH4OH

Пример 2. Гидратациянепредельных углеводородов, например, получение этилового спирта из этилена:

СН2=СН2+ Н2О = СН3-СН2-ОН

Гидриды.Сложные химические  соединения водорода сметаллами, в которых водород проявляет степень окисления -1.

Пример: LiH - гидрид лития, CaH2 - гидрид кальция,AlH3 - гидрид алюминия.

Получение:

С водородом при нагревании:

2Li + H2 = 2LiH

Ca + H2 = CaH2

Химические свойства:

1.         Взаимодействие с водой с образованием щелочи и водорода:

LiH + H2O = LiOH + H2­

CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + 2H2­

2. Взаимодействие сгалогенами:

NaH+ Cl2 = NaCl + HCl

3. Реакции с кислородом собразованием оксидов:

NaH+ O2 = Na2O + H2O = 2NaOH

Гидрирование(гидрогенизация). Реакция присоединения водорода к различным веществам,например, гидрирование непредельных углеводородов и их производных принагревании на катализаторе:

CH2=CH-Cl + H2® CH3-CH2-Cl

Гидролиз солей.Химическая реакция взаимодействия ионов соли и воды, приводящая к образованиюслабого электролита. Гидролиз солей может быть обратимым или необратимым,одноступенчатым или многоступенчатым. Различают 3 типа обратимого гидролиза:

Соль образована сильнымоснованием и слабой кислотой (K2S, Na2CO3, Li2SO3,...).Гидролиз идет по аниону, реакция среды - щелочная, т.к. продуктом реакцииявляются гидроксид-ионы.

Пример: гидролиз Na2CO3.Гидролиз идет по аниону, следовательно:

CO32-+ HOH = HCO3- + OH- - сокращенное ионноеуравнение гидролиза,

Na2CO3 +H2O = NaHCO3 + NaOH - молекулярное уравнение гидролиза.

Соль образована слабымоснованием и сильной кислотой (CuSO4, Fe(NO3)2,А1С13 ...) . Гидролиз идет по катиону, реакция среды - кислая, т.к.в результате реакции образуются катионы водорода.

Пример: гидролиз СuSO4. Сокращенное ионноеуравнение гидролиза:

Cu2++ HOH = CuOH+ + H+

Молекулярное уравнениегидролиза:

2CuSO4+ 2H2O = (CuOH)2SO4 + H2SO4

Соль образована слабымоснованием и слабой кислотой ((NH4)2CO3, CH3COONH4,Al2S3...). Гидролиз идет до конца с образованием исходнойкислоты и исходного основания, Реакция среды близкая к нейтральной и зависит отконстант диссоциации кислоты и основания.

Пример: гидролиз ацетата аммония - 

CH3COONH4 +H2O = CH3COOH + NH4OH

Соль, образованная сильнымоснованием и сильной кислотой (NaCl, KNO3, K2SO4),гидролизу не подвергается, реакция среды - нейтральная.

NaCl + H2O гидролиз не идет, происходят только растворение солив воде и гидратация ионов.

Гипс. CaSO4 2H2O, минерал подкласса водныхсульфатов.

Гомогенная система. Система, которая состоит из одной фазы, т.е. не содержит частей,различающихся по свойствам и разделенных поверхностями раздела.

Гомогенные реакции. Реакции, протекающие между веществами, находящимися в одной фазе(жидкой или газовой). Реакции проходят во всем объеме. Примеры:

СН4 (г) + С12(г)= СН3С1(г) + НС1(г)

H2(г) + Cl2(г)= 2HCl(г)

Ba(OH)2(ж) +2HNO3(ж) = Ba(NO3)2(ж) + 2H2O (ж)

Гомогенный катализ. Ускорение химической реакции в присутствии катализатора, которыйнаходится в одной фазе с исходными реагентами (субстратами) в газовой фазе илирастворе.

Гомологическая разность – группа –СН2– , накоторую отличаются молекулы соседних членов гомологического ряда органическихсоединений.

Гомологический ряд – это  ряд органических соединений, сходных по своемустроению и свойствам, но отличающихся друг от друга по составу на одну илинесколько групп - CH2 .

Горение.Физико-химический процесс, при котором превращение вещества сопровождаетсяинтенсивным выделением энергии, теплообменом и массообменом с окружающей средой. Вотличие от взрыва и детонации протекает сболее низкими скоростями и не связано с образованием ударной волны. В основегорения лежит химическая реакция, способная протекать с прогрессирующим ускорениемвследствие накопления выделяющегося тепла (тепловое горение.) или активныхпромежуточных продуктов (цепное горение).

Гормоны – органические биологически активныевещества, вырабатываемые в организме железами внутренней секреции выделяемыеими в кровеносную систему и тканевую жидкость.

Группы и подгруппы. Вертикальные столбцы в периодической таблице Д.И. Менделеева. Вкороткопериодном варианте периодической таблицы химические элементы делятся наподгруппы (главные и побочные). У элементов главных подгрупп номер группысоответствует числу валентных электронов. В периодической таблице по вертикалирасположены 8 групп. Номер группы соответствует, в основном, высшей степениокисления элемента. Исключение составляют Cu, Ag, Au, где степень окисленияравна +1,+2,+3, а в VIII группе степень окисления +8 имеют только Os, Ru, Xe. Сувеличением заряда ядра в главных подгруппах увеличивается радиус атома, уменьшаетсяпотенциал ионизации, сродство к электрону и электроотрицательность, т.е.усиливаются металлические свойства простых веществ. Например, для элементовглавной подгруппы I группы в ряду Li, Na, K, Rb, Cs металлический радиус (пм)увеличивается: 156, 186, 233, 243, 262 соответственно, потенциал ионизации(кДж/моль) уменьшается: 520, 496, 418, 402, 377 соответственно,электроотрицательность уменьшается: 1,0 - 0,9 - 0,8 - 0,8 - 0,7соответственно.  В побочных подгруппахзаполнение d- и f-подуровней приводит к экранированию внешнего электронногоуровня от ядра, при этом  происходитнебольшое уменьшение радиуса атомов и свойства элементов не сильно отличаютсядруг от друга, по сравнению с главной подгруппой. Элементы побочных подгрупп засчет d-электронов способны к образованию комплексных соединений.

Д

Дегидратация. Отщепление воды от молекул органических илинеорганических соединений. Осуществляется термически (обычно в присутствиикатализаторов) или под. действием веществ, связывающих воду (дегидратирующихагентов, напр. Р2О5, H2SO4).Различают внутримоекулярную и межмолекулярную дегидратацию.

Дегидрирование (дегидрогенизация). Отщепление водорода от молекулы органическогосоединения. Осуществляется в присутствии катализаторов или поддействием акцепторов водорода.

Денатурация белков – процесс частичного или полногоразрушения пространственной структуры белков, при сохранении первичнойструктуры, вызванный разрывом водородных и иных химических связей, в результатечего белок теряет свои биологические свойства.

Детергенты (синтетические моющие средства). Многокомпонентныекомпозиции, применяемые в водных растворах для интенсификации удалениязагрязнений с различных твердых поверхностей: тканей, волокон, металлов, стекла, керамики.

Диполь.Электронейтральная частица с противоположно заряженными концами, например,молекула воды или молекула спирта (см. растворение).

Диссоциация электролитическая. Распад молекул или кристаллов электролита в растворена положительные и отрицательные ионы под действием межмолекулярныхвзаимодействий растворителя и растворяемого вещества.

Пример: при растворении в воде кристаллов хлорида натрия врастворе появляются  катионы натрия ихлорид-ионы -

NaCl = Na+ + Cl-

При растворении в воде уксуснойкислоты часть ее молекул распадается на ионы:

СН3СООН= СН3СОО- + Н+

Количественнойхарактеристикой диссоциации является степень диссоциации.

Донорно-акцепторная связь. Координационная связь между атомом, предоставляющимэлектронную пару для образования связи (донор), и атомом, имеющим свободнуюэлектронную орбиталь (акцептор). Например, ион аммония NH4+  образуется при взаимодействии неподеленнойэлектронной пары атома азота в молекуле аммиака NH3 и свободнойэлектронной орбиталью в ионе водорода Н+:

H3N:+Н+ = NH4+

В этом случае заряд иона,равный +1, распределен между всеми атомами, образующими ион, а электронноеоблако в равной степени принадлежит и азоту и водороду, т.е. все четыре связиазот-водород в ионе аммония одинаковы. Донорно-акцепторная связь по своей сутиесть ковалентная связь, а механизм образования такой ковалентной связиназывается донорно-акцепторным.

Е

Естественноезагрязнение. Загрязнение, возникшее врезультате, как правило, катастрофических процессов (например, мощноеизвержение вулкана и т.п.), вне всякого влияния человека на эти процессы

Ж

Железо. 26Fe55,847.Порядковый номер 26, атомная масса 55,847. Электронная формула - (1s22s22p63s23p63d64s2).Металл серебристо-белого цвета, плотность 7,87 г/см3, температураплавления 1539оС, обладает высокой электрической проводимостью.Устойчивые степени окисления: +2 (FeO, FeSO4, Fe(OH)2...),+3 (Fe2O3, FeCl3, Fe(OH)3...). Feимеет четыре аллотропные модификации:  доТ = 769оС устойчиво a- Fe,  при Т = 769оСдо Т = 911оС устойчиво b-Fe, при температуре от 911оС до 1390оСустойчиво g -Fe, которое при болеевысоких температурах переходит в d -Fe. На воздухе в обычных условиях железопассивируется, во влажном воздухе покрывается ржавчиной (окисляется).

Химические свойства:

1. Взаимодействие снеметаллами (C, Si, N, B, P, H) в зависимости от условий реакции железообразует твердые растворы (пример - стали, чугуны).

2. Взаимодействие скислородом:

3Fe+ 2O2 = Fe3O4

3. Взаимодействие сгалогенами:

2Fe+ 3Cl2 = 2FeCl3

4. Взаимодействие снеметаллами:

Fe+ S = FeS

5. Взаимодействие с металлами(железо образует сплавы).

6. Взаимодействие сразбавленными кислотами -

Fe + 2HCl = FeCl2+ H2­

7. Взаимодействие сконцентрированными HNO3, H2SO4 - не реагирует(пассивируется).

В обычных условиях вщелочах не растворяется.

8. Взаимодействие с водой вприсутствии кислорода:

Fe + H2O + O2= Fe(OH)3

9. Взаимодействие при высокойтемпературе с парами воды:

3Fe + 4H2O = Fe3O4+ H2­

10. Взаимодействие с солями– реакции замещения:

Fe+ CuSO4 = Cu + FeSO4

В природе встречается ввиде железных руд: магнитный железняк - Fe3O4, красныйжелезняк - Fe2O3 , бурый железняк - НFeO2,сидерит - FeCO3 , пирит - FeS2.

Получение железа.

См. химические реакции, накоторых основано производство чугуна.

Электролиз растворовсолей,  например: FeCl3, FeSO4...

Алюминотермия:

Fe2O3+ 2Al = Al2O3 + 2Fe

Железа оксиды. FeO - оксиджелеза (II)- черный порошок, легко окисляется, проявляет свойства основногооксида. Химические свойства:

С водородом при высокихтемпературах - 

FeO + H2 = Fe +H2O

Легко окисляется кислородомвоздуха-

4FeO + O2 = 2Fe2O3

С углем при повышенныхтемпературах -

FeO + C = Fe + CO

Алюминотермия приповышенных температурах-

3FeO + 2Al = Al2O3+ 3Fe

С оксидом углерода (II) -восстановление железа:

FeO+ CO = Fe + CO2

С кислотными оксидами -образование солей:

FeO + SO3 = FeSO4

С растворами кислот -

FeO + H2SO4= FeSO4 + H2O

В растворах сильныхоснований растворяется труднее, чем Fe2O3.

Получение: Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2

Fe2O3(оксид железа III). Самое устойчивоесоединение железа. Существует в трех полиморфных модификациях. Самая устойчиваяиз них может быть от темно-красного до черно-фиолетового цвета. Проявляетслабые амфотерные свойства и с основаниями реагирует легче, чем FeO.

Химические свойства:

1. Взаимодействие с водородом -

Fe2O3 + H2= 2FeO + H2O

2. Взаимодействие с оксидомуглерода (II)

Fe2O3 +CO = 2FeO + CO2

3. Взаимодействие с алюминиемпри высоких температурах (алюминотермия):

Fe2O3 +2Al = Al2O3 + 2Fe

4. . Взаимодействие суглеродом (восстановление углем):

Fe2O3+ C = 2FeO + CO

5. Взаимодействие скислотными оксидами:

Fe2O3+ 3SO3 = Fe2(SO4)3

6. Взаимодействие с кислотами:

Fe2O3 +6HCl = 2FeCl3 + 3H2O

7. Сплавление со щелочами собразованием солей - ферритов:  

Fe2O3 +2NaOH = 2NaFeO2 + H2O

8. Разложение при T=1400oC:

6Fe2O3 =4Fe3O4 + O2­

Получение: термическое разложение гидроксида железа (III) –

2Fe(OH)3 = Fe2O3+ 3H2O

Гидроксид железа (II).Fe(OH)2, малорастворимоесоединение белого цвета, на воздухе быстро окисляется и превращается в бурыйгидроксид Fe (III). Амфотерные свойства проявляет в меньшей степени, чем Fe(OH)3. 

Химические свойства:

1. Термическое разложение:

Fe(OH)2 = FeO +H2O

2. Реакции с кислотами:

Fe(OH)2+ H2SO4 = FeSO4 + 2H2O

3. Взаимодействие с сильноконцентрированными растворами щелочей:

Fe(OH)2 +2NaOH + 2H2O = Na2[Fe(OH)4].2H2O

4. Окисление на воздухе:

4Fe(OH)2+ O2 +2H2O = 4Fe(OH)3

Гидроксид железа (III). Fe(OH)3. Проявляет слабые амфотерныесвойства. Более слабое основание, чем Fe(OH)2, т.к. ион Fe2+имеет меньший заряд, но больший радиус, чем ион Fe3+, и,следовательно, ионы Fe2+ слабее удерживают гидроксид-ионы, и Fe(OH)2диссоциирует в большей степени, чем Fe(OH)3.

Химические свойства:

1. Термическое разложение -

2Fe(OH)3 = Fe2O3+ 3H2O

2. Взаимодействие скислотами:

Fe(OH)3 + 3HNO3= Fe(NO3)3 + 3H2O

3. Сплавление со щелочами:

Fe(OH)3 + NaOH =NaFeO2 + 2H2O

4. Взаимодействие сконцентрированными растворами щелочей:

Fe(OH)3 + 3NaOH = Na3[Fe(OH)6]

гексагидроксоферрат (III) натрия

Качественная реакция накатион Fe2+ сгексацианоферратом (III) калия (“красной кровяной солью”)  - K3[Fe(CN)6]:

3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 + 3K2SO4

В ионном виде:

2[Fe(CN)6]3-+ 3Fe2+ = Fe3[Fe(CN)6]2 -

(темно-синий осадок -“турнбулева синь” - гексацианоферрат (III) железа (II))

Качественные реакции накатион Fe3+:

При взаимодействии стиоцианатом аммония (NH4NCS) или тиоцианатом калия (KNCS) солитрехвалентного железа образуют осадок кроваво-красного цвета - тиоцианат железа(III) - Fe(NCS)3. В ионном виде:

Fe3++ 3NCS- = Fe(NCS)3

Катионы Fe3+ привзаимодействии с K4[Fe(CN)6] - гексацианоферратом (II)калия (желтая кровяная соль) образуют темно-синий осадок - Fe4[Fe(CN)6]3-  гексацианоферрат (II) железа (III),называемый “берлинской глазурью”. Реакция в ионном виде:

3[Fe(CN)6]4-+ 4Fe3+ = Fe4[Fe(CN)6]3

Жесткость воды.Свойство природной воды, обусловленное присутствием в ней катионов Са2+и  Mg2+. Использование жесткойводы приводит к образованию накипи в системах горячего водоснабжения, в бытуувеличивается расход моющих средств для перевода растворимых соединений внерастворимые и т.д. Жесткость воды измеряется в миллимолях на литр (ммоль/л).Общая жесткость - суммарная молярная концентрация катионов кальция и магния.Если жесткость воды 2 ммоль/л - вода мягкая, если 10 ммоль/л - водажесткая. Различают временную жесткость (из-за присутствия в водегидрокарбонатов кальция и магния) и постоянную (из-за присутствия хлоридов,нитратов, сульфатов кальция и магния). Временную жесткость устраняюткипячением, при этом гидрокарбонаты переходят в карбонаты:

Ca(HCO3)2 (p) = CaCO3 (тв.) + CO2 (г) ­ + H2O

2Mg(HCO3)2(p) = (MgOH)2CO3(тв.) +3CO2(г)­+ H2O

Постоянную жесткостьустраняют добавлением реагентов, переводящих катионы кальция и магния в твердуюфазу (например, соду - Na2CO3, гидроксид кальция - Ca(OH)2)или ионным обменом на катионы водорода или натрия на катионитах.

CaSO4 + Na2CO3= CaCO3 + Na2SO4

MgSO4 + Na2CO3 + H2O =Mg(OH)2 + Na2SO4+ CO2­

Жидкие кристаллы. Вещества, переходящие при определенных условиях (температура, давление, концентрация в растворе)в жидкокристаллическое состояние, которое является промежуточным междукристаллическим состоянием и жидкостью.

Жиры (триглицериды) – класс органическихсоединений, представляющий собой сложные эфиры глицерина и жирных одноосновныхкарбоновых кислот.

З

ЗАРЯД ЯДРА - положительный заряд атомного ядра, равный числу протоновв ядре данного элемента.

Загрязнение окружающей среды. Процесс поступления и накопления в ней различныхвеществ, в результате чего в разных компонентах ландшафта (природных водах,воздухе, живом веществе, почвах и др.) эти вещества накапливаются в несвойственныхим концентрациях, превышающие естественные (фоновые) значения.

Зайцева правило- при дегидратации вторичных и третичных спиртов, дегидрогалогенированиивторичных и третичных алкилгалогенидов водород отщепляется преимущественно отнаименее гидрогенизированного атома углерода.

Заместители I рода (ориентанты I рода) – электронодонорные атомы или группыатомов (-OH, –NH2, –Cl, –Br, –CH3, –C2H5 и др.), связанные с бензольным ядром инаправляющие следующие заместители в орто- и пара-положения бензольного ядра.

Заместители IIрода (ориентанты II рода) – электронодонорные атомы или группыатомов (-NO2, –SO3H, –CHO, –COOH и др.), связанные сбензольным ядром и направляющие следующие заместители в метаположениябензольного ядра.

Закон Авогадро. В 1811 г.итальянский ученый А.Авогадро сформулировал закон: в равных объемах различныхгазов и паров, при одинаковых температуре и давлении, содержится одинаковоечисло молекул. Следствия закона Авогадро:

1 моль любого газа принормальных условиях (температура 273,15оК и давление 101325 Па)занимает объем 22,4 л.

Плотности двух газов приодних и тех же давлении и температуре прямо пропорциональны их молярным массам.

Пример 1: 1 моль газообразного азота имеет массу 28 г и занимает объем 22,4 л при нормальныхусловиях и в нем содержится 6,02.1023 молекул.

Пример 2. 1 моль газообразного водорода имеет массу 2 г и занимает объем 22,4 л при нормальныхусловиях, в нем содержится 6,02.1023 молекул.

Закон постоянства состава. Независимо от способа получения вещества его качественныйи количественный состав остается постоянным.

Пример: СО2можно получить разными способами, но его качественный (состоит из атомовуглерода и атомов кислорода) и количественный состав (1 атом С и 2 атома О)остается неизменным -

Окисление углерода:

С+ О2 = СО2

Термическое разложениекарбоната кальция:

CaCO3  = CaO + CO2­

Горение метана:

CH4+ O2 = CO2 + 2H2O

Реакции между солямиугольной кислоты и кислотами:

Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4+ H2O + CO2­

Окисление оксида углерода(II):

2CO+ O2 = 2CO2

Закон сохранения массы. Масса веществ, вступивших в химическую реакцию,равна массе полученных продуктов реакции.

Пример: реакция нейтрализации:

2КОН+ H2SO4 = K2SO4 + 2H2O

Если с 2 моль КОН реагирует1 моль Н2SО4, то масса реагирующих веществ равна

m(KOH) + m(H2SO4) = 2.M(KOH) +1.M(H2SO4)=2.56 + 98 = 210 г

Массапродуктов реакции, вычисляемая как сумма масс сульфата калия и воды, m(K2SO4)+ m(H2O) = 1.M(K2SO4) + 2M(H2O)= 174 + 2.18, т