Реферат кислоты основания соли

Обновлено: 30.06.2024

  • Для учеников 1-11 классов и дошкольников
  • Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Шилов Дмитрий Алексеевич

Учитель химии: Воронаев Иван

Основные классы неорганических веществ…………..3 стр.

Простые вещества………………………………………. 4 стр.

Бинарные соединения……………………………………12 стр.

Список литературы………………………………………14 стр.

Введение

Классификация неорганических веществ базируется на их химическом составе – наиболее простой и постоянной во времени характеристике. Химический состав вещества показывает, какие элементы присутствуют в нём и в каком числовом отношении для их атомов. Символы и названия химических элементов приведены в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева.

Элементы условно делятся на элементы с металлическими и неметаллическими свойствами. Первые из них всегда входят в состав катионов многоэлементных веществ (металлические свойства), вторые – в состав анионов (неметаллические свойства). В соответствии с Периодическим законом вы периодах и группах между этими элементами находятся амфотерные элементы, проявляющие в той или иной мере металлические и неметаллические (амфотерные, двойственные) свойства. Элементы VIII А-группы продолжают рассматривать отдельно (благородные газы), хотя для Kr , Xe и Rn обнаружены явно неметаллические свойства (элементы He , Ne , Ar химически инертны).

Основные классы неорганических веществ . Соответственно делению элементов классифицируют простые вещества, одноэлементные по составу и представляющие собой формы нахождения элементов в свободном виде. Все двух- и многоэлементные вещества называют сложными веществами, а многоатомные простые вещества и все сложные вещества вместе – химическими соединениями (в них атомы одного или разных элементов соединены между собой химическими связями).

Классификация сложных веществ первых трёх классов по составу основана на обязательном наличии в них самого распространённого в природе элемента – кислорода, и на самом распространённом соединении кислорода – воде.

Первый класс сложных веществ – это оксиды, соединения катионов элементов (реальных или формальных) с кислородом (- II ); их общая формула Э х О у . К оксидам не относятся соединения кислорода с фтором (простейшее из них О - II F 2 - I ), а также пероксиды и надпероксиды ( Na 2 O 2 , KO 2 ), включающие анионы из химически связанных атомов кислорода О 2 2- и О 2 - .

Второй класс сложных веществ – гидроксиды, получающиеся при соединении оксидов с водой (чаще формально, реже реально). По химическим свойствам различают кислотные (Н х ЭО у ), основные и амфотерные [ M ( OH ) n ] гидроксиды, соответствующие кислотным, основным и амфотерным оксидам.

Третий класс сложных веществ – соли, продукты взаимодействия (реального и формального) гидроксидов. Разные типы гидроксидов реагируют между собой и образуют кислородсодержащие соли, имеющие общую формулу М х (ЭО у ) n и состоящих из катионов М n + и анионов (кислотных остатков) ЭО у х- . Такие соли называют средними солями, а если они содержат два химически разных катиона – двойными. При наличии водорода в составе кислотного остатка соли называются кислыми, а при наличии гидроксогрупп ОН – (иногда и ионов О 2– ) – основными солями.

Четвёртый класс сложных веществ – бинарные соединения, их существование и образование логически не вытекает из цепочки первых трёх классов (оксиды – гидроксиды – соли). Классификация бинарных соединений не связана с наличием в них кислорода (– II ) и не основана на соединении такого кислорода – воде. Фактически это обширный класс сложных неорганических веществ, не относящихся к оксидам, гидроксидам и солям и имеющих разнообразные химические свойства.

Неорганические вещества – соединения, образуемые всеми химичес-кими элементами (кроме большинства органических соединений углерода). Неорганические вещества делятся по химическому составу на простые и сложные.

Металлы – простые вещества элементов с металлическими свойствами (низкая электроотрицательность). Типичные металлы:

I А-группа Li , Na , K, Rb, Cs

IIA -группа Mg , Ca , Sr , Ba

При обычных условиях все металлы (за исключением ртути) – твёрдые вещества с характерным металлическим блеском. Большинство металлов имеют серебристо-белый цвет, хотя и есть исключения. Так медь – металл розово-красного цвета, золото – жёлтого. Многие физические свойства металлов изменяются в широких пределах. Например, осмий (самый тяжелый металл) имеет плотность в 42 раза большую, чем литий (самый лёгкий металл). В больших интервалах меняются температуры плавления металлов: наибольшая она у вольфрама (3420 о С), наименьшая – у ртути (–38,9 о С). Взаимодействуют с неметаллами с образованием бинарных соединений, то есть веществ, состоящих из двух элементов. Металлы обладают высокой восстановительной способностью по сравнению с типичными неметаллами. В электрохимическом ряду напряжений они стоят значительно левее водорода, вытесняют водород из воды (магний – при кипячении):

2М + 2Н 2 О = 2МОН + Н 2(г) (М = Li , Na , K, Rb, Cs)

М + 2Н 2 о = М(ОН) 2 + Н 2(г) (М = Mg , Ca , Sr , Ba )

Простые вещества элементов Cu , Ag , Ni также относят к неметаллам, так как у их оксидов CuO , Ag 2 O , NiO и гидроксидов Cu ( OH ) 2 , Ni ( OH ) 2 преобладают основные свойства.

Неметаллы. Простые вещества элементов с неметаллическими свойствами (высокая электроотрицательность). Типичные неметаллы:

VIIA - группа F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2

VIA - группа O 2 , S, Se

VA - группа N 2 , P , As

IVA - группа С, Si

При обычных условиях они могут быть газами (водород, кислород, гелий, хлор), жидкостями (бром), твёрдыми веществами (углерод, сера, фосфор). Неметаллы, находящиеся в твёрдом состоянии, как правило хрупкие. Характерными свойствами неметаллов являются низкие теплопроводность и электропроводность. Неметаллы образуют простые вещества, молекулы которых могут быть одноатомными (Не, Ne и другие благородные газы), двухатомными (Н 2 , О 2 , I 2 ), многоатомными ( O 3 , P 4 , S 8 ), полимерными ( S х , Р х ). Неметаллы обладают высокой окислительной способностью по сравнению с типичными металлами.

Амфигены. Амфотерные простые вещества, образованные элементами с амфотерными (двойственными) свойствами (электроотрицательность промежуточная между металлами и неметаллами). Типичные амфигены:

VII -группа Ве

VI Б-группа Cr

II Б-группа Zn

IIIA -группа Al , Ga

IVA -группа Ge , Sn , Pb

Амфигены обладают более низкой восстановительной способностью по сравнению с типичными металлами. В электрохимическом ряду напряжений они примыкают слева к водороду или стоят за ним справа.

Аэрогены. Благородные газы, одноатомные простые вещества элементов VIIIA -группы: He , Ne , Ar , Kr , Хе, Rn . Из них He , Ne и Ar химически пассивны (соединения с другими элементами не получены), а Kr , Хе и Rn проявляют некоторые свойства неметаллов с высокой электроотрицатель-ностью.

Сложные вещества . Образованы атомами разных элементов. Делятся по составу и химическим свойствам на: оксиды, гидроксиды, соли, бинарные соединения.

I . Оксиды . Оксид – это соединение какого-либо элемента с кислородом. Степень окисления кислорода в оксидах всегда равна (- II ). Оксиды делятся по составу и химическим свойствам на: солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные, двойные) и несолеобразующие (пероксиды безразличные, солеобразные,).

Основные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) основных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Из типичных металлов только Li , Mg , Ca , Sr образуют оксиды Li 2 О, Mg О, Ca О, Sr О при сжигании на воздухе. Оксиды Na 2 O , K 2 O , Rb 2 О, Cs 2 О и Ва 2 О получают другими способами. К основным оксидам относят также CuO , Ag 2 O и NiO . Получение основных оксидов:

2 Mg + O 2 = 2 MgO

2 Cu + О 2 = 2 Cu О.

Этот метод практически неприменим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают пероксиды, поэтому оксиды Na 2 О, К 2 О крайне труднодоступны.

2С uS + 3 O 2 = 2 CuO + 2 SO 2

Метод неприменим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O ( при t o )

Этим методом нельзя получить оксиды щелочных металлов.

Разложение солей кислородсодержащих кислот

ВаСО 3 = ВаО + СО 2 (при t o )

Этот способ получения оксидов особенно легко осуществляется для нитратов и карбонатов, в том числе и для основных солей:

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, с кислотами. Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов непосредственно реагируют с водой:

Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

3CuO + 2NH 3 = 3Cu + N 2 + 3H 2 O ( при t o )

Кислотные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) кислотных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Представляют собой оксиды неметаллов или переходных металлов в высоких степенях окисления и могут быть получены методами, аналогичными методам получения основных оксидов, например:

2ZnS + 3O 2 = 2ZnO + 2SO 2 ( при t o )

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот:

Наряду с современной номенклатурой для кислотных оксидов до сих пор широко используется старинная система названий, как ангидридов кислот – продуктов отщепления воды от соответствующих кислот => СО 2 – ангидрид угольной кислоты, а SO 3 – ангидрид серной кислоты. Из типичных неметаллов только S , Se , P , As , С, Si образуют оксиды S О 2 , Se О 2 , Р 2 О 5 , As 2 О 3 , СО 2 , и Si О 2 при сжигании в воздухе. Остальные кислотные оксиды получают другими способами.

И с к л ю ч е н и е: у оксидов NO 2 и CIO 2 нет соответствующих кислотных гидроксидов, но их считают кислотными, так как NO 2 и CIO 2 реагируют со щелочами, образуя соли двух кислот, а CIO 2 и с водой, образуя две кислоты: а) 2 NO 2 + 2 N аОН = N а NO 2 + NaNO 3 + Н 2 О

б) 2 CIO 2 + 2 N аОН(хол.) = N а CIO 2 + N а CIO 3 + Н 2 О

Оксиды CrO 3 и Mn 2 O 7 (хром и марганец в высшей степени окисления) также являются кислотными.

Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, щелочами:

Кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции:

Амфотерные оксиды. Продукты полной дегидратации (реальной или условной) амфотерных гидроксидов, сохраняющие химические свойства последних. Типичные амфигены (кроме G а) при сжигании на воздухе образуют оксиды ВеО, Cr 2 О 3 , Zn О, Al 2 О 3 , Ge О 2 , Sn О 2 , Pb О; амфотерные оксиды Ga 2 О 3 , Sn О, Pb О 2 получают другими способами. Обладают двойственной природой: они одновременно способны вступать в реакции, в которых выступают как основные, так и как кислотные оксиды, то есть реагируют как с кислотами, так и с щелочами:

Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3Н 2 О = 2 Na [ Al ( OH ) 4 ]

К числу амфотерных оксидов относится оксид алюминия ( III ) Al 2 O 3 , оксид хрома ( III ) Cr 2 O 3 , оксид бериллия ВеО, оксид цинка ZnO , оксид железа ( III ) Fe 2 O 3 и ряд других. Идеально амфотерным оксидом является вода Н 2 О, которая диссоциирует с образованием одинаковых количеств ионов водорода (кислотные свойства) и гидроксид-иона (основные свойства).

Амфотерные свойства воды ярко проявляются при гидролизе растворённых в ней солей

Cu 2+ + Н 2 О = Cu ( OH ) + + H +

Двойные оксиды. Образованы либо атомами одного амфотерного элемента в разных степенях окисления, либо атомами двух разных (металлических, амфотерных) элементов, что и определяет их химические свойства. Примеры:

(Fe II Fe 2 III )O 4 , (Pb 2 II Pb IV )O 4 , (MgAl 2 )O 4 , (CaTi)O 3

Оксид железа образуется при сгорании железа на воздухе, оксид свинца – при слабом нагревании свинца в кислороде; оксиды двух разных металлов получают другими способами.

Несолеобразующие оксиды . Несолеобразующие оксиды – это оксиды неметаллов, не имеющие кислотных гидроксидов и не вступающие в реакции солеобразования (отличие от основных, кислотных и амфотерных оксидов). К таким оксидам относятся: СО, NO , N 2 O , SiO , S 2 О и др.

Рассмотрим несолеобразующие оксиды на примере оксида углерода ( II ) СО – угарного газа. Формальная степень окисления углерода 2+ не отражает строение молекулы СО. Оксид углерода является несолеобразующим и не взаимодействует в обычных условиях с водой, кислотами и щелочами. Пероксиды. Щелочные металлы образуют пероксидные соединения – соединения, в которых имеются химические связи кислород – кислород. Связь О – О не прочна, поэтому пероксиды неустойчивые соединения, легко разлагающиеся. Склонность к образованию таких соединений и их устойчивость возрастают от лития к цезию. Щелочные металлы образуют пероксиды состава Ме 2 О 2 и надпероксиды МеО 2 , где Ме – щелочной металл. Пероксиды щелочных металлов разлагаются водой с выделением кислорода:

Действием кислот на пероксиды щелочных металлов можно получить пероксид водорода:

II Гидроксиды . Гидроксиды металлов принято делить на две группы: растворимые в воде (образованные щелочными и щелочноземельными металлами) и нерастворимые в воде . Основное различие между ними заключается в том, что концентрация ионов ОН – в растворах щелочей достаточно высока, для нерастворимых же оснований она определяется растворимостью вещества и обычно очень мала. Тем не менее небольшие равновесные концентрации иона ОН – даже в растворах нерастворимых оснований определяют свойства этого класса соединений.

Гидроксиды – соединения элементов (кроме фтора и кислорода) с гидроксогруппами O - II H , могут содержать также кислород O - II . В гидроксидах

степень окисления элемента всегда положительная (от + I до + VIII ). Число гидроксогрупп от 1 до 6. Делятся по химическим свойствам на основные, кислотные и амфотерные.

Основные гидроксиды (основания) . Образованы элементами с металлическими свойствами. Получаются по реакциям соответствующих основных оксидов с водой:

Ме 2 О + Н 2 О = МеОН (Ме = Li , Na , K, Rb, Cs)

МеО + Н 2 О = Ме(ОН) 2 (Ме = Ca, Sr, Ba)

При нагревании реальная дегидратация (потеря воды) протекает для следующих гидроксидов:

Основные гидроксиды замещают свои гидроксогруппы на кислотные остатки по правилу валентности с образованием солей, металлические элементы сохраняют свою степень окисления в катионах солей.

Объектом контрольной работы являются кислоты, основания и соли, которые в свою очередь являются химическими соединениями, широко используемыми в жизни человека.
Цель контрольной работы: разобрать и понять, какое соединение непременно используется в той или иной сфере, так же в сфере парикмахерских услуг, какими функциями и свойствами обладает каждое из них.
Задачи контрольной работы: научиться грамотно и правильно определять какое химическое соединение может оказать ту или иную функцию, тем самым определив свое предназначение в использовании в косметической промышленности.

Содержание
Вложенные файлы: 1 файл

Контрольная работа Материаловедение.docx

Федеральное Государственное автономное образовательное учреждение

Высшего профессионального образования

Российский государственный профессионально-педагогический

Университет Институт искусств

Кафедра Дизайна имиджа и стиля

Контрольная работа

По дисциплине: Материаловедение

Тема: Кислоты, основания, соли

11. Кислоты, основания, соли (их физические и химические свойства).

  1. Введение………………………………………………………… ………….3
  2. Применение кислот, оснований и солей…………………………………6
    1. Кислоты…………………………………………………………… ……6
    2. Основания……………………………………………………… .……12
    3. Соли……………………………………………………………..… …14

    Объектом контрольной работы являются кислоты, основания и соли, которые в свою очередь являются химическими соединениями, широко используемыми в жизни человека.

    Цель контрольной работы: разобрать и понять, какое соединение непременно используется в той или иной сфере, так же в сфере парикмахерских услуг, какими функциями и свойствами обладает каждое из них.

    Задачи контрольной работы: научиться грамотно и правильно определять какое химическое соединение может оказать ту или иную функцию, тем самым определив свое предназначение в использовании в косметической промышленности.

    Кислоты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток. Водные растворы кислот имеют кислый вкус, обладают раздражающим действием, способны менять окраску индикаторов, отличаются рядом общих химических свойств.

    Соли — класс химических соединений, к которому относятся вещества, состоящие из катионов металла (или катионов аммония; известны соли фосфония или гидроксония ) и анионов кислотного остатка.

    Определения кислот и оснований претерпели значительную эволюцию по мере расширения теоретических представлений о природе химической связи и механизмах химических реакций.

    В 1778 французский химик Антуан Лавуазье предположил, что кислотные свойства обусловлены наличием в молекуле атомов кислорода. Эта гипотеза быстро доказала свою несостоятельность, так как многие кислоты не имеют в своём составе кислорода, в то время как многие кислородсодержащие соединения не проявляют кислотных свойств. Тем не менее, именно эта гипотеза дала название кислороду как химическому элементу.

    В 1839 немецкий химик Юстус Либих дал такое определение кислотам: кислота — это водородосодержащее соединение, водород которого может быть замещён на металл с образованием соли.

    Первую попытку создать общую теорию кислот и оснований предпринял шведский физикохимик Сванте Аррениус. Согласно его теории, сформулированной в 1887, кислота — это соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием протонов (ионов водорода H+). Теория Аррениуса быстро показала свою ограниченность, она не могла объяснить многих экспериментальных фактов. В наше время она имеет главным образом историческое и педагогическое значение.

    В настоящее время наиболее распространены три теории кислоты и оснований. Они не противоречат друг другу, а дополняют.

    По теории сольвосистем, начало которой положили работы американских химиков Кэди и Франклина, опубликованные в 1896—1905 гг., кислота — такое соединение, которое даёт в растворе те положительные ионы, которые образуются при собственной диссоциации растворителя (Н3О+, NH4+). Это определение хорошо тем, что не привязано к водным растворам.

    По протонной теории кислот и оснований, выдвинутой в 1923 г. независимо датским учёным Йоханнесом Бренстедом и английским учёным Томасом Лоури, кислоты — водородсодержащие вещества, отдающие при реакциях положительные ионы водорода — протоны. Слабость этой теории в том, что она не включает в себя не содержащие водорода вещества, проявляющие кислотные свойства, так называемые апротонные кислоты.

    По электронной теории, предложенной в 1923 г. американским физикохимиком Гилбертом Льюисом, кислота — вещество, принимающее электронные пары, то есть акцептор электронных пар. Таким образом, в теории Льюиса кислотой могут быть как молекула, так и катион, обладающие низкой по энергии свободной молекулярной орбиталью.

    Пирсон модифицировал теорию Льюиса с учётом характеристик орбиталей- акцепторов, введя понятие жёстких и мягких кислот и оснований (принцип Пирсона или принцип ЖМКО). Жесткие кислоты характеризуются высокой электроотрицательностью и низкой поляризуемостью атома, несущего свободную орбиталь, мягкие кислоты, соответственно, характеризуются низкой электроотрицательностью и высокой поляризуемостью атома, несущего свободную орбиталь.

    Следует также отметить, что многие вещества проявляют амфотерные свойства, то есть ведут себя как кислоты в реакциях с основаниями и как основания — в реакциях с более сильной кислотой.

    Применение кислот, оснований и солей.

    Кислоты. Альфа-гидроксидные кислоты (AHA `ы - Альфа Hidroxy кислота) - кислоты, оказывающие в основном пластифицирующие действие на роговой слой, воздействуя на систему кератиновых цепей и ослабляя междуцепочные связи, но не влияя непосредственно на уровень влаги. АГК являются натуральными биологическими веществами, находятся во фруктах, сахарном тростнике, молоке. АГК включают фруктовые кислоты (яблочную кислоту из яблок, цитрусовые кислоты из цитрусовых), молочную кислоту из кислого молока, винную кислоту и растительную гликолевую кислоту из сахарного тростника. АГК эффективно способствует замедлению процесса старения кожи, не вызывают раздражения кожи, покраснения или шелушения, оказывают благоприятное смягчающее воздействие на сухую и очень сухую кожу, раскрывают и очищают поры, улучшают кожный покров и тонизируют его, решают проблемы жирной кожи с угревой сыпью, защищают от агрессивных элементов окружающей среды, способствуют депигментации возрастных пятен.

    Аминокислоты - класс органических соединений, содержащих амино-и карбоксильную группы. Обладает свойствами кислот и оснований. Играют важную роль в биологических процессах, составляют структурную основу белков. Среди аминокислот десять являются незаменимыми и особо необходимы для нормальной жизнедеятельности организма. Аминокислоты, включаемые в косметические препараты, улучшают водный и белковый баланс кожи, способствуют оздоровлению и биостимуляции. Аминокислоты также входят в состав натурального увлажняющего фактора, в значительно большем количестве (до 40%) по сравнению с другими компонентами. В косметике аминокислоты в чистом виде применяются только в некоторых препаратах интенсивного ухода за кожей. Обычно их включают в рецептуру в составе белковых гидролизатов.

    Арахидоновая кислота - ненасыщенная жирная кислота, участвующая в обменных процессах человека. Выделяют из печени крупного рогатого скота. В косметических изделиях применяют в качестве питательной добавки в средствах по уходу за кожей.

    Аскорбиновая кислота (Ascobic кислота) (син.: витамин С) - белое кристаллическое вещество с резким кислым вкусом. Растворяется в воде, этаноле, не растворяется в эфире, хлороформе, бензоле. Один из важнейших витаминов для нормального функционирования организма. Содержится в свежих овощах и фруктах. Оказывает отбеливающее и регенерирующее действие на кожу. Применяется в различных косметических препаратах, как антиоксидант. Используется как консервант в составе косметических кремов. Активная добавка в средствах химического пилинга. Нетоксична. Витамин С участвует в синтезе коллагена, в углеводном обмене, процессе свертывания крови, образовании стероидных гормонов, регенерации тканей, усилении иммунной системы. Витамин В необходим для правильной работы тех иммунных клеток, которые первыми реагируют на появление бактерии. Организм человека Витамин С не синтезирует, а получает извне. Источники Витамина С: сладкий перец, черная смородина, крыжовник, брусника, черника, шиповник, киви, капуста, цитрусовые, лук, петрушка, яблоки и помидоры. Источники животного происхождения - мозги и печень.

    Бензойная кислота (бензол кислоты) - бесцветное кристаллическое вещество с антисептическими и консервирующими свойствами. Обнаружена в малине, чае, анисе, коре акации и вишневого дерева. Применяется в пищевом и косметическом производстве в качестве консерванта жиров и масел. Оказывает отбеливающее действие, может входить в состав средств для удаления веснушек и пигментных пятен.

    Галактуроновая кислота (Galacturonie кислота) - одноосновная органическая кислота, образующаяся при окислении галактозы. Получают гидролизом из растительных пектинов. Используется в косметических изделиях в качестве активной добавки с увлажняющим и тонизирующий действием на кожу. Применяется, как правило, в сочетании с аллантоином.

    Гиалуроновая кислота (Hyaluronie кислота) - полисахарид животного происхождения, входящий в состав внеклеточного вещества соединительных тканей. В природе гиалуроновая кислота содержится в стекловидном теле глаза, суставной жидкости, гребешках молодых петухов-бройлеров, сыворотке млекопитающих, пупочных канатиках новорожденных, акульих шкурках и китовых хрящах. Природный гелеобразователь. Важный структурный элемент кожи. Обладает регенерирующей, противовирусной, бактерицидной, ранозаживляющей активностью. Благодаря своим уникальным физико-химическим свойствам, в том числе высокой гидрофильности, гиалуроновая кислота эффективно связывает воду в межклеточном пространстве. Вследствие этого и возрастает упругость тканей, их противодействие сжатию. Широко применяется в косметических препаратах, в том числе в кремах, губной помаде. Эмульсии на ее основе имеют мягкую и тонкую консистенцию, хорошо переносятся кожей, эффективно увлажняют и защищают кожу. Экстрагированная гиалуроновая кислота способна образовывать гель с четкими высокоэластичными свойствами и очень чувствительна к колебаниям рН, приводящим к структурным изменениям. Через этот гель осуществляется выведение из организма шлаков (с потом и кожным салом), и, наоборот, многие водорастворимые вещества снаружи способны проникать в глубь кожи через этот гель.

    Гликолевая кислота (син.: оксиуксусная кислота) - относится к фруктовым кислотам. Ее экстрагируют из растительного сырья, преимущественно сахарного тростника. Легко абсорбирует воду. Способна ускорять отслаивание ороговевших клеток кожи. Гликолевую кислоту применяют в основном в профессиональной косметике в препаратах для глубокой очистки кожи, уменьшения морщин, удаления пигментных пятен. Может вызывать реакции сенсибилизации.

    Глутаминовая кислота (глутаминовая кислота) - аминокислота, получаемая из растительного сырья. Белый кристаллический порошок без запаха. В косметике используются как антиоксиданты, а также в составах для перманентной завивки, как смягчающий компонент, защищающий волосы от повреждений.

    Глутаровая кислота (глутаровой кислоты) - жирная кислота. Кристаллическое вещество, растворимое в маслах. Обладает деэмульгирующими свойствами, то есть понижает устойчивость эмульсии. Находит применение как добавка в ароматизирующие масла.

    Дегидроуксусная кислота (Dehydroacetic кислоты) - белое порошкообразное вещество без запаха. Растворяется в воде, в пропиленгликоле, в этаноле. Консервант. Обладает бактерицидным и противогрибковым действием. Иногда используется как пластификатор. Применяется в шампунях и других изделиях гигиенической косметики.

    Жирные кислоты (жирные кислоты) - жирные, или алифатические, карбоновые кислоты. Являются составной частью животных или растительных жиров. Синтетические аналоги жирных кислот получают окислением парафинов. Высшие жирные кислоты - белые кристаллические вещества, практически нерастворимые в воде, однако растворимы в хлор-и кислородсодержащих органических растворителях. Жирные кислоты могут находиться в организме в свободном состоянии, либо подвергаться дальнейшим превращениям с образованием более сложных жиров - структурных компонентов клетки. Жирные кислоты в зависимости от количества в них двойных связей между атомами углерода делят на насыщенные (двойные связи отсутствуют, например, пальмитиновая и стеариновая кислоты), мононенасыщенные (одна двойная связь, например, пальмитолеиновая и олеиновая кислоты) и полиненасыщенные (две и более двойных связей , например, линолевая, линоленовая и арахидоновая кислоты). Линолевая и линоленовая кислоты относятся к незаменимым жирным кислотам, так как не могут быть синтезированы в организме человека и усваиваются при поступлении с пищей. Жирные кислоты являются основным сырьем при производстве мыла, а также полупродуктами при получении ПАВ.

    Состав, названия и свойства оксидов (кислотные, амфотерные), оснований кислот, солей, амфотерных гидроксидов. Характеристика химических свойств, электронное строение химического элемента кадмия и кислорода. Электронные формулы цезия, меди, селена.

    Рубрика Химия
    Вид реферат
    Язык русский
    Дата добавления 09.02.2010
    Размер файла 105,9 K

    Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

    С серой, углеродом, азотом, фосфором Кислород взаимодействует при обычных условиях очень медленно. При повышении температуры скорость реакции возрастает и при некоторой, характерной для каждого элемента температуре воспламенения начинается горение. Реакция азота с Кислородом благодаря особой прочности молекулы N2 эндотермична и становится заметной лишь выше 1200°С или в электрическом разряде: N2 + О2 = 2NO. Кислород активно окисляет почти все металлы, особенно легко - щелочные и щелочноземельные. Активность взаимодействия металла с Кислородом зависит от многих факторов - состояния поверхности металла, степени измельчения, присутствия примесей.

    В процессе взаимодействия вещества с Кислородом исключительно важна роль воды. Например, даже такой активный металл, как калий, с совершенно лишенным влаги Кислородом не реагирует, но воспламеняется в Кислороде при обычной температуре в присутствии даже ничтожных количеств паров воды. Подсчитано, что в результате коррозии ежегодно теряется до 10% всего производимого металла.

    Оксиды некоторых металлов, присоединяя Кислород, образуют перекисные соединения, содержащие 2 или более связанных между собой атомов Кислорода. Так, пероксиды Na2O2 и ВаО2 включают пероксидный ион О2 2- , надпероксиды NaO2 и КО2 - ион О2 - , а озониды NaO3, КО3, RbO3 и CsO3 - ион О3 - . Кислород экзотермически взаимодействует со многими сложными веществами. Так, аммиак горит в Кислороде в отсутствии катализаторов, реакция идет по уравнению:

    Окисление аммиака кислородом в присутствии катализатора дает NO (этот процесс используют при получении азотной кислоты). Особое значение имеет горение углеводородов (природного газа, бензина, керосина) - важнейший источник тепла в быту и промышленности, например

    Взаимодействие углеводородов с Кислородом лежит в основе многих важнейших производственных процессов - такова, например, так называемая конверсия метана, проводимая для получения водорода:

    Многие органические соединения (углеводороды с двойной или тройной связью, альдегиды, фенолы, а также скипидар, высыхающие масла и другие) энергично присоединяют Кислород. Окисление Кислородом питательных веществ в клетках служит источником энергии живых организмов.

    3. Электронные формулы цезия, меди, селена

    Электронная формула цезия 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 4p 6 4d 10 5s 2 5p 6 6s 1 ,

    электронная формула атома меди имеет вид: Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1

    Электронная формула селена: Se 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4

    2. Курс общей химии. Мингулина Э.И., Масленникова Г.Н. и др. Учебник для студ. энергет. спец. вузов. Под. ред. Н.В. Коровина, 2-е изд., перераб. и доп., М.: Высш. шк., 1990. - 446с.; ил.

    3. Общая и неорганическая химия. Коренев Ю.М., Овчаренко В.П. Курс лекций в 3-х частях. М.: Школа им. Колмогорова, изд. МГУ, 2000-2002.

    4. Краткий химический справочник. Рабинович В.А., Хавин З.Я., Изд. 2-е испр. и доп., Л., Химия, 1978. - 392с.

    Оксиды – это сложные вещества, образованные двумя элементами, одним из которых является кислород (O).

    Оксиды могут находиться в трех агрегатных состояниях,

    а именно: в твердом, жидком и газообразном.

    Температура плавления зависит от их строения.

    CuO, FeO- твердые вещества, немолекулярного строения.

    Массовая доля воды в организме человека составляет 65%.

    Взрослый человек потребляет ежедневно почти 2 л воды.

    Плотность воды наибольшая при 4градусов – 1 г/см в кубе.

    При нуле – лёд, а при 100 – водяной пар.

    А) с активными металлами, образуя щелочи и водород(H).

    2Na + 2HO = 2NaOH + H

    Из этой реакции видим, что водород выделился и образовался гидроксид натрия NaOH – щелочь.

    Если при добавлении фиолетового лакмуса окраска становится синей – это признак того, что в растворе есть щелочь.

    2K + HO = 2KOH + H

    Ca + 2HO = Ca(OH) + H

    Б) с оксидами активных металлов, образуя растворимые основания – щелочи.

    Оксиды которым соответствуют основания (независимо от того, реагируют они с водой или нет) называются основными.

    В) со многими оксидами неметаллов, образуя кислоты.

    а с горячей водой:

    Г) вода разлагается под действие высокой температуры или электрического тока.

    Оксиды которым соответствуют кислоты (независимо от того, реагируют они с водой или нет) называются кислотными.

    В формулах кислот на первом месте всегда стоит водород, а дальше – кислотный остаток. Во время химических реакций он переходит из одного соединения в другое, не изменяясь.

    Пример: SO - кислотный остаток.

    Его валентность = 2, поскольку в серной кислоте он соединен с двумя атомами водорода, которые способны замещаться атомами цинка (к примеру).

    Вывод: валентность кислотных остатков определяется числом атомов водорода, способных замещаться атомами металла.

    Основность кислот – это количество атомов водорода, способных замещаться атомами металла с образованием соли.

    Многие кислородосодержащие кислоты можно получить путем взаимодействия кислотных оксидов с водой:

    2.1. Химические свойства кислот

    1ое свойство: кислоты действуют на индикаторы.

    Вещества, изменяющие свою окраску под действием кислот (или щелочей, называются индикаторами.

    Индикаторы: Лакмус, метилоранж, фенолфталеин.

    2ое свойство: кислоты реагируют с металлами.

    Mg + 2HCl = MgCl + H

    Zn + 2HCl = ZnCl + H

    Cu + HCl = реакция не происходит!

    3е свойство: кислоты реагируют с основными оксидами.

    CuO + 2HCl = CuCl + HO - - - - Cu (II)

    Реакции обмена: это реакции между двумя сложными веществами, в результате которых они обмениваются своими составными частями.

    Примечание: Во время взаимодействия азотной кислоты с металлами вместо водорода выделяются другие газы.

    2.2. Соляная кислота и хлороводород

    Получают хлороводород таким образом:

    1) слабое нагревание

    NaCl + HSO = NaHSO + HCl

    2) сильное нагревание

    2NaCl + HSO = NaSO + 2HCl

    HCl – бесцветный газ с резким запахом, немного тяжелее воздуха, во влажном воздухе дымит. При 0 градусов в одном объеме воды растворяется 500 объемов хлороводорода.

    Химические свойства соляной кислоты:

    1ое свойство: изменяет окраску индикаторов: лакмус в соляной кислоте краснеет, метилоранж – розовеет, фенолфталеин остается бесцветным.

    2ое свойство: взаимодействует с металлами:

    Mg + 2HCl = MgCl + H

    3е свойство: взаимодействует с основными оксиды:

    FeO + 6HCl = 2FeCl + 3HO

    Примечание: HCl + AgNO = AgCl +HNO

    В этой реакции образовался гидрат оксида кальция, или гидроксид кальция. Основания состоят из металла и одновалентных гидроксильных групп (OH), число которых соответсвует валентности металла.

    NaOH – гидроксид натрия

    Mg(OH) - гидроксид магния

    Ba(OH) - гидроксид бария.

    Fe(OH) - гидроксид железа (II)

    Fe(OH) - гидроксид железа (III)

    Все основания имеют немолекулярное строение.

    По растворимости в воде разделяются на:

    А) растворимые (щелочи)

    Пример: гидроксид натрия NaOH, гидроксид калия KOH, гидроксид бария Ba(OH) и т.п.

    Пример: гидроксид меди (II) Cu(OH), гидроксид железа (III)

    Растворимые основания можно получить при взаимодействии активных металлов с водой и оксидов активных металлов с водой, которые называются основными оксидами:

    2Na + 2HO = 2NaOH + H

    Вывод: все основания реагируют с кислотами, образуя соль и воду.

    NaOH + HNO = NaNO + HO

    Cu(OH) + 2HCl = CuCl + 2HO

    4. Амфотерные оксиды и гидроксиды

    Основания реагируют с кислотами и наоборот. Всегда получается соль и вода.

    Ca(OH) + 2HCl = CaCl + 2HO

    HCO + 2NaOH = NaCO + 2HO

    Есть такие хим. элементы, которые образуют оксиды и гидроксиды, обладающие двойственными свойствами – и основными и кислотными ( в зависимости от условий).

    Это такие элементы как цинк, алюминий и др. Например:

    Zn(OH) + 2HCl = ZnCl + 2HO

    Zn(OH) + 2NaOH = NaZnO + 2HO

    Пример с оксидом цинка:

    ZnO + 2HNO = Zn(NO) + HO

    ZnO + 2KOH = KZnO + HO (процесс сплавления)

    Способность химических соединений проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от природы веществ, с которыми они реагируют, называется амфотерностью.

    Zn(OH) - амфотерный гидроксид

    ZnO – амфотерный оксид

    Соли – это сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками.

    Сумма единиц валентностей атомов металла должна равняться сумме единиц валентностей кислотного остатка.

    NaCl - хлорид натрия

    KS - сульфид калия

    NaNo - нитрат натрия

    NaSiO - силикат натрия

    Al(SO) - сульфат алюминия

    NaSO - сульфит натрия

    KPO - фосфат калия

    CaCO - карбонат кальция

    5.1. Химические свойства солей

    Cu + 2AgNO = Cu(NO) + 2Ag

    Образуется новая соль и металл.

    Примечание: реагируют с водой только те металлы, которые в вытеснительном ряду размещаются левее от того металла, который входит в состав соли.

    Но для таких реакций нельзя брать очень активные металлы, типо Li, Na, K, Ca, Ba и т.п., которые реагируют с водой в н.у.

    Б) с растворимыми основаниями (щелочами):

    AlCl +3NaOH = Al(OH) + 3NaCl

    KSO + Ba(OH) = 2KOH + BaSO

    Образуется новая соль и новое основание.

    Примечание: реагирующие вещества надо подбирать так, чтобы в результате реакции одно из образующихся веществ (основание или соль) выпадало в осадок.

    CaCo + 2HCl = CaCl + HCO

    Образуется новая соль и новая кислота.

    Поскольку HCO очень непрочная, она разлагается на воду и CO.

    Примечание: реакция между солью и кислотой будет происходить при таких условиях:

    а) когда образуется осадок, не растворимый в кислотах:

    AgNO + HCl = AgCl + HNO

    б) когда реагирующая кислота сильнее, чем та, которой образована соль:

    Ca(PO) + 3HSO = 3CaSO + 2HPO

    в) когда соль образована летучей кислотой, а реагирующая кислота нелетучая:

    2NaNO + HSO = NaSO + 2HNO

    BaCl + NaSO = BaSO + 2NaCl

    Примечание: реакция будет происходить только тогда, когда обе исходные соли будут взяты в растворах, но одна из вновь образующихся солей будет выпадать в осадок.

    Выводы по всем этим темам ( с параграфа 29-38 ) и классификация неорганических веществ и их реакций:

    Ответы на некоторые вопросы после параграфов:

    Какие вещества называют оксидами?

    Оксиды – это сложные вещества образованные двумя элементами одним из которых является кислород.

    Какие вещества относятся к кислотам?

    К кислотам относятся сложные вещества, в состав которых входят водород и кислотный остаток.

    Что называется реакцией соединения?

    Это реакция в результате которой из двух или нескольких веществ (простых или сложных) образуется одно новое сложное вещество.

    Напишите уравнения химических реакций которые происходят при таких превращениях: C CO HCO

    Как химическим путем отличить серебро от цинка?

    Что такое хлороводород и как его получить?

    Хлороводород – это бесцветный газ с резким запахом, немного тяжелее воздуха, во влажном воздухе “дымит”. Очень хорошо растворяется в воде. Получить хлороводород можно из кристаллического хлорида натрия NaCl при нагревании его с концентрированной серной кислотой.

    Почему хлороводород на воздухе дымит?

    Как доказать что выданный вам раствор кислота и это соляная кислота?

    Надо юзить на него индикатором. Лакмус опустить – краснеет, метилоранж – розовеет, фенолфталеин – бесцветный.

    Какие вещества относятся к основаниям и как их классифицируют? Привести примеры.

    К основаниям относятся вещества имеющие гидроксильную группу и металл. Основания классифицируют на щелочи и нерастворимые.

    Все металлы не растворяются, а неметаллы наоборот.

    Растворимые – NaOH, KOH, нерастворимые – Cu(OH) Fe(OH).

    10) Что вам известно о гидроксиде натрия?

    Гидроксид натрия NaOH – растворимый в воде…

    11) Ca CaO Ca(OH) Ca(NO)

    Ca(OH) + 2HNO = Ca(NO) + 2HO

    12) P PO HPO Mg(PO)

    Что называется амфотерностью?

    Амфотерность – это способность химических соединений

    Проявлять кислотные или основные свойства в зависимости от природы веществ, с которыми они реагируют.

    Соли – это сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками.

    Сформулируйте правило для составления формул солей.

    Сумма единиц валентностей атомов металла должна равняться сумме единиц валентностей атомом кислотного остатка.

    Ca CaO Ca(OH) CaCl CaSO

    Ca(OH) + 2HCl = CaCl + 2HO

    CaCl + HSO = CaSO + 2HCl

    Ba Ba(OH) Ba(NO) BaCO BaCl

    Ba(OH) + 2HNO = Ba(NO) + 2HO

    Ba(NO) + HCO = BaCO + 2HNO

    BaCO + 2HCl = BaCl + HCO

    Какие вещества называются простыми? На какие две группы их можно разделить? Сравнить характерные свойства металлов и неметаллов.

    Простые вещества – это вещества состоящие из одного элемента. Их можно разделить на металлы и неметаллы. Металлы – нерастворимые в воде вещества. Они имеют металлический блеск и пластичность. Неметаллы – это растворимые в воде вещества, которые хрупкие и т.п.

    Какие вещества называются сложными? На какие классы делятся неорганические вещества?

    Сложные вещества – это вещества состоящие из двух или более элементов. Неорганические вещества делятся на простые и сложные. Сложные делятся на оксиды, основания, кислоты и соли.

    По какому признаку оксиды делят на основные и кислотные?

    Оксиды которым соответствуют основания называют основными, а те которым соответствуют кислоты - кислотными.

    21) С чем могут взаимодействовать кислотные и основные оксиды? Что получается?

    Кислотные и основные оксиды могут взаимодействовать с водой и получается кислоты или основания.

    Короче, об этом дальше.

    Что такое основания? Какие элементы их образуют?

    Какие свойства для них характерны?

    Основания – это сложные вещества, состоящие из металла и гидроксильных групп. Их можно получить при Взаимодействии активных металлов с водой и оксидов активных металлов с водой. Щелочи хорошо растворимы в воде.

    Некоторые очень едкие. Они разъедают кожу, бумагу и другие материалы. Их называют едкими щелочами.

    Какие вещества называют кислотами? Какие элементы их

    Образуют? Какие свойства для них характерны?

    Кислотами называют сложные вещества в состав которых входят водород и кислотный остаток. Получить кислородосодержащие кислоты можно взаимодействовать кислотных оксидов с водой. Для них характерны свойства: многие кислоты при н.у. – жидкости, но есть твердые кислоты.

    Они хорошо растворяются в воде. Почти все кислоты бесцветны.

    Какие вещества относятся к солям? С какими веществами могут реагировать соли?

    К солям можно отнести сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками.

    Какие продукты образуются во время взаимодействия:

    А) основания и кислоты

    Образуются соль и вода: NaOH + HCl = NaCl + HO

    Б) основного и кислотного оксидов

    Образуется тоже самое что и дано.

    В) основного оксида и кислоты?

    Образуется соль и вода

    NaO + HSO = NaSO + HO

    Написать уравнения реакций.

    Написать уравнения реакций получения фосфата кальция четырьмя способами.

    26) Написать уравнения реакций получения гидроксида калия тремя способами.

    Как осуществить следующие превращения:

    Натрий – Гидроксид натрия – Сульфат натрия – Хлорид натрия – Нитрат натрия

    Читайте также: