Курс лекций по разделу "Общая и неорганическая химия"-1курс,1семестр

Раздел 1.

Общая химия.

Тема  1. 1  Основные химические понятия и законы.

Цели: - знать формулировки основных законов общей химии;

           - уметь применять законы в практической деятельности.

Химия – наука, изучающая свойства и превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и строения.

   Вещество – это конкретный вид материи, обладающий определенными физическими и химическими свойствами, состав которого может быть выражен химической формулой.

            Химической реакцией называется процесс превращения одних веществ в другие.

Способность вещества участвовать в тех или иных химических реакциях характеризует его химические свойства.

Простое вещество состоит из атомов одного и того же химического элемента.

Химические соединения состоят из атомов нескольких элементов.

Атомно – молекулярное учение

Атомы – мельчайшие химические частицы, являющиеся пределом химического разложения любого вещества.

Химический элемент представляет собой вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

Другими словами, атом – это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства.

 В настоящее время известно 117 химических элементов, из которых 92 встречаются в природе.

Абсолютное большинство различных веществ состоит из молекул.

Молекула – наименьшая частица вещества, способная существовать самостоятельно и сохраняющая его основные химические свойства.

Массы атомов химических элементов чрезвычайно малы: ~ 10^-27 – 10^{-25 кг. В химии пользуются относительными значениями масс атомов (}A_r, где r – «относительный», от англ. relative).

Относительная атомная масса – это масса атома, выраженная в атомных единицах массы. За атомную единицу массы принята 1/12 часть массы атома нуклида :

1 а.е.м. = .

Относительная атомная масса – величина безразмерная.

Соответственно, относительная молекулярная масса M_r вещества – это масса его молекулы, выраженная в  а.е.м.

Единицей измерения количества вещества (n) является моль.

Моль – количество вещества, содержащее столько структурных элементарных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов и т.д.), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода ¹²С.

Число атомов N_A в 0,012 кг углерода, или в 1 моль, легко определить следующим образом:

.

Величина N_A называется  постоянной Авогадро.

Валентность химического элемента - это его способность к образованию химических связей. Она определяется электронной конфигурацией атомов элементов и в первом приближении количественной мерой валентности может служить число неспаренных электронов. Например, кислород (электронная формула атома О 1S²2S²2P⁴) имеет на 2p - атомных орбиталях 2 неспаренных электрона и является 2-валентным. Азот (электронная формула N 1S²2S²2P³) является 3-валентным. Соответственно эти элементы образуют соединения Н₂О и NH₃.

Степень окисления - понятие формальное. Это условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что вещество состоит только из ионов. Можно сказать и иначе: степень окисления - электрический заряд, который возник бы на атоме, если бы электронные пары, которыми он связан с другими атомами в соединении, были смещены к более электроотрицательным атомам, а электронные пары, принадлежащие одинаковым атомам, были между ними поделены. Следовательно, степень окисления выражает величину электрического заряда (в единицах заряда электрона) и основывается на предположении о принадлежности электронов каждой связи в молекуле или ионе более электроотрицательным атомам.

Основные стехиометрические законы химии

Стехиометрия – раздел химии, рассматривающий количественные соотношения между реагирующими веществами.

Закон сохранения массы: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Закон постоянства состава: всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав.

Закон применим только к соединениям с молекулярной структурой.

В 1748 г. М. В. Ломоносов высказал теоретически, а затем в 1756г. экспериментально обосновал закон сохранения массы веществ, который в настоящее время формулируется так: масса веществ, вступающих в химическую реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции.

Позже французский химик Лавуазье, изучив некоторые реакции окисления металлов, пришëл к тем же выводам, что и Ломоносов, и независимо от него сформулировал этот закон в 1789 г.

С точки зрения атомно-молекулярного учения суть закона сохранения массы веществ заключается в том, что при химических реакциях атомы не исчезают и не возникают из ничего - их количество остаëтся неизменным до и после реакции. Поскольку атомы имеют постоянную массу и их количество в результате реакции не изменяется, то масса веществ до и после реакции остаëтся постоянной.

Превращения веществ почти всегда сопровождаются поглощением или выделением энергии. При этом изменяются массы ядер элементов, следовательно, можно сказать, что в природе проявляется один общий закон - закон сохранения массы и энергии.

В 1905г. А Эйнштейн предложил формулу:

Е = mc²,

где Е - энергия;

      m - масса;

      c - скорость света в вакууме (коэффициент пропорциональности), равная 3•10⁸ м/сек.

Современная формулировка закона сохранения массы и энергии такова: в изолированной системе сумма масс и энергий постоянна.

Часто неправильно интерпретируют закон взаимосвязи массы и энергии, утверждая, что масса превращается в энергию. Масса является свойством материи, мерой еë инерции так же, как и энергия - мера еë движения. И поэтому масса и энергия неотделимы от материи, но они не эквивалентны и не превращаются друг в друга.

Итак, закон сохранения массы веществ и энергии - это две стороны единого закона природы: вечность материи и еë движений.

Закон постоянства состава

Всякое чистое вещество, независимо от способа его получения, всегда имеет постоянный качественный и количественный состав - такова формулировка закона постоянства состава (Ж.Л. Пруст, 1801г.). Рассмотрим в качестве примера воду: она содержит кислород и водород. По массе в воде содержится водорода 11,19 %, кислорода 88,81 %. Воду можно получить различными способами:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О,
NaOH + HCl = H₂O + NaCl,
Cu(OH)₂ = H₂O + CuO.

Во всех случаях чистая вода, независимо от способа получения, имеет приведенный выше состав.

Последующее развитие химии показало, что существуют соединения как постоянного, так и переменного состава. По предложению академика Н. С. Курнакова первые назвали дальтонидами (в память английского физика и химика Дальтона), вторые - бертоллидами (в память французского химика Бертолле). Состав дальтонидов можно представить в виде простых формул с целочисленным стехиометрическими индексами, например, H₂O, HCl, CH₄, C₆H₆.

У бертоллидов состав выражается дробными стехиометрическими индексами. Так, оксид титана (II) TiO в действительности имеет состав от TiO_0,7 до TiO_1,3, в составе TiO₂ изменяется от TiO_1,9 до TiO_2,0 (в зависимости от условий синтеза). Бертоллиды распространены среди оксидов, гидридов, сульфидов, нитридов, карбидов, силицидов и других кристаллических неорганических соединений.

В связи с этим в современную формулировку закона постоянства состава следует внести уточнение. Состав соединений молекулярной структуры является постоянным независимо от способов получения. Состав же соединений с номенклатурной структурой зависит от условий получения (например, состав оксида титана (II) - от температуры и давления кислорода, применяемого при их синтезе).

Надо учитывать изотопный состав элементов: обычная вода, например, содержит 11,19 % водорода, а тяжелая вода - 20 % дейтерия.

Контрольные вопросы.

1.       Назвать основные положения атомно-молекулярной теории.

2.       Сформулировать закон сохранения массы и энергии.

3.       Назвать основные положения теории химического строения вещества.

4.       Дать современную формулировку Периодического закона.

5.       Сформулировать закон постоянства состава.

6.       Как называются соединения переменного и постоянного состава? 

7.       Сформулировать закон Авогадро и его следствие. 

8.       Понятие вещества. Что такое химический элемент? Сколько их известно?

9.       Что называется относительной атомной массой? Указать относительные атомные массы Н, AI, Zr.

10.    Что называется относительной молекулярной массой? Вычислить молекулярные массы хлора, аммиака, этана.

11.    Что такое молекулярный объëм газа? Какова его размерность?

12.    Сколько молей атомов хлора содержится в 20,8 г этого вещества? (Ответ: 0,4 моля).

13.    Вычислить массу 6,02 • 10²³ молекул оксида углерода (IV). (Ответ: 44,01 г.)

14.    Сколько молей атомов кислорода содержится в 1 моле серной кислоты? (Ответ: 4 моля атомов кислорода).

15.    Сформулировать понятие валентности. Какую валентность (по числу двухцентровых двухэлектронных связей) можно приписать центральному атому следующих соединений: BeH₂, CO₂, NH4⁺, BH4^–?

16.    Сформулировать понятие степени окисления. Определить степень окисления элементов в следующих соединениях: KMnO₄, H₂MnO₄, MnO₂, K₂Cr₂O₇, K₃[Fe(CN)₆], K[AI(OH)₄], [Ni(NH₃)₆]CI₂.

17.    Вычислить атомную массу двухвалентного металла и определить, какой это металл, если 8,34 г металла окисляется 0,680 л кислорода, условия нормальные. (Ответ: 137,4; Ba). 

18.    Найти простейшую формулу вещества, содержащего 43,4% натрия, 11,3% углерода и 45,3% кислорода. (Ответ: Na₂CO₃)..

19.    Смешано 7,3 г хлороводорода с 4 г аммиака. Сколько граммов хлорида аммония образуется? Сколько и какого газа останется после реакции? (Ответ: 10,7; 0,6 NH₃).

20.    Вычислить процентное содержание каждого из элементов в соединениях: а) Mg(OH)₂; б) Fe(NO₃)₃; в) H₂SO₄; г) (NH₄)₂SO₄.

 

10.Тема:  Электролитическая диссоциация.

Электролитами называются вещества, которые в расплавленном или растворенном состоянии проводят электрический ток.

Теорию электролитической диссоциации разработал Сванте Аррениус. Предложенная им теория объяснила поведение и многие свойства электролитов.

Согласно этой теории молекулы электролита в воде или другой среде, характеризующейся большой диэлектрической проницаемостью*, распадаются на ионы – положительные (катионы) и отрицательные (анионы).

Процесс распада вещества на ионы получил название электролитической диссоциации. Для слабых электролитов она протекает обратимо и выражается следующим примерным уравнением

КА <=> К⁺+А^-.

К электролитам относятся вещества, в молекулах которых атомы связаны сильно полярной или ионной химической связью.

По современным представлениям электролитическая диссоциация в растворе происходит в результате сложного физико–химического взаимодействия молекул электролита  с полярными молекулами растворителя.

Если в растворе дополнительно могут возникнуть еще и водородные связи между молекулами растворителя и атомом водорода растворенного вещества, то процесс диссоциации протекает еще более эффективно.

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой называется соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием гидратированных водородных ионов (гидроксоний-ионов) и кислотного остатка:

,

где Н₃О⁺ - ион гидроксония.

Все общие свойства кислот  (кислый вкус, способность изменять окраску индикаторов и т.д.) принадлежат иону гидроксония.

Основанием называется соединение, диссоциирующее в водном растворе с образованием отрицательных гидроксид–ионов ОН^-:

МеОН + хН₂О <=> Ме⁺(Н₂О)_к + ОН^- + (х-к)Н₂О,

где Ме⁺ - одновалентный катион.

Все общие свойства растворимых оснований (щелочно–мыльный вкус, способность определенным образом изменять окраску индикаторов и т.д.) принадлежат гидроксид–иону.

С точки зрения электролитической диссоциации соли можно рассматривать как продукт взаимодействия кислоты и основания:

х(кислота) + у(основание) → соль + вода,

где х и у – переменное количество эквивалентов взаимодействующих между собой кислот и оснований.

В зависимости от соотношения х и у различают следующие виды солей, диссоциирующих в водных растворах по схеме:

при х > у – кислые соли

2H₂SO₄ + Mg(OH)₂  ®  Mg(HSO₄)₂ + 2H₂O;

Mg(HSO₄)₂  <=> Mg²⁺ +  2HSO₄^- ;

при х = у – средние (нормальные) соли

H₂SO₄ +  Mg(OH)₂  ®  MgSO₄ + 2H₂O;

MgSO₄  <=>  Mg²⁺ + SO₄^2-;

при х < у – основные соли

H₂SO₄ + 2Mg(OH)₂ ® (MgOH)₂SO₄ + 2H₂O;

(MgOH)₂SO₄ <=> 2MgOH⁺ + SO₄^2-;

Как правило, все соли относятся к сильным электролитам.

Сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциированы на ионы.

В воде, являющейся растворителем, статистически равномерно распределяются полностью гидратированные катионы и анионы сильного электролита. Электростатическое взаимодействие между ионами ослабляется до минимума большими расстояниями между ними и гидратными оболочками, выполняющими экранирующую роль.

В отличие от сильных электролитов диссоциация слабых электролитов протекает обратимо и устанавливается равновесие.

Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован рядом величин: степенью электролитической диссоциации a, константой электролитической диссоциации К  и др.

Степень электролитической диссоциации a – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества в растворе.

a может измеряться в долях единицы  или в процентах.  a = 0, если диссоциация отсутствует; a = 1 или a = 100 % при полной диссоциации электролита.

К процессу электролитической диссоциации, как к обратимому процессу, можно применять принцип Ле Шателье и выявить влияние внешних факторов на состояние равновесия, приводящее к изменению значения a.

Для смещения равновесия

К⁺А^- + хН₂О <=> К⁺(Н₂О)_к + А^-(Н₂О)_а

слева направо, то есть в сторону диссоциации, необходимо увеличить массу растворителя. Это означает, что:

1.                  диссоциация слабых электролитов проходит эффективнее в разбавленных растворах, чем в концентрированных. Иными словами, a возрастает с уменьшением концентрации электролита в растворе и принимает максимальное значение a = 1 в бесконечно разбавленном растворе.

2.                  так как процесс диссоциации является эндотермическим, то степень диссоциации слабого электролита в водных растворах будет увеличиваться с повышением температуры.

Константой электролитической диссоциации К называется постоянная химического равновесия в растворе электролита:

,

где [К⁺], [A^-] и [KA] - концентрации в растворе ионов  и  (в г-ион/л) и недиссоциированного соединения КА (в моль/л).

Чем больше К, тем электролит лучше распадается на ионы. Для данного электролита значение К постоянно при определенной температуре и в отличие от a не зависит от концентрации.

Связь между константой К и степенью диссоциации a может быть найдена следующим образом. Концентрация ионов К⁺  и А^-  в  растворе равна

[К⁺] = [А^-] = aС,

где С – исходная молярная концентрация; a – степень электролитической диссоциации электролита.  Концентрация недиссоциировавших молекул КА в растворе равна

[КА]=(1- a)С.

Откуда                                               .

Данное уравнение выражает закон разбавления Оствальда.

Если a мала, то 1- a ≈ 1 и тогда

.

Видно, что с уменьшением концентрации электролита в растворе степень электролитической диссоциации возрастает.

Диссоциация слабого электролита, молекула которого может диссоциировать не на два, а на большее количество ионов (электролиты с разновалентными ионами), протекает по стадиям (ступенчатая диссоциация). Например, при диссоциации слабой угольной кислоты Н₂СО₃ в водном растворе имеют место следующие равновесия:

I стадия: Н₂СО₃ <=> Н⁺ + НСО₃^-

 .

II стадия: НСО₃^- <=> Н⁺ + СО₃^2-

                 .

Как видно из этих данных, процесс диссоциации слабого электролита с разновалентными ионами определяется главным образом первой ступенью.

Для примера приведем константы электролитической диссоциации некоторых слабых кислот и оснований (25 °С):

СН3СООН	<=>	H+  + CH3COO-	1,76·10-5
NH4OH	<=>	NH4+ + OH-	1,79·10-5
HNO2	<=>	H+  + NO2- (18 °C)	4·10-4
H2S	<=>	H+ + HS-	6·10-8
H3PO4	<=>	H+ + H2PO4-	7,52·10-3
HF	<=>	H+ + F-	6,61·10-4
HCN	<=>	H++CN-	7,9·10-10

Ионообменные реакции

Реакции в растворах электролитов, при которых не происходит изменения зарядов ионов, входящих в соединения, называются ионообменными реакциями.

Правило Бертолле: равновесие в ионообменных реакциях смещается в сторону образования наименее диссоциированных соединений.

В соответствии с этим направление реакций ионного обмена определяется следующим эмпирическим правилом: ионные реакции протекают в сторону образования осадков, газов, слабых электролитов, комплексных ионов.

При написании уравнений ионных реакций сильные электролиты пишут в диссоциированном виде, слабые – в недиссоциированном.

Образование осадков:

AgNO₃ + NaCl ® AgCl¯ + NaNO₃

В растворе:               Ag⁺ + NO₃^- + Na⁺ + Cl^- ® AgCl¯ + Na⁺ + NO₃^-.

Исключим ионы, которые не взаимодействуют, тогда уравнение имеет вид:

Ag⁺ + Cl^- ® AgCl¯.

Уравнения такого вида называются ионными.

Ионное уравнение получение гидроксида железа запишется следующим образом:

Fe³⁺  +  3OH^- ®  Fe(OH)₃¯.

Образование газов:

Na₂S + H₂SO₄ ® H₂S­ + Na₂SO₄;

2Na⁺ + S^2- + 2H⁺ + SO₄^2- ® H₂S­ + 2Na⁺ + SO₄^2-;

2H⁺ + S^2- ® H₂S­.

Образование слабых электролитов:

а. образование воды. Реакция, протекающая с образованием воды при взаимодействии ионов водорода (точнее, ионов гидроксония) и гидроксид–ионов, называется реакцией нейтрализации.

NaOH + HCl ® H₂O + NaCl

OH^- + H⁺ ® H₂O

(H₃O⁺ + OH^- ® 2H₂O).

в. образование слабого основания.

NH₄⁺ + Cl^- + K⁺ + OH^- ® NH₄OH + K⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + OH^- ® NH₄OH.

с. образование слабой кислоты.

2СH₃COO^- + 2Na⁺ + 2H⁺ + SO₄^2- ® 2CH₃COOH + 3Na⁺ + SO₄^2-

CH₃COO^- + H⁺ ® CH₃COOH.

Ионное произведение воды

Процесс электролитической диссоциации воды протекает в две стадии:          1.  образование водородных ионов и гидроксид–ионов:

Н₂О  <=> Н⁺ + ОН^-

                 2. гидратация водородного иона с образованием гидроксония–иона:                                                       

Н⁺ + Н₂О <=> Н₃О⁺.

Первая стадия этого процесса протекает с поглощением тепла, вторая – с выделением его значительного количества. Поэтому практически все ионы водорода гидратированны и диссоциация воды должна изображаться следующим уравнением:

2Н₂О <=> Н₃О⁺ + ОН^-.

При 22 ^оС степень электролитической диссоциации воды равна 1,8·10^-9, то есть из 555000000 молекул воды диссоциирует одна. Следовательно, вода – очень слабый электролит, и для описания процесса ее диссоциации применим закон действующих масс:

,

где К  - константа диссоциации воды.

[Н₃О⁺]·[ОН^-] = К·[Н₂О]²

Так как   [Н₂О] = const, то получим:

[Н₃О⁺][ОН^-] = К_w.

Постоянная К_w называется ионным произведением воды.

В 1 л воды, массу которой можно принять равной 1000 г, находится 1000 г/18 г = 55,5 моль вещества (ее молярная концентрация).

Следовательно, при 22 °С концентрации ионов гидроксония и гидроксид–ионов равны:

[Н₃О⁺][ОН^-] = 55,5·1,8·10^-9 = 1,000·10^-7 г-ион/л.

Величина К_w возрастает с повышением температуры, так как при этом увеличивается степень электролитической диссоциации: . При комнатной температуре принимают округленное значение ионного произведения воды 10^-14.

Водородный показатель

Водные растворы различных соединений могут давать кислую, щелочную или нейтральную реакцию. Реакция среды зависит от соотношения концентраций ионов гидроксония и гидроксид–ионов в растворе.

Если концентрации этих ионов равны между собой, то есть [Н₃О⁺] = [ОН^-], то реакция среды нейтральная. Следовательно, вода принадлежит к типичным амфотерным соединениям, совмещающим кислотные и основные свойства, выраженные в одинаковой степени.

Если концентрация ионов гидроксония больше концентрации гидроксид–ионов, то есть [Н₃О⁺] > [ОН^-], то реакция среды становится кислой. Кислотность тем выше, чем больше концентрация ионов гидроксония. Если наоборот, концентрация  ионов гидроксония меньше концентрации гидроксид–ионов, то есть [Н₃О⁺] < [ОН^-], то реакция среды становится щелочной. Следовательно, по значению концентрации этих ионов можно количественно охарактеризовать реакцию среды.

Кислотность или основность раствора можно выразить, взяв вместо концентрации ионов водорода ее десятичный логарифм. Чтобы избавиться от отрицательной степени в значении концентрации ионов водорода, предложено пользоваться отрицательным значением логарифма величины [Н⁺], названным водородным показателем или рН:

рН = -lg[Н⁺];

В практике принимается K_w = 10^-14 (22 °С), отсюда [Н⁺] = 10^-7 г-ион/л и рН = 7.

Соотношения между реакцией среды, концентрациями ионов и значением водородного показателя получаются следующие:

Нейтральная среда [Н₃О⁺] = [ОН^-] = 10^-7 г-ион/л, рН = 7.

Кислотная среда [Н₃О⁺] > [ОН^-] > 10^-7 г-ион/л, рН < 7.

Щелочная среда [Н₃О⁺] < [ОН^-] < 10^-7 г-ион/л, рН > 7.

Это можно представить в виде схемы:

Контрольные вопросы.

1. Дайте определение понятиям: электролит, неэлектролит, катион, анион, электролитическая диссоциация.
2. От каких факторов зависит степень электролитической диссоциации? Как ее увеличить?
3. Сильные и слабые электролиты. Приведите примеры.
4. Составьте уравнения диссоциации для следующих электролитов: NH₄OH, Ca(OH)₂, H₂S, Cu(NO₃)₂, CH₃COOH, Na₃PO₄, H₂SO₄, (NH₄)₂SO₄, ZnCl₂.
5. Составьте уравнения ступенчатой диссоциации для электролитов: H₃PO₄, Al(OH)₃, Cr(OH)₃, H₂S.
6. Что называется константой диссоциации электролита? Приведите примеры.
7. Какие уравнения называются ионно-молекулярными? Каковы условия смещения равновесия в ионных реакциях?
8. Раствор содержит смесь солей: AgNO₃, Cu(CH₃COO)₂, BaI₂. К нему добавили в избытке HCl. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения возможных реакций.
9. Допишите молекулярные и напишите ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:

а). Mg(OH)2 + HCl = б). NaOH + HCl = в). KOH + H2S =

; ; ;

г). Zn(OH)2 + NaOH = д). NaCl + Pb(NO3)2 = е). Mg(NO3)2 + Na2CO3 =

; ; ;

10. Напишите уравнение ступенчатой диссоциации сероводородной кислоты. В каком направлении сместится равновесие при добавлении Na₂S и при добавлении NaOН

Контрольный тест.

1.Электролитами являются…и…

А) СО_2(газ)  Б) НВr_{(раствор)}   В) KOH_{(раствор)}   Г)H_2(газ)

2.Слабым электролитом является раствор…

А)  NaNO₃    Б) H₂SO₃     В) KOH    Г)HCl

3.В водном растворе необратимо реагируют пары ионов…и…

А)Na⁺ и CO₃^2-   Б) Ba²⁺ и  CO₃^2-   В) H⁺ и OH^-   Г)Ag⁺ и NO^3-

4. При взаимодействии раствора хлороводородной кислоты и раствора…образуется осадок.

А) NaOH Б) CaCO₃ В) AgNO₃ Г)Fe₂O₃

5.Газ выделяется при взаимодействии соляной кислоты с …и…

А) оксидом железа Б) медью

В)карбонатом калия  Г)цинком

6.Осадок образуется при взаимодействии серной кислоты с …

А) KOH  Б)BaCl₂  В) Al₂O₃  Г)Cu(OH)₂

7.Какие пары ионов не могут одновременно существовать в растворе?

А)Na⁺; SO₄^2-   Б)Ag⁺; Cl^-    В)  Na+; PO₄^3-  Г)Cu²⁺; S^2-

8.Сульфат меди взаимодействует  раствором…и…

А)  нитрата калия  Б) гидроксида натрия  В) хлорида кальция  Г)хлорида бария

9.Ион водорода можно обнаружить раствором…

А)хлорида бария; Б)сульфата меди; В)нитрата серебра; Г)лакмуса.

10.Среди реакций, протекающих с выделением газа, реакцией ионного обмена является…

А)CaCO₃ + 2HCl=CaCl₂ + H₂O + CO₂

Б)Ba + 2H₂O=Ba(OH)₂ + H₂

В)Na₂CO₃ + 2HCl=2NaCl + H₂O + CO₂

Г)Ba(OH)₂ + 2HNO₃ = Ba(NO₃)₂ + 2H₂O

---

11.Тема: Гидролиз солей.

Тема: - знать процессы гидролиза различных групп солей;

          - уметь записывать уравнения реакций гидролиза солей.

Гидролиз – процесс взаимодействия ионов соли с водой, приводящий к образованию слабого электролита.

Если соль рассматривать как продукт взаимодействия кислоты с основанием, то в зависимости от их силы все соли можно разделить на четыре типа по приведенной схеме.

                                                                                                        Таблица: 1

		Кислоты
		Сильные	Слабые
Основания	Сильные	I: NaCl, KNO3; pH=7 гидролиз не идет	II: Na2CO3, K2S; рH > 7
	Слабые	III: ZnCl2, Al(NO3)3;    pН < 7	IV: CH3COONH4, Al2S3

Соли первого типа гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой слабые электролиты не могут быть получены. В системе Н₂О ↔ Н⁺ + ОН^- не нарушается равновесие. рН в растворах этих солей будет равно 7.

Рассмотрим гидролиз солей оставшихся трех типов. Соли, образованные многоосновными кислотами или многокислотными основаниями, гидролизируются ступенчато, переходя в первой фазе в кислотные или основные соли.

Гидролиз Na₂CO₃:

I ступень 2Na⁺ + CO₃^2- + HOH <=> Na⁺ + HCO₃^- + Na⁺ + OH^-

                 CO₃^2- + HOH <=> HCO₃^- + OH^-;

II ступень Na⁺ + HCO₃^- + HOH <=> H₂CO₃ + Na⁺ + OH^-

                  HCO₃^- + HOH <=> H₂CO₃ + OH^-.

При гидролизе Na₂CO₃ и других солей этого типа в растворе накапливаются ионы OH^-, сообщающие ему щелочную реакцию с рН > 7. Более сильно выражена первая ступень гидролиза, чем вторая.

Гидролиз ZnCl₂:

I ступень: Zn²⁺ + 2Cl^- + HOH <=> ZnOH⁺ + Cl^- + H⁺ + Cl^-

                  Zn²⁺ + HOH <=> ZnOH⁺ + H⁺;

II ступень: ZnOH⁺ + HOH + Cl^- <=> Zn(OH)₂ + H⁺ + Cl^-

                  ZnOH⁺ + HOH <=> Zn(OH)₂ + H⁺.

При гидролизе ZnCl₂ и других солей этого типа в растворе накапливаются ионы H⁺, сообщающие ему кислотную реакцию с рН < 7.

Гидролиз СН₃СООNH₄:

NH₄ + CH₃COO^- + HOH <=> NH₄OH + CH₃COOH.

Изменение температуры также резко влияет на состояние гидролитического равновесия: при повышении температуры степень гидролиза увеличивается, что объясняется резким возрастанием ионного произведения воды.

Контрольные вопросы.

1. Что называется гидролизом соли? Какие вещества образуются в результате гидролиза?
2. Какие соли подвергаются гидролизу? Чем это объясняется?
3. Почему соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются?
4. Какова реакция среды в водных растворах солей, образованных:
   а) слабым основанием и сильной кислотой;
   б) сильным основанием и слабой кислотой;
   в) слабым основанием и слабой кислотой?
5. Какие соли гидролизуются полностью? Приведите примеры

12.Тема   Электролиз

Цели: - знать процессы, происходящие с веществами при пропускании электрического тока через растворы или расплавы электролитов;

         - уметь записывать схемы электролиза,уравнения электротехнических процессов.

Электролиз – окислительно-восстановительный процесс, протекающий при прохождении постоянного электрического тока через раствор или расплав электролита.

            При электролизе энергия электрического тока превращается в химическую энергию, иначе говоря, осуществляется процесс, обратный по характеру происходящему в гальваническом элементе. Как и в случае гальванического элемента, на аноде происходит окисление, а на катоде – восстановление. Но при электролизе анодом является положительный электрод, а катодом – отрицательный.

            Характер протекания электродных процессов при электролизе зависит от многих факторов, важнейшими из которых являются состав электролита, материал электродов и режим электролиза (температура, плотность тока и т.д.).

            Различают электролиз расплавов и растворов электролитов.

Электролиз расплавов электролитов.

            Электролиз расплава соли с использованием инертных электродов показан на следующей схеме:              

                                                              Анод                                                                   

При высоких температурах расплав соли диссоциирует на ионы:

.

            Прохождение электрического тока через расплав обусловлено тремя одновременно протекающими процессами:

1)      направленное движение катионов Мg²⁺ к катоду, а анионов Cl^- - к аноду;

2)      восстановление, происходящее на катоде:

3)      окисление, происходящее на аноде:

            Суммарное уравнение электролиза после уравнивания числа отдаваемых и присоединенных электронов принимает вид:

            Схематически весь процесс можно представить следующим образом:

               Катод (-)                                                                                       Анод ( + )

            Mg²⁺                                                                                                  2Cl^-

               Mg²⁺ + 2e^- = Mg                                                                             2Cl^- - 2e^- = Cl₂          

                                                  

Электролиз растворов электролитов

            Электролиз растворов электролитов более сложен из-за возможности участия в электродных процессах молекул воды в восстановлении на катоде:

и окислении на аноде:

.

            В тех случаях, когда на одном и том же электроде возможно протекание двух или большего числа процессов, наиболее вероятен тот, осуществление которого связано с минимальной затратой энергии. Это означает, что на катоде восстанавливаются в первую очередь окисленные формы окислительно-восстановительных систем с наибольшим электродным потенциалом, а на аноде окисляются восстановленные формы с наименьшим электродным потенциалом.

            Для определения порядка протекания окислительно-восстановительных процессов на электродах при электролизе водных растворов можно руководствоваться следующими практическими правилами.

Катод.

1.      В первую очередь восстанавливаются катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал больший, чем у водорода, в порядке уменьшения Е^о.

2.      Катионы металлов с малым стандартным электродным потенциалом (от Li⁺ до Al³⁺ включительно) не восстанавливаются, а вместо них восстанавливаются молекулы воды (в кислой среде – ионы Н⁺).

3.      Катионы металлов, имеющих стандартный электродный потенциал меньший, чем у водорода, но больший, чем у алюминия, восстанавливаются одновременно с молекулами воды.

Анод.

            Характер окислительных процессов зависит также от материала электродов. Различают нерастворимые (инертные) и растворимые (активные) электроды.

            Инертные электроды изготавливаются обычно из графита, угля, платины; в процессе электролиза они химически не изменяются, а служат лишь для передачи электронов во внешнюю цель.

            При использовании инертных анодов следует учитывать следующее:

1.      В первую очередь окисляются простые анионы в порядке возрастания их Е^о, не превышающих + 1,5 В (S^2-, J^-, Br^-, Cl^-).

2.      При электролизе водных растворов, содержащих анионы кислородосодержащих кислот (CO₃^2-, NO₃^-, SO₄^2-, PO₄^3- и др.), на аноде окисляются не эти анионы, а молекулы воды.

3.      В щелочных растворах на аноде окисляются ионы ОН^-:

При использовании растворимых анодов (из Cu, Zn, Ag, Ni и др. металлов) электроны во внешнюю цель посылает сам анод за счет окисления атомов металла, из которого сделан анод:

.

Рассмотрим конкретные примеры.

Электролиз водных растворов солей (инертные электроды)

1)                                           

            ( - ) Катод                                                                                                   Анод ( + )

            Na⁺, Н₂О                                                                                                      Cl^-, H₂O

                                                                        

2)                                           

            ( - ) Катод                                                                                         Анод ( + )

            4К⁺, 4Н₂О                                                                                         SO₄^2-, Н₂О

                                                      

                                                 

3)                                                       

            ( - ) Катод                                                                                                     Анод ( + )

            Zn²⁺, H₂O                                                                                                     SO₄^2-, H₂O

                                                             

4)         Электролиз водного раствора CuCl₂ (активный медный анод)

                                            

            ( - ) Катод                                                                                                     Анод ( + )

            Cu²⁺, H₂O                                                                                                     2Cl^-, H₂O

                                                                 

Области применения электролиза:

-          получение металлов;

-          очистка металлов от примесей (рафинирование);

-          извлечение ценных компонентов;

-          нанесение на поверхность металлических изделий слоев других металлов (гальваностегия);

-          получение точных металлических копий с рельефных предметов электроосаждением металла (гальванопластика).

Пожарная опасность процессов электролиза.

-          электролиз из расплавов предполагает присутствие высоких температур, что требует выполнения правил пожарной безопасности;

-          процессы очень энергоемкие, с использованием электричества, что требует выполнения правил электробезопасности;

-          возможность образования при протекании процессов водорода и кислорода, которые представляют собой пожароопасные и поддерживающие горение вещества;

-          возможность образования кислот и щелочей, способных вызвать активную коррозию металлических конструкций электролизера;

-         возможность образования хлора, который является отравляющим веществом.

13.Тема: Металлы. Общая характеристика

Все ученые применяют термин - металлы. Это простые вещества, обладающие характерным металлическим блеском, прекрасной тепло- и электропроводностью, ковкостью и др. Наиболее характерным свойством металлов является способность их отдавать свои валентные электроны и превращаться в положительно заряженные ионы (катионы), т. е. в реакциях металлы проявляют восстановительные свойства.

В периодической системе Д. И. Менделеева на долю металлов приходится около 80 % всех элементов: все s-элементы, d- и f-элементы и часть р-элементов.

Резкой границы между металлами и неметаллами провести нельзя. Рассмотрим это на элементах IV периода. Начинается он с калия (4s¹) - активного металла, легко отдающего свой единственный валентный электрон. Кальций (4s²) имеет на внешнем слое два валентных электрона, тоже активный металл. Далее по периоду слева направо растет число валентных электронов на внешнем энергетическом уровне d-элементов. Способность элементов к отдаче их уменьшаются, соответственно уменьшаются и восстановительные свойства металлов.

Однако, один и тот же элемент в разных степенях окисления может проявлять как свойства основные, так и кислотные. Например, хром (4s¹ 3d⁵) имеет степень окисления +2, +3, +6, образуя соответствующие соединения:

+2 CrO	+3 Cr2O3	+6 CrO3
Основные свойства	Амфотерные свойства	Кислотные свойства
Восстановительные свойства	Cr(OH)3 или	Окислительные свойства
Cr(OH)2	H2CrO3	H2CrO4

Следовательно, один и тот же элемент может проявлять свойства основные (в низшей степени окисления) и кислотные (в высшей степени окисления), т. е. резкой грани между металлами и неметаллами провести нельзя.

После d-элементов в IV периоде начинаются р-элементы (Ga, Ge, As), обладающие полупроводниковыми свойствами. Заканчивается период типичными неметаллами бромом и криптоном.

Классификация металлов

Единой классификации металлов нет. Чаще всего их классифицируют по какому-либо характерному признаку:

1. По плотности металлы подразделяются на легкие (плотность < 5 г/см³) и тяжелые (плотность > 5 г/см³).
   Примером самого легкого металла может служить литий, его плотность равна 0,53 г/см³, самого тяжелого - осмий, его плотность равна 22,48 г/см³.
2. По температурам плавления металлы делят на легкоплавкие, имеющие температуру плавления менее 800 °С (например, температура плавления калия - 63,6 °С, цинка - 419 °С), и тугоплавкие, которые имеют температуру плавления выше 800 °С (например, температура плавления хрома 1850 °С, марганца - 1247 °С).
   Это деление условное, очень зависит от степени чистоты металла. Чем он более чист, чем меньше содержит примесей, тем выше у него температура плавления.

Принято классифицировать металлы по положению их в периодической таблице Д. И. Менделеева:

1. Щелочные металлы (s-элементы I группы).
2. Щелочно-земельные металлы (s-элементы II группы).
3. Благородные металлы (d-элементы VIII группы Ru, Rh, Pd, Pt, Ir, Os, а также золото и серебро).
4. Редкоземельные металлы (лантаноиды, актиноиды, ванадий, молибден).
5. Цветные металлы, т. е. металлы, которые сами или их соединения имеют характерную окраску (медь, висмут и др.).
6. Черные металлы - железо и его сплавы.

Нахождение металлов в природе

В природе металлы находятся, как правило, в виде различных соединений (солей, оксидов, гидроксидов), но встречаются и в самородном состоянии (золото, платина). Встречаются руды сульфидные, карбонатные, оксидные и др., содержащие соответствующее соединение металла или, чаще, их смесь.

Например, встречаются следующие минералы:

• Оксиды: TiO₂ - рутил, Fe₂O₃ · 2H₂O - железняк, Al₂O₃ · 2H₂O - бокситы.
• Сульфиды: Fe₂S - железный колчедан, ZnS - сфалерит, PbS - галенит.
• Сульфаты: CaSO₄ · 2H₂O - гипс (строительный материал).
• Карбонаты: CaCO₃ · Mg CO₃ - доломит.

Физические свойства металлов

Все металлы, за исключением ртути, - твердые кристаллические вещества с характерным металлическим блеском. Металлы обладают различной твердостью: одни металлы очень мягкие и легко режутся ножом (натрий, калий), другие - очень твердые и приближаются по твердости к алмазу (хром).

Металлы хорошо проводят тепло, электричество, они упруги, пластичны. Все эти свойства металлов объясняются наличием определенного строения их кристаллических решеток, наличием обобществленных валентных электронов, осуществляющих прочную (металлическую связь) в металлических решетках.

Наличие свободных электронов во всех металлических структурах обуславливает существование общих свойств металлов и объясняет их.

1. Электропроводность. Поскольку обобществленные валентные электроны не связаны с определенными катионами, то под действием уже небольшой разности потенциалов электроны начинают перемещаться от + к – , поэтому возникает электрический ток.
   С увеличением температуры электропроводность уменьшается, так как с повышением температуры возрастает амплитуда колебаний катионов, что затрудняет перемещение электронов между ними. С уменьшением температуры электропроводность резко возрастает (сверхпроводимость при абсолютном нуле).
2. Теплопроводность металлов высокая, что объясняется наличием свободных электронов (аналогично электропроводности).
3. Прекрасная ковкость (пластичность) металлов объясняется легкостью скольжения одних слоев катионов относительно других. Вместе с ними перераспределяются и связывающие их электроны, поэтому разрыва металлической связи не происходит. Если взять неметалл, например серу кристаллическую, ударить ее молотком, то кристалл будет крошиться на мелкие кусочки, так как в сере электроны закреплены за конкретными атомами и если произойдет их сдвиг, то получается разрыв связи (ковалентной). На пластичность металлов большое влияние оказывают примеси, которые уменьшают свободу перемещения электронов и уменьшают пластичность.
4. Температура кипения и температура плавления зависят от структуры металла. Чем прочнее металлическая решетка (металлическая связь), тем прочнее металл, выше температура кипения и плавления.

Химические свойства металлов

Восстановительные свойства металлов.

В химических реакциях металлы в большинстве случаев являются восстановителями, т. е. отдают свои валентные электроны. Но по своей восстановительной способности металлы различны.

А. Щелочные металлы являются самыми сильными восстановителями, они легко отдают свой единственный валентный электрон.

Б. Благородные металлы очень трудно отдают свои электроны, их восстановительная способность очень мала и очень низка химическая активность. Их ионы легко присоединяют к себе электроны от более активных металлов, т. е. являются окислителями.

В. Остальные металлы по восстановительной способности лежат между вышеуказанными группами металлов.

Взаимодействие металлов с водой

Щелочные металлы легко взаимодействуют с водой при обычных условиях, вытесняя водород из Н₂О:

Li + 2Н2О = 2LiOН + H2, Li0 – 1e → Li+ - восстановитель Li, 2H+ + 2e → H2 - окислитель Н+.

Щелочно-земельные металлы менее химически активны и взаимодействуют с водой при нагревании, при повышенном давлении. Остальные металлы с водой практически не взаимодействуют.

Взаимодействие металлов с кислотами

Характер взаимодействия металлов с кислотами зависит от следующих факторов:

1. От типа кислоты.
2. От концентрации кислоты.
3. От активности металла.

Взаимодействие металлов с бескислородными кислотами

При действии бескислородных кислот (HCl, HF, H₂S, HBr), независимо от концентрации, происходит образование соли данного металла и выделение водорода. Ионы водорода выступают в качестве окислителя:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑, Mg0 – 2e → Mg+2 - восстановитель Mg0, 2H+ + 2e → H2 - окислитель Н+.

Взаимодействие металлов c серной кислотой

А. Разбавленная серная кислота. Происходит образование соли металла и выделяется водород. В качестве окислителя в разбавленной серной кислоте выступают ионы водорода:

Fe + H2SO4(разб.) = Fe SO4 + H2↑, Fe – 2e → Fe+2 - восстановитель Fe0, 2H+ + 2e → H2 - окислитель Н+.

Б. Концентрированная серная кислота. Происходит образование соли данного металла, воды и выделяется газообразный диоксид серы SO₂. В качестве окислителя выступают ионы кислотного остатка SO₄^2– (S⁺⁶):

Cu + 2 H2SO4 = CuSO4 + H2O + SO2, Cu0 – 2e → Cu+2 - восстановитель Cu, S+6 + 2e → S+4 - окислитель S+6.

Взаимодействие металлов с азотной кислотой

Происходит образование соли данного металла, воды, а также одного из соединений: NH₃, NH₄NO₃, N₂O, NO, N₂. Это зависит от концентрации кислоты и активности металла:

4Mg + 10HN+5O3(разб.) = 4Mg(NO3)2 + N–3H4NO3 + 3H2O, Mg0 – 2e → Mg+2 - восстановитель Mg0, N+5 + 8e → N–3 - окислитель N+5.

Концентрированная азотная кислота. Происходит образование соли данного металла, воды и выделяется газообразный диоксид азота NO₂:

Ag + 2HNO3(конц.) = Ag+NO3 + H2O + NO2, Ag0 – 1e → Ag+ - восстановитель Ag0, N+5 + 1e → N+4 - окислитель N+5.

Концентрированная азотная кислота и концентрированная серная кислота пассивируют при комнатной температуре железо, хром, алюминий и другие малоактивные металлы (за исключением меди). При этом на поверхности металла образуется защитная пленка, препятствующая его дальнейшему разрушению.

Взаимодействие металлов со щелочами

Со щелочами взаимодействуют только те металлы, оксиды и гидроксиды которых обладают амфотерными свойствами. Происходит образование комплексной соли металла и выделяется газообразный водород из щелочи:

2NaOH + Zn⁰ + 2H₂O = Na₂[Zn⁺²(OH)₄] + H₂0↑,

или

2NaOH  + Zn0 Na2ZnO2 + H20↑,

Zn0 – 2e → Zn+2, 2H+ + 1e → H20.

Взаимодействие металлов с неметаллами

В результате возможно образование следующих типов соединений:

Me_xO_y - оксиды. Все металлы, за исключением благородных, непосредственно соединяются с кислородом (при различных температурах).

Me_xC_y - карбиды. Их получают нагреванием порошкообразных металлов с углеродом или парами углеводородов. Карбиды имеют очень высокую температуру плавления и большую твердость (8-9 ед.). Самую высокую твердость, равную 10 ед., имеет алмаз.

Me_xN_y - нитриды. Образуются при нагревании металлов с азотом или аммиаком, обладают высокой твердостью, высокими температурами плавления, проявляют огнеупорные свойства.

Me_xH_y - гидриды. Получаются при нагревании металлов с водородом. Гидриды металлов III группы имеют полимерную структуру. Гидриды d-металлов имеют нестехиометрический состав (гидриды внедрения).

Возможно образование и других соединений металлов с другими неметаллами.

Получение металлов из руд

Различные виды встречающегося в природе минерального сырья, пригодного для получения металлов в промышленном масштабе, называются рудами.

В основе всех методов выделения металлов из руд лежит восстановление их по схеме:

Me⁺ⁿ + ne → Me⁰,

где n - валентность металла.

В качестве восстановителя применяют графит, оксид углерода СО↑, водород, активные металлы, электрический ток и др.

Способы получения металлов

Существуют следующие способы получения металлов из руд.

1. Пирометаллургические:

а) карботермический;

б) металлотермический.

2. Электрометаллургические.
3. Гидрометаллургические.

1. Пирометаллургический способ заключается в применении высоких температур в процессе восстановления металла.

Карботермический способ - восстановление оксидов металлов углеродом или оксидом углерода СО при высоких температурах:

Cu2	+ C		2Cu + CO↑.
куприт

В доменных печах в качестве восстановителя применяют оксид углерода (II)СО:

Fe₂O₃ + 3CO ↑ 2Fe + 3CO₂ ↑.

Металлотермический - в качестве восстановителей применяют более активные металлы при высоких температурах (Al, Mg, Ca и др.). Этим методом получают титан, уран, ванадий:

TiCl₄ + 2Mg Ti + 2MgCl₂.

Если в качестве восстановителя применяют алюминий, то этот метод получил название алюмотермии:

Cr₂O₃ + 2Al 2Cr + 2Al₂O₃.

Электрометаллургия - технология, основанная на применении электрической энергии для восстановления металлов.

Такие активные металлы, как K, Na, Са, Mg, Al и др., получают электролизом расплавов их соединений. Например, при электролизе расплава хлорида натрия получают металлический натрий и газообразный хлор. Расплав соли NaCl, анод С (графит):

(–) К Na⁺ + e ^→ Na⁰, восстановление,
(+) А 2Cl^– – 2e ^→ Cl₂↑, окисление.

Гидрометаллургия - технология, осуществляющая получение металлов из руд с помощью водных растворов специальных реагентов (кислот, щелочей, солей), которые переводят металлы из нерастворимого в руде состояния в водорастворимое. Далее металл из водных растворов выделяют либо восстановлением его более активным металлом, либо электролизом (если металл неактивный), либо экстракцией органическими соединениями.

Например, рассмотрим получение меди:

CuO↓ (т) + H₂SO₄(ж) = CuSO4(ж) + H₂O(ж).

Из полученного раствора медь можно выделить восстановлением железом:

CuSO₄ + Fe = Cu + FeSO₄.

Контрольные вопросы.

1. Каковы особенности электронного строения атомов металлических элементов? Чем объясняется относительно слабая связь валентных электронов атомов металлов с ядром?
2. Каково положение металлов в периодической системе элементов? Как изменяются свойства элементов по периоду, по группе?
3. Чем обусловлены характерные физические свойства металлов? От чего они зависят?
4. Что представляет собой металлическая связь?
5. Какие металлы нельзя хранить на воздухе? Почему? Напишите уравнения реакций этих металлов с кислородом. Как называются получающиеся соединения?
6. Какие металлы устойчивы к окислению кислородом воздуха? Почему?
7. Каков характер оксидов металлов? Как он меняется в периоде с увеличением порядкового номера элемента?
8. Как зависит характер оксидов металлов от степени окисления элемента, образующего эти окcиды?
9. Какие металлы взаимодействуют со щелочами? Каков механизм этого процесса?

14.Тема: Щелочные металлы.

Цели:- студенты должны знать характеристику элементов по положению в ПСХЭ, особенности строения их атомов, особенности химических свойств и важнейшие соединения;

            - уметь записывать уравнения реакций, характеризующих химические свойства элементов и их соединений.

Металлы главной подгруппы первой группы - литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций - называются щелочными элементами. Это название связано с тем, что гидроксиды двух главных представителей этой группы - натрия и калия - издавна были известны под названием щелочей. Из этих щелочей, подвергая их в расплавленном состоянии электролизу, Г.Деви в 1807 г. впервые получил свободные калий и натрий.

На внешней электронной оболочке атомы щелочных элементов имеют по одному электрону. На второй снаружи электронной оболочке у атома лития содержится два электрона, а у атомов остальных щелочных элементов - по восемь электронов. Имея во внешнем электронном слое только по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра, атомы довольно легко отдают этот электрон, т.е. характеризуются низкой энергией ионизации. Образующиеся при этом однозарядные положительные ионы имеют устойчивую электронную структуру соответствующего благородного газа (ион лития - структуру атома гелия, ион натрия - атома неона и т.д.). Лëгкость отдачи внешних электронов характеризует рассматриваемые элементы как наиболее типичные представители металлов: металлические свойства выражены у щелочных элементов особенно резко.

Одинаковое строение не только внешней, но и предпоследней электронной оболочки атомов всех щелочных элементов. В то же время увеличение заряда ядра и общего числа электронов в атоме при переходе сверху вниз по подгруппе создаëт некоторые различия в их свойствах. Как и в других группах, эти различия проявляются главным образом в увеличении лëгкости отдачи валентных и усилении металлических свойств с возрастанием порядкового номера. Щелочные металлы относятся к S - элементам.

Щелочные элементы в природе. Получение и свойства щелочных элементов. Вследствие очень лëгкой окисляемости щелочные элементы встречаются в природе исключительно в виде соединений. Натрий и калий принадлежат к распространëнным элементам: содержание каждого из них в земной коре равно приблизительно 2% (масс.). Оба металла входят в состав различных минералов и горных пород силикатного типа. Хлорид натрия содержится в морской воде, а также образует мощные отложения каменной соли во многих местах земного шара. В верхних слоях этих отложений иногда содержится довольно значительные количества калия, преимущественно в виде хлорида или двойных солей с натрием и магнием. Однако большие скопления солей калия, имеющие промышленное значение, встречаются редко. Наиболее важными из них являются соликамские месторождение в России, страссфуртские в Германии и эльзасские - во Франции. Залежи натриевой селитры находятся в Чили. В воде многих озëр содержится сода. Наконец, огромные количества сульфата натрия находятся в Туркменском солëном озере бывшего залива-лагуны Кара-Богаз-Гол Каспийского моря.

Значительно меньше, чем натрий и калий, распространены литий, рубидий и цезий. Чаще других встречаются литий, но содержащие его минералы редко образуют большие скопления. Рубидий и цезий содержатся в небольших количествах в некоторых литиевых минералах.

Все известные изотопы франция радиоактивны и быстро распадаются.

Натрий и литий получают электролизом расплавов их соединений, калий - восстановлением из расплавов КОН или КСI натрием, рубидий и цезий - восстановлением из их хлоридов кальцием. Все щелочные элементы кристаллизуются в кубической объëмно-центрированной решëтке с образованием простых веществ - металлов. Поэтому желая подчеркнуть металлическую природу простого вещества, щелочные элементы часто называют щелочными металлами. Они обладают металлическим блеском, который можно наблюдать на свежем разрезе металла. На воздухе блестящая поверхность металла сейчас же тускнеет вследствие окисления.

Щелочные металлы характеризуются незначительной твëрдостью, малой плотностью и низкими температурами плавления и кипения. Наименьшую плотность имеет литий, самую низкую температуру плавления - франций.

В большинстве случаев свойства щелочных металлов закономерно изменяется при переходе от лития к цезию. В основе наблюдающихся закономерностей лежит возрастание массы и радиуса атома в подгруппе сверху вниз.. Рост массы приводит к возрастанию плотности. Увеличение радиуса обуславливает ослабление сил притяжения между атомами, что объясняет снижение температур плавления и кипения и уменьшение энергии атомизации металлов, а также уменьшение энергии ионизации атомов при переходе от лития к цезию. Однако стандартные электродные потенциалы щелочных металлов изменяются в ряду Li - Cs не монотонно. Причина этого заключается в том, что величины электродных потенциалов связаны с несколькими факторами, различно изменяющимися при переходе от одного элемента подгруппы к другому.

Щелочные металлы принадлежат к числу наиболее активных в химическом отношении элементов. Их высокая химическая активность обусловлена в первую очередь низкими значениями энергии ионизации их атомов - лëгкостью отдачи ими валентных электронов. При этом энергия ионизации уменьшается при переходе от лития к цезию. Ясно, что восстановительная активность при этом возрастает.

Все щелочные металлы энергично соединяются с кислородом. Рубидий и цезий самовоспламеняются на воздухе; литий, натрий и калий загораются при небольшом нагревании. Характерно, что только литий, сгорая, образует нормальный оксид Li₂O, остальные же щелочные элементы превращаются в пероксид (Na₂O₂) и супероксиды (KO₂, RbO₂, CsO₂).

Не менее энергично, чем с кислородом, взаимодействуют щелочные металлы с галогенами, особенно с хлором и фтором.

В ряду напряжений щелочные металлы стоят далеко впереди водорода и вытесняют водород из воды; при этом образуются сильные основания, например:

2K + 2HOH = 2KOH + H₂↑

Легко отдавая при химических реакциях свои валентные электроны, щелочные металлы являются самыми энергичными восстановителями. Их восстановительная способность настолько велика, что они могут восстанавливать даже атомы водорода, превращая их в отрицательно заряженные ионы Н-. Так, при нагревании щелочных металлов в струе водорода получаются их гидриды, например:

2Na + H₂ = 2NaH.

Гидриды щелочных металлов имеют ионное строение. Металл входит в их состав в виде катиона, а водород - в виде аниона.

Большинство солей щелочных металлов хорошо растворимы в воде. Мало растворимы LiF, Li₂CO₃, Li₃PO₄, Na[Sb(OH)₆], KCIO₄, K₂[PtCI₆], Rb₂[PtCI₆], RbCIO₄, и CsClO₄.

Щелочные металлы и их соединения широко используются в технике. Литий применяется в ядерной энергетике. В частности, изотоп ₃⁶Li служит промышленным источником для производства трития, а изотоп ₃⁷Li используется как теплоноситель в урановых реакторах. Благодаря способности лития легко соединяться с водородом, азотом, кислородом, серой, он применяется в металлургии для удаления следов этих элементов из металлов и сплавов. LiF и LiCI входят в состав флюсов, используемых при плавке металлов и сварке магния и алюминия. Используется литий и его соединения и в качестве топлива для ракет. Смазки, содержащие соединения лития, сохраняют свои свойства при температурах от –60 до +150°С. Гидроксид лития входит в состав электролита щелочных аккумуляторов, благодаря чему в 2 - 3 раза возрастает срок их службы. Применяется литий также в керамической, стекольной и других отраслях химической промышленности.

Цезий и рубидий применяются для изготовления фотоэлементов. В этих приборах, преобразующих лучистую энергию в энергию электрического тока и основанных на явлении фотоэлектрического эффекта, используется способность атомов цезия и рубидия отщеплять валентные электроны при действии на металл лучистой энергии.

Однако наибольшее практическое значение имеют натрий, калий и их соединения.

Натрий (Natrium). Металлический натрий получают электролизом расплава хлорида натрия, к которому для снижения температуры плавления добавляют хлорид кальция.

В расплавленном состоянии хлориды натрия и кальция смешиваются неограниченно, а в твëрдом - нерастворимы друг в друге.

Натрий представляет собой серебристо белый металл. Он настолько мягок, что легко режется ножом. Вследствие лëгкой окисляемости на воздухе натрий хранят под слоем керосина.

Важнейшие области применения натрия - это атомная энергетика, металлургия, промышленность органического синтеза. В атомной энергетике натрий и его сплав с калием применяются в качестве жидкометаллических теплоносителей. Сплав натрия с калием, содержащий 77,2% (масс.) калия, находится в жидком состоянии в широком интервале температур (темп. плав. –12,8°С), имеет высокий коэффициент теплопередачи и не взаимодействует с большинством конструкционных материалов ни при обычных, ни при повышенных температурах. В металлургии натрий термическим методом получают ряд тугоплавких металлов, а восстанавливая натрием КОН выделяют калий. Кроме того, натрий используется как добавка, упрочняющая свинцовые сплавы. В промышленности органического синтеза натрий используется при получении многих веществ. служит также катализатором при получении некоторых органических полимеров.

С ртутью натрий образует твëрдый сплав - амальгаму натрия, которая иногда используется как более мягкий восстановитель вместо чистого металла.

Важнейшие соединения натрия с кислородом - это оксид натрия Na₂O и пероксид натрия Na₂O₂.

Пероксид натрия Na₂O может быть получен путëм пропускания над натрием, нагретым не выше 180°С, умеренного количества кислорода или нагреванием пероксида натрия с металлическим натрием.:

Na₂O₂ + 2Na = 2Na₂O

Оксид натрия бурно реагирует с водой с образованием гидроксида натрия и выделением большого количества теплоты:

Na₂O + H₂O =2NaOH

Пероксид натрия Na₂O₂ образуется при сжигании натрия на воздухе или в кислороде.

Пероксид натрия - очень сильный окислитель. Многие органические вещества при соприкосновении с ним воспламеняются.

При осторожном растворении пероксида натрия в холодной воде получается раствор, содержащий гидроксид натрия и пероксид водорода

Na₂O₂ + H₂O NaHO₂ + NaOH;

При действии на пероксид натрия разбавленных кислот также получается пероксид водорода, например:

Na₂O₂ + H₂SO₄ = H₂O₂ + Na₂SO₄

Пероксид натрия применяется для отбелки тканей, шерсти, шëлка и т. п. Важное значение имеет реакция взаимодействия пероксида натрия с диоксидом углерода:

2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂

На этой реакции основано применение пероксида натрия для регенерации воздуха в изолированных помещениях.

Гидроксид натрия NaOH образует твëрдые белые, очень гигроскопичные кристаллы, плавящиеся при 322°С. Ввиду сильного разъедающего действия на ткани, кожу, бумагу и другие органические вещества он называется также едким натром («натр» - старое название пероксида натрия).

В воде гидроксид натрия растворяется с выделением большого количества теплоты вследствие образования различных гидратов.

Гидроксид натрия следует хранить в хорошо закупоренных сосудах, так как он легко поглощает из воздуха диоксид углерода, постепенно превращаясь в карбонат натрия.

Основным способом получения гидроксида натрия является электролиз водного раствора хлорида натрия. Кроме электролитического способа получения гидроксида натрия, иногда ещë применяют более старый способ - кипячение раствора соды с гашëной известью:

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃↓ + 2NaOH

По окончании реакции раствор сливают с осадка карбоната кальция и, и выпарив воду, сплавляют полученный гидроксид натрия. Полученный таким образом гидроксид натрия называют каустической содой.

Гидроксид натрия - один из важнейших продуктов основной химической промышленности. В больших количествах он потребляется для очистки продуктов переработки нефти; гидроксид натрия широко применяется в мыловаренной промышленности, бумажной, текстильной и других отраслях промышленности, а также при производстве искусственного волокна.

Натрий образует соли со всеми известными кислотами. Многие соли натрия образуют кристаллогидраты с довольно большим содержанием кристаллизационной воды (например, Na₂S₂O₃·5H₂O, Na₂CO₃·10H₂O, Na₂SO₄·10H₂O).

В организме человека натрий в виде его растворимых солей, главным образом хлорида, фосфата и гидрокарбоната, содержится в основном во внеклеточных жидкостях - плазме крови, лимфе, пищеварительных соках. Осмотическое давление плазмы крови поддерживается на необходимом уровне прежде всего за счëт хлорида натрия.

Калий (Kalium). Подобно натрию, калий широко распространëн в природе и не встречается в свободном состоянии из-за высокой активности. А.Е.Ферсман установил, что из 1000 К+ - ионов только два доходят до морских бассейнов, а 998 поглощается почвенным покровом. Соединения же натрия легко вымываются из почв и концентрируются в морях и океанах. Но в то же время, как показал К. К. Гедройц, К+ - ионы удерживаются почвой столь слабо, что могут поглощаться растительными клетками.

Соли калия редко образуют Крупные месторождения. В Европе известны Соликамское, Западно-украинское, Стассфуртское и Эльзасское месторождения. Наиболее распространены минералы сильвинит KCI·NaCI, карналлит КСI·MgCI2·6H₂O и каинит КСI·MgSO₄·3H₂O.

Калий - серебристо-белый металл, активнее натрия, хранят его также под слоем керосина.

Металлический калий окисляется и горит на воздухе, непосредственно соединяется с галогенами, серой, фосфором. С водородом при 350°С он образует гидрид КН, разлагаемый водой, как и гидрид натрия. Калий вытесняет водород из воды легче, чем натрий:

2К + 2Н₂О = Н₂↑ + 2КОН

Гидроксид калия КОН в технике получают электролизом водного раствора хлорида калия; это твëрдое кристаллическое вещество, похожее на гидроксид натрия, оно гигроскопично, разрушает животные и растительные ткани.

Главные потребители гидроксида калия - мыловарение, производство карбоната калия К₂СО₃ и хлората калия КСIO₃.

Почти все соли калия хорошо растворимы в воде, но в отличие от солей натрия не содержит кристаллизационной воды. Вместе с азотом и фосфором калий - один из основных элементов питания растений; при отсутствии его они погибают. Калий участвует в процессе фотосинтеза, недостаток его в почве понижает интенсивность фотосинтеза, приводит к снижению содержания сахаров в корнеплодах свëклы и крахмала в зерне, отмиранию листьев растений, повышению восприимчивости к грибным и бактериальным заболеваниям, снижению всхожести семян.

Различают доступный для растений обменный калий почвы и недоступный - необменный, входящий в состав силикатов и алюмосиликатов. Обычно доступного для растений калия в почвах недостаточно: поэтому для получения высоких урожаев сельскохозяйственных культур (особенно сахарной свëклы и картофеля) вносят калийные удобрения.

Хлорид калия КСI - наиболее концентрированное калийное удобрение. Добывают его из природных руд - сильвинита и карналлита.

Нитрат калия (калийная селитра) КNO₃ содержит два элемента питания растений - калий и азот. Такие удобрения называют сложными. Получают нитрат калия в результате обменной реакции:

KCI + NaNO₃ = KNO₃ + NaCI

Отделяют нитрат калия от хлорида натрия, пользуясь их различной растворимостью.

Нитрат калия используют также в производстве тугоплавкого стекла и чëрного пороха.

Метафосфат калия КРО₃ также представляет собой сложное удобрение, содержащее два элемента питания растений - калий и фосфор.

Сульфат калия К₂SO₄ получают из природных калийных солей и применяют как удобрение.

Карбонат калия (или поташ) К₂СО₃ раньше выделяли из золы растений (например, подсолнечника); сейчас в промышленности его получают, пропуская оксид углерода (IV) через раствор гидроксида калия. Содержащийся в золе карбонат калия используют как калийное удобрение. Он необходим также в мыловарении и стекольном производстве, в фотографии и при крашении тканей.

Характеризуя калийные удобрения, содержание калия в них пересчитывают на оксид К₂О. Например, говорят, что сильвинит КСI·NaCI может содержать от 12 до 25% (мас.) К₂О, хотя в сильвините оксида калия нет.

15.Тема: « Общая характеристика неметаллов»

Цели:- знать положение неметаллов в ПСХЭ ,особенности строения их атомов, физические и химические свойства на примере галогенов, азота и фосфора;

- уметь осуществлять цепочки превращений с участием соединений неметаллов.

1.Характеристика неметаллов по положению в ПСХЭ.

Неметаллы – это химические элементы, для аомов которых характерна способность принимать электроны.

Элементы-неметаллы занимают правый верхний угол в диагонали В-Аt. Значение электроотрицательности высокое: 2 – 4.

На наружнем энергетическом уровне 4-7 электронов, окислительные способности элементов.

В двойственном положении оказался элемент Н. Он расположен в I группе, т.к. на наружнем слое 1 электрон и в VII гр.т.к. до завершения наружнего уровня ему не хватает 1 электрона.

Закономерности изменения свойств элеменов в периодах:

1)увеличивается заряд ядра;

2)радиус атома уменьшается;

3)число электронов на внешнем уровне увеличивается;

4)электроотрицательность увеличивается;

5)окислительные свойства усиливаются;

6)неметаллические свойства усиливаются.

Закономерности изменения свойств элеменов в группах:

1)увеличивается заряд ядра;

2)радиус атома увеличивается;

3)число электронов на внешнем уровне не меняется;

4)электроотрицательность уменьшается;

5)окислительные свойства ослабевают;

6)неметаллические свойства ослабевают.

Неметаллов всего 16. Два из них, С и Si, составляют 76% массы земной коры. Шесть неметаллов биогенные: О, Н, С, Р, N, S. Образуют органические вещества. Элемент Н – главный элемент Вселенной, образует атмосферы звёзд..

1. Строение атомов. Физические свойства.

Связь в молекулах простых веществ ковалентная неполярная

Н-Н, О=О.

А) Молекулярное строение: газообразные вещества (Н2,О2, О3, N2, F2) или твердые вещества (Р4, I2, S8) и одна жидкость Br. Эти вещества летучи, легкоплавки, способны к возгонке.

Возгонка – способность переходить из твёрдого состояния в газообразное и наоборот, минуя промежуточную жидкую фазу.

Б) Атомное строение: имеют вещества, образующие длинные цепи атомов (С, В, Si, Se, Te).

В) Многие элементы – неметаллы образуют несколько простых веществ. Это свойство называется аллотропия.

Этим свойством обладают: С,Р, О, Si, As, S, Se, Te.

Г) Цвет неметаллов разнообразен.

Д) Диэлектрики.

Е) Непластичны.

Ж) Большинство не имеют металлического блеска.

Оксиды неметаллов.

В оксидах неметаллов ковалентная полярная связь. Это вещества, преимущественно с молекулярным типом связи:

СО2, СО, SO2, N2O, NO и др. газы,

SO3, N2O3 жидкости,

Р2О5, N2O5, SeO2 твёрдые летучие.

Атомное строение имеет SiO2.

Оксиды: солеобразующие (кислотные).

                несолеобразующие SiO, N2O, NO, NO2, CO.

При растворении оксидов в воде  (солеобразующих) получаются гидроксиды, являюиеся кислотами.

                                                                                                    SO3                   H2SO3                   MgSO3

Если оксид нерастворим в воде:

                                                                                                    SiO2                    Na2SiO3              H2SiO3

В периодической системе изменяются свойства высших оксидов:

Период : SiO2    P2O5     SO3      Cl2O7

                                                                                        

               Усиление кислотных свойств

Группа: SO3     SeO3      TeO3

                                                                                                                               

              Ослаблеие кислотных свойств

Кислотные свойства зависят от степени окисления неметалла в оксиде:

N2O3    N2O5                   SO2    SO3                Cl2O     Cl2O3       Cl2O5        Cl2O7

                                                                                                                                                                                           

Направление усиления кислотных свойств в сторону увеличения степени окисления.

1.     Тема: Пятая группа периодической системы

К главной подгруппе пятой группы периодической системы принадлежат азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.

Эти элементы, имея, пять электронов в наружном слое атома, характеризуются в целом как неметаллы. На S - подуровне электроны спарены, а на Р. подуровне все три электрона непарные. При возбуждении атомов происходит распаривание S электронов и переход одного из них в d - подуровень (за исключением атома азота, внешние электроны которого не имеют d - подуровня). Однако, способность к присоединению электронов у них выражена слабее, чем у соответствующих элементов VI и VII групп. Благодаря наличию пяти наружных электронов, высшая положительная окисленность элементов этой подгруппы +5, а отрицательная –3. Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь рассматриваемых элементов с водородом менее полярна, чем связь с водородом элементов VI-VII групп. Поэтому водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода и, т. о., не обладают кислотными свойствами.

Физические и химические свойства элементов подгруппы азота изменяются с увеличением порядкового номера в той же последовательности, которая наблюдалась в ранее рассмотренных группах. Но так как неметаллические свойства выражены у азота слабее, чем у О₂ и тем более F₂, то ослабление этих свойств при переходе к следующим элементам, влечëт за собой появление и нарастание металлических свойств. N₂ и Р типичные неметаллы, т.е. кислотообразователи. У мышьяка сильнее выражены неметаллические свойства. У сурьмы неметаллические и металлические свойства проявляются приблизительно в одинаковой степени. Для висмута характерно преобладание металлических (основных) свойств.

Азот в природе, его получение, свойства, применение

Азот - элемент необыкновенный. Обозначает по Лавуазье «безжизненный» «начало и конец всех начал».

Большая часть N₂ находится в природе в свободном состоянии. Свободный азот является главной составной частью воздуха, который содержит 78,2% N₂. Общее же содержание азота в поверхностных оболочках земли около 0,04% (масс.). Неорганические соединения азота не встречаются в природе в больших количествах, если не считать натриевую селитру NaNO₃, образующую мощные пласты на побережье Тихого океана в Чили.

Содержание связанного N₂ в почве незначительно (до 1кг на 1т) к тому же большая его часть входит в состав органических соединений и непосредственно недоступен для растений. Однако, постепенно, в результате деятельности бактерий, органические соединения азота превращаются в минеральные - аммонийные соли и нитраты, которые усваиваются растениями, азот входит в состав растительных белков.

Животные получают готовые белковые вещества от растений; в организмах животных содержится от 1 до 10% азота, в шерсти и в рогах его около 15%.

Все важнейшие части клеток (например, протоплазма и ядро) построены из белковых веществ. Превращения, которым подвергаются белки в клетках растений и животных составляют основу всех жизненных процессов. Без белка нет жизни, а без азота нет белка.

В промышленности азот получают сжижением воздуха, который затем испаряется в специальных установках, причëм азот испаряется первым и т.о. отделяется от других компонентов воздуха.

В лабораториях азот получают разложением нитрита аммония при нагревании

NH₄NO₂ N₂ + 2H₂O,

Или пропусканием аммиака над раскалëнным оксидом меди (II)

2NH₃ + 3CuO = N₂↑ + 3Cu + 3H₂O

Азот - бесцветный газ не имеющий запаха и весьма мало растворимый в воде. Он немного легче воздуха. В 100 объëмах Н₂О при 20°С растворяется 1,54 объëма азота. Кипит жидкий азот при –195,8°С, а затвердивает в снегообразную массу при –210°С.

Молекулярный азот - химически малоактивное вещество. Но если бы азот не был бы так инертен, в атмосфере произошли бы реакции азота и кислорода, и жизнь на нашей планете в тех формах, в которых она существует, стала бы невозможной. Растения и животные захлëбывались бы в потоках оксидов и кислот.

Малая активность азота объясняется большой прочностью его молекул, имеющих тройную связь и обуславливающей высокую энергию активации реакций, протекающих с участием азота. Однако, при нагревании он начинает реагировать со многими металлами - Mg, Ca, Ti, образуя нитриды.

3Mg + N₂ = Mg₃N₂

с водородом N₂ вступает во взаимодействие при высоких температурах (500-550°С) и давлении (800 атм) в присутствии кислорода. Реакция азота с кислородом начинается при 3000-4000°С.

В лабораториях азот иногда применяют для защиты легко окисляющихся веществ от окисления кислородом воздуха. Основное же применение азот находит в качестве исходного продукта для получения (синтеза) аммиака и азотной кислоты в производстве удобрений. Кроме того, он применяется для заполнения электрических ламп, для создания инертной среды при промышленном проведении некоторых химических реакций, при перекачке горючих жидкостей.

NH₃ - аммиак - бесцветный газ с едким запахом и жгучим вкусом. Он значительно легче воздуха. Масса одного литра аммиака равен 0,7713 г. При давлении 8,46атм. и 20°С аммиак сжижается, образуя легкоподвижную бесцветную, обладающую сильным светопреломлением жидкость, кипящую при –33,4°С. Температура плавления –77,7°С. Холодная вода чрезвычайно жадно поглощает аммиак; 1мл. Н₂О при О°С растворяет 1176 мл., а при 20°С - 702мл. аммиака. Однако, при кипячении аммиака из водных растворов полностью улетучивается.

Концентрированный водный раствор аммиака содержит 25 процентов аммиака., имеет плотность 0,91 г/см³ в технике называется аммиаком, а в домашнем обиходе - нашатырный спирт. (аптечный нашатырный спирт содержит 10% аммиак.). При охлаждении водных растворов аммиака ниже –77,8°С выпадает кристаллогидрат NH₃·H₂O.

Водные растворы аммиака имеют щелочную реакцию. Установлено, что основная масса аммиака находится в водном растворе в виде гидротированных молекул NH₃·nH₂O и приблизительно 0,4% растворëнного аммиака химически взаимодействующего с водой

NH₃ + H₂O ^↔ NH₄⁺ + OH^–

Наличием гидроксид - ионов в растворе и объясняется щелочная реакция водных растворов аммиака.

По традиции водный раствор аммиака обозначают NH4OH, называют гидроксидом аммония, а щëлочность раствора объясняют диссоциацией гидроксида аммония.

Водный раствор аммиака считают слабым основанием (К = 1,79·10^–5)

В химическом отношении аммиак довольно активен, взаимодействует со многими веществами и проявляет только восстановительные свойства, т.к. азот в нëм имеет степень окисления только –3 и не может приобретать электроны. Аммиак горит в струе кислорода жëлто-зелëным пламенем, окисляясь до свободного азота:

– 3		0		0		– 2
4NH3	+	3О2	=	2N2	+	6H2O –

Но в присутствии катализатора (платина) окисление аммиака идëт дальше до одноокиси азота:

	Кат.
4NH3 + 5O2	⇔	4NO + 6H2O

Последняя реакция используется в современном техническом способе получения азотной кислоты. Вообще большая часть синтезируемого аммиака расходуется на производство азотной кислоты и азотных удобрений.

Испаряясь при –33,4°С, жидкий аммиак поглощает из окружающей среды много тепла, вызывая охлаждение. Это свойство его используют в холодильных установках для получения искусственного льда. Кроме того, жидким аммиаком замораживают грунт при строительстве подземных сооружений. Водные растворы аммиака находят применение в химической промышленности, лабораторной практике, в медицине, в домашнем обиходе.

Жидкий аммиак и нитраты аммония - как удобрение в сельском хозяйстве. Преимущество жидкого аммиака перед другими удобрениями - высокое содержание азота (82,2%).

В настоящее время аммиак получают синтезом

N₂ + 3H₂ ^⇔ 2NH₃

Равновесие смещено в право действием высокого давления (≈800атм.) Промышленный синтез аммиака ведут в присутствии катализатора и при 500-550°С.

Кислородные соединения азота

Азот образует несколько оксидов отличающихся по свойствам: N₂O, NO, NO₂, N₂O₄, N₂O₅. Оксиды N₂O, Noнесолеобразующие, остальные солеобразующие.

Оксид азота N₂O(I) получают при нагревании нитрата аммония:

NH₄NO₃ = N₂O ↑ + 2H₂O

Это бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом, в 1 объëме воды при 20°С растворяется 0,63 объëма N₂O, но без химического взаимодействия. Оксид азота (I) N₂O устойчив только при комнатной температуре, при повышенных температурах разлагается на азот и кислород. Поэтому многие вещества (лучинка, сера, фосфор) горят в атмосфере N₂O ярче, чем на воздухе.

Строение молекулы N₂O можно изобразить схемой:

О: :N: :N из которой видно, что валентность центрального атома азота равна 4, а крайнего 2, однако степень окисления равна +1. При этом центральный атом азота выделяет не поделëнную электронную пару на образование одной ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму. Если обозначить еë, как обычно стрелкой, то формула строения N₂O приобретает следующий вид: О = N → N. Ни с водой, ни с кислотами N₂O не реагирует. Вдыхание небольших количеств N₂O приводит к притуплению болевой чувствительности , вследствие чего этот газ применяют в смеси с кислородом для наркоза. Большие количества N₂O действуют на нервную систему возбуждающе, поэтому раньше его называли «веселящий газ».

Диоксид азота NO₂ - бурый ядовитый газ, обладающий характерным запахом. Он легко сгущается в красноватую жидкость (Тем. Кип 21°С), которая при охлаждении интенсивно светлеет и при –11,2°С замерзает, образуя бесцветную кристаллическую массу. При нагревании NO₂ его окраска наоборот усиливается, а при 140°С становится почти чëрной, изменение окраски NO₂ при повышении температуры сопровождается изменением его молекулярной массы. При низкой температуре плотность газа приблизительно отвечает удвоенной формуле N₂O₄.

NO₂ - очень сильный окислитель. Многие вещества могут гореть в атмосфере NO₂, отнимая у него кислород. Диоксид серы окисляется им в триоксид, на чëм основан нитрозный метод получения серной кислоты.

SO₂ + NO₂ + H₂O = H₂SO₄ + NO При растворении в воде NO₂ вступает в реакцию с водой, образуя азотную и азотистую кислоты.

2NO₂ + H₂O = HNO₃ + HNO₂

Поэтому диоксид азота можно считать смешанным ангидридом этих кислот.

3HNO₂ = HNO₃ + 2NO + NO₂

Поэтому практически взаимодействие диоксида азота с водой, особенно горячей идëт согласно уравнению

6NO₂ + 2H₂O = 4HNO₃ + 2NO

Если растворить диоксид азота в щелочах, то образуется смесь солей азотной и азотистых кислот.

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O

Оксид азота (III) или азотистый ангидрид N₂O₃ представляет собой тëмно-синею жидкость, уже при низких температурах разлагающееся на NO и NO₂.Смесь равных объëмов NO NO₂ при охлаждении вновь образует N₂O₃

NO + NO₂ ^⇔ N₂O₃

Оксиду азота (III) соответствует азотистая кислота HNO2

2NaNO₂ + H₂SO_{4 (разб)} = 2HNO₂ + Na₂SO₄

Оксид азота (V) или азотный ангидрид N₂O₅ - белые кристаллы , уже при комнатной температуре постепенно разлагающееся на NO₂ и О₂. Он может быть получен действием фосфорного ангидрида на азотную кислоту

2HNO₃ + P₂O₅ = N₂O₅ + 2HPO₃

Оксид азота (V) - очень сильный окислитель. Многие органические вещества при соприкосновении с ним воспламеняются. В воде оксид азота (V) хорошо растворяется с образованием HNO₃.

АЗОТИСТАЯ КИСЛОТА

Если нагреть нитрат калия или нитрат натрия, то они теряют часть кислорода и переходят в соли азотистой кислоты. Разложение идëт легче в присутствии свинца.

KNO₃ + Pb = KNO₂ + PbO

Соли азотистой кислоты - нитриты - образуют кристаллы хорошо растворимые в воде (за исключением нитрита серебра) При действии на раствор какого-нибудь нитрита разбавленной серной кислотой получается свободная азотистая кислота.

2NaNO₂ + H₂SO4 = 2HNO₂ + NaSO₄

Она принадлежит к типу слабых кислот (К=4·10^–4) и известна только в разбавленных водных растворах. При его нагревании азотистая кислота распадается:

2HNO₂ = NO + NO₂ + H₂O

Степень окисления азота в азотистой кислоте равна +3, т.е. является промежуточной между низшими и высшими из возможных значений степени окисления азота. Поэтому азотистая кислота проявляет окислительно-восстановительную двойственность. Под действием восстановителей она восстанавливается (обычно до NO), а в реакциях с окислителем - окисляется до азотной кислоты. Примерами могут служить следующие реакции:

2HNO₂ + 2KI + H₂SO₄ = 2NO + I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O
5HNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 5HNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

АЗОТНАЯ КИСЛОТА

В лаборатории азотную кислоту получают, действуя на еë соли концентрированной серной кислотой при нагревании:

NaNO₃ + H₂SO_4(конц.) = HNO₃ + NaHSO₄

Ранее этот единственный метод использовался и в промышленности для получения азотной кислоты из чилийской селитры NaNO₃. Но уже в 1904 был предложен цианоамидный способ связывания атмосферного азота с получением аммиака

N₂ + CaC₂ = CaCN₂ + C
CaCN₂ + 3H₂O = 2NH₃ + CaCO₃

В 1905 году был предложен другой метод «сжигания воздуха», основанный на пропускании воздуха через электрическую дугу, в результате чего получается оксид азота (II), окисляющийся кислородом воздуха до оксида азота (IV) который растворяют в воде и получают азотную кислоту.

N₂ + O₂ = 2NO         2NO + O₂ = 2NO₂
6NO₂ + 2H₂O = HNO₃ + 2NO

В дальнейшем эти способы уступили место методу синтеза и переработки аммиака как более экономичному и пригодному для много тоннажному производству. Промышленное получение азотной кислоты основано на каталитическом окислении синтетического аммиака.

Аммиак окисляют кислородом воздуха в присутствии катализатора (Pt с родием) до оксида азота (II):

4NH₃ + 5O₂ = 4NO↑ + 6H₂O

превращающегося на воздухе в оксид азота (IV). Последний взаимодействует с водой (в присутствии кислорода воздуха) и получается азотная кислота.

NO₂ + O₂ + 2H₂O = 4HNO₃

Чистая азотная кислота - бесцветная жидкость плотностью 1,53г/см³ при t = 42°C. Застывающая, в прозрачную кристаллическую массу, кипит при +86°С. Она гигроскопичная «дымит» на воздухе, т.к. пары еë образуют с влагой воздуха капли тумана.

Промышленность выпускает 68% азотную кислоту(плотность 1,4г/см³). В продажу поступает «дымящая» азотная кислота, содержащая 96-98% азотной кислоты, окрашенной в красно-бурый цвет растворëнной двуокисью азота.

Азотная кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот; в разбавленных растворах она полностью распадается на ионы:

HNO₃ ^⇔ H⁺ + NO₃^–

Характерным свойством азотной кислоты является еë ярко выраженная окислительная способность. Азотная кислота - одна из энергичных окислителей. Многие неметаллы легко окисляются ею, превращаясь в соответствующие кислоты. Так, сера, при кипячении в азотной кислоте постепенно окисляется в серную кислоту

6HNO_3(конц.) + S = H₂SO₄ + 6NO₂ ↑ + 2H₂O

фосфор - в фосфорную кислоту:

5НNO_{3(разбав.)} + 3Р + 2Н₂О = 3Н₃РО₄ + 5NO↑

Тлеющий уголëк, погруженный в концентрированную азотную кислоту, ярко разгорается:

4НNO₃ + 3C = 4NO↑ + 3CO₂↑ + 2H²O

Степень окисленности азота в азотной кислоте равна пяти. Выступая в качестве окислителя, азотная кислота может восстанавливаться до различных продуктов:

+4	+5	+2	+1	0	–3	–3
NO2,	N2O5,	NO,	N2O,	N2,	NH4NO3,	NH3

Какое из этих веществ образуется,т.е насколько глубоко восстанавливается азотная кислота в том или ином случае, зависит от природы восстановителя и от условий реакций, прежде всего от концентрации кислоты. Чем выше концентрация азотной кислоты, тем менее глубоко она восстанавливается. При реакциях с концентрированной кислотой чаще всего выделяется NO₂. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами, например Сu, выделяется NO. В случае более активных металлов - Fe,Zn образуется N₂O. Сильно разбавленная азотная кислота взаимодействует с активными металлами - Zn, Mg, Al - с образованием иона аммония.

2НNO_3(конц.) + Ag = NO₂↑ + AgNO₃ + H₂O
4НNO_3(разб.) + 3Ag = NO↑ + 3AgNO₃ + 2H₂O
4HNO_3(конц.) + Сu = 2NO2↑ + Cu(NO₃)₂ + 2H₂O
8HNO_3(разб.) + 3Сu = 2NO↑ + 3Cu(NO₃)₂ + 4H₂O
10HNO_3(конц.) + 4Ca = N₂O↑ + 4Ca(NO₃)₂ + 5H₂O
10HNO_3(разб.) + 4Сa = NH₄NO₃ + 4Ca(NO₃)₂ + 3H₂O

Достаточно активный металл цинк в зависимости от концентрации азотной кислоты может восстанавливать еë до оксида азота (I) N₂O, свободного азота N₂ и даже до аммиака NH₃. Как правило, при взаимодействии азотной кислоты с металлами не происходит выделения водорода.

Концентрированная азотная кислота не действует на железо, хром, алюминий (без нагревания). Более того она «пассивирует» эти металлы.

Но наиболее сильным окислительным действием отличается смесь одного объëма концентрированной азотной кислоты и три объëма концентрированной соляной кислоты, называемая «царской водкой». Она растворяет «царя металлов» - золото и другие металлы, окислительное действие еë обусловлено выделением при взаимодействии кислот атомарного хлора:

HNO₃ + 3HCI = 2CI + NOCI + 2H₂O

NOCI - хлорид нитрозила

NOCI = NO + CI
HNO₃ + 3HCI = 3CI + NO + 2H₂O

Золото растворяется с образованием золотохлористоводородной кислоты:

Au + 3CI + HCI = H[AuCI₄]

Cуммарное уравнение окисления золота царской водкой имеет вид:

Au + 4HCI + HNO₃ = H{AuCI₄} + NO↑ + 2H₂O

В данном уравнении дан избыток соляной кислоты с образованием комплексного соединения. Если взять по соотношению, то получим:

Au + 3HCI + HNO₃ = AuCI₃ + NO↑ + 2H₂O
3Pt + 4HNO₃ + 12HCI = 3PtCI₄ + 4NO↑ + 8H₂O,

Если взять избыток соляной кислоты то получим:

3Pt + 4HNO₃ + 18HCI = 3H₂[PtCI₆] + 4NO↑ + 8H₂O

Азотную кислоту производит основная химическая промышленность. Эта кислота необходима для получения азотных удобрений, пластических масс, искусственного волокна, органических красителей и лаков, лекарственных и взрывчатых веществ, серной кислоты по нитрозному способу.

НИТРАТЫ. АЗОТНЫЕ УДОБРЕНИЯ

Соли азотной кислоты называются нитратами. Все они хорошо растворяются в воде, а при нагревании разлагаются с выделением кислорода. При этом нитраты наиболее активных металлов переходят в нитраты:

2Cu(NO₃)₂ = 2CuO + NO₂↑ +O₂↑

Нитраты наименее активных металлов (серебро, золото) разлагаются при нагревании до свободного металла.

2AgNO₃ = 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑

Наибольшее значение имеют нитраты натрия, калия и кальция, которые на практике называются селитрами. Все селитры используются как удобрения. Более перспективны комплексные удобрения.

• Аммонизированный суперфосфат NH₄H₂PO₄ + CaHPO₄
• Аммонизированный суперфосфат содержит до 20%(масс.) Р₂О₅ и 2-3%(масс.) азота.
• Аммофос NH₄H₂PO₄ - содержит 44% (масс.) Р₂О₅ и 11% (масс.) азота.
• Диаммофос (NH₄)₂HPO₄ - содержит 52% (масс.) Р₂О₅ и 20% (масс.) азота.
• Нитрофоска - тройное удобрение. Содержит три компонента (азот, фосфор, калий).
• Мочевина или карбомид CO(NH₂)₂.

17.Тема: Общая характеристика шестой группы.
Сера, еë нахождение в природе, свойства, применение.

Элементы главной подгруппы шестой группы периодической системы - это : кислород, сера, селен, теллур, полоний. Во внешней электронной оболочке атомы этих элементов содержат шесть электронов два на S орбитали и четыре на Р орбитали. Атом кислорода отличается от атомов других элементов подгруппы отсутствием D-подуровня во внешнем электронном слое Поэтому валентность кислорода равна 2. По величине электроотрицательности он уступает только фтору, поэтому только в соединении с этим элементом (ОF₂) еë степень окисления равна (+2). В остальных случаях равна (–2) и в пероксиде водорода (–1) и лишь за счëт не поделëнных пар атом кислорода образует дополнительную связь по донорно-акцепторному механизму. У серы и у остальных элементов подгруппы число неспаренных электронов в атоме может быть увеличено путëм перевода S и Р-электронов на d подуровень внешнего слоя. В связи с этим указанные элементы проявляют ковалентность, равную не только 2, но также 4 и 6.

Все элементы этой подгруппы неметаллы кроме полония, хотя и менее активные по сравнению с галогенами. В своих соединениях они проявляют как отрицательную, так и положительную окисленность. В соединениях с металлами и водородом их степень окисления, как правило равна –2. В соединениях с неметаллами, например с кислородом, она может иметь значение +4 и +6. Сверху вниз появление новых электронных слоëв влечëт за собой увеличение радиусов атомов, уменьшение электроотрицательности, понижение окислительной активности

Шестая группа ПСХЭ.

Сера

Сера - одно из немногих веществ, которыми уже несколько тысяч лет назад оперировали первые «химикиº. Она стала служить человечеству задолго до того, как заняла в таблице Д.И.Менделеева клетку под №16. В наше время сера одно из важнейших видов сырья для многих химических производств. По распространению в природе сера занимает 15 место. Содержание серы в земной коре составляет 0,05% (массовая доля). Это немало. Сера химически активна и вступает в реакции с большинством элементов. Поэтому в природе сера встречается не только в свободном виде, но и виде разнообразных неорганических соединений. Особенно распространены сульфиды (щелочных и щелочноземельных металлов) и сульфиды (FeS₂, Cu₂S, ZnS, PbS.) Сера есть в углях, сланцах, нефти, природных газах, в организме животных и растений.

Физические свойства

Чистая сера - хрупкое кристаллическое вещество жëлтого цвета, хорошо растворимое в сероуглероде, бензоле, анилине. Сера в воде не растворяется. Сера плохо проводит теплоту и электричество.

У серы несколько аллотропных модификаций: ромбическая (или октаэдрическая), призматическая (или моноклинная) и пластическая. Лимонно-жëлтые кристаллы чистой серы полупрозрачны. Чаще всего встречается ромбическая сера (наиболее устойчивая модификация) - кристаллы имеют вид октаэдров со срезанными углами. В эту модификацию при комнатной (или близкой к комнатной температуре) превращаются все прочие модификации. Известно, что при кристаллизации из расплава (температура плавления серы 119,5«C) сначала получаются игольчатые кристаллы (моноклинная форма). Но эта модификация неустойчива и при температуре 95,6«С она переходит в ромбическую. Подобный процесс происходит и с другими модификациями. Если расплавленную серу вылить в холодную воду, образуется эластичная, во многом похожая на резину масса (пластическая сера). Но проходит несколько дней и масса перекристаллизуется. Становится жëсткой и ломкой. Молекулы кристаллов серы состоит из восьми атомов (S8), а различие в свойствах модификаций серы объясняется полиформизмом - неодинаковым строением кристаллов. Атомы в молекуле серы построены в замкнутый цикл, образующий своебразный венец. При плавлении связи в цикле рвутся и циклические молекулы превращаются в линейные.

Химические свойства

В химическом отношении сера - типичный неметалл, активно взаимодействует со многими металлами, образуя сульфиды:

Fe + S = FeS

а также с некоторыми неметаллами - кислородом, водородом (при нагревании) галогенами:

S + O2 = SO₂
H2 + S = H₂S
CI₂ + 2S = S₂CI₂ (хлорид серы)

Соединения серы. Сероводород, сульфиды

Н₂S - важнейшее водородное соединение серы, в котором она проявляет степень окисления –2. Сероводород можно получить непосредственно соединяя водород и серу

Н₂ + S     Н₂S - однако эта реакция обратима и неудобна для практических целей.

В лаборатории сероводород получают действием на сульфид железа разбавленной HCI или H₂SO₄

FeS + 2HCI = ↑H₂S + FeCI₂

H₂S - бесцветный газ с сильным неприятным запахом. Он ядовит и вызывает отравление, т.к. с железом гемоглобина крови образует сульфид железа. Сероводород горит голубоватым пламенем, окисляясь до двуокиси серы:

2Н₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O

При недостатке кислорода сероводород окисляется до свободной серы

2Н₂S + O₂ = 2S + 2H₂O

В водных растворах сероводород ведëт себя как слабая двухосновная кислота, которая диссоциирует в две ступени:

Н₂S     H⁺ + HS ^– (K₁ = 5,7 ·10 ^–8),
HS ^–     H⁺ + S^2– (K₂ = 1,2 · 10^–13)

Средние соли сероводородной кислоты - сульфиды, но чаще получают их действием сероводорода на соли:

ZnSO₄ + H₂S = ↓ZnS + H₂SO₄
CuSO₄ + H₂S = ↓CuS + H₂SO₄

Серебряные и медные предметы чернеют в воздухе и воде, содержащих сероводород. Это происходит от того, что они покрываются налëтом соответствующего сульфида. При этом окислителем служит кислород, находящийся в воздухе или растворëнный в воде:

4Аg + 2H₂S + O₂ = 2AgS + H₂O

Кислородные соединения серы

У серы несколько соединений с кислородом, но важнейшие из них оксид серы (SO₂) IV и оксид серы (SO₃) V.

Оксид серы четыре получают при горении серы на воздухе:

S + O₂ = SO₂

Но в лаборатории еë чаще получают действием HCI на сульфиты

Na₂SO₃ + 2HCI = SO₂↑ + 2NaCI + H₂O

или взаимодействием концентрированной серной кислотой с медью:

2Н₂SO_4конц. + Cu = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

В сернокислотном производстве оксид серы (IV) получают обжигом пирита:

4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂↑

Сернистый ангидрид - бесцветный газ с резким запахом горящей серы, сжижается при –10°С, затвердевает при –70°С. Он ядовит, вдыхание воздуха, содержащего более 0,2% оксида серы (IV) вызывает заболевание. При испарении жидкого SO₂ происходит сильное понижение температуры до – 50°С. SO₂ хорошо растворяется в воде (около 40 объëмов в одном объëме воды при 20°С).

При этом частично происходит взаимодействие с водой и образуется сернистая кислота:

SO₂ + H₂O     H₂SO₃    H⁺ + HSO₃^–     2H⁺ + SO₃^2–

Сернистая кислота нестойкая, существует только в растворах при нагревании еë раствора равновесие смещается влево и выделяется оксид серы (IV).

В окислительно-восстановительных реакциях сернистая кислота играет роль восстановителя и окисляется до серной кислоты

+4		0		+6			–
Н2SO3	+	CI2	+	H2O	=	H2SO4	+	2HCI

Она постепенно окисляется до серной кислоты даже кислородом воздуха. Но взаимодействуя с более сильным восстановителем, например с сероводородом или сернистой кислотой, ведëт себя как окислитель и восстанавливается до свободной серы:

+4		–2		0
H2SO3	+	2H2S	=	3S	+ 5H2O

Сернистая кислота образует 2 ряда солей. Средние соли называются сульфитами, а кислые - гидросульфиты. Сульфиты и гидросульфиты - восстановители. При их окислении получаются соли серной кислоты. Сульфиты наиболее активных металлов при прокаливании разлагаются с образованием сульфидов и сульфитов (реакция самоокисления - самовосстановления)

4Na₂SO₃ = Na₂S + 3Na₂SO₄

Сульфиты калия и натрия применяются для отбеливания некоторых материалов в текстильной промышленности при крашении ткани, в фотографии. Раствор Са(НSO₃)₂ (эта соль существует только в растворе) применяется для переработки древесины в так называемою сульфитную целлюлозу, из которой потом получают бумагу.

Серный ангидрид. Серная кислота

Серный ангидрид SO3 - получают в технике пропуская смесь газов, образующихся при обжиге серного колчедана и других сульфидных руд над катализаторами (платина, ванадиевые соединения WO₃, оксиды хрома и железа).

2SO₂ + O₂ 2SO₃ + Q

Атом серы в молекуле SO₃ cвязан с атомами кислорода тремя двух центровыми σ - связями и одной четырëх центровой π - связью.

Серный ангидрид исключительно энергично соединяется с водой, образуя серную кислоту:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Химически чистая Н₂SO₄ - тяжëлая, бесцветная, маслянистая жидкость, кристаллизующаяся при 10,4°С. Продажная чистая серная кислота имеет плотность 1,84 г/см³ и содержит 96% серной кислоты. Выпускается также 100% серная кислота - моногидрат. Раствор SO₃ в H₂SO₄ носит название «олеум». С водой серная кислота образует гидраты, жадно поглощая пары воды и отнимая воду у углеводов (сахар, клетчатка), обугливая эти органические вещества. Концентрированная серная кислота, особенно горячая - энергичный окислитель. Она окисляет НI и HBr, (но не НСI) до свободных галогенов, уголь до СО₂, серу - до SO₂:

8HI + H₂SO₄ = 4I₂ + H₂S↑ + 4H₂O
2HBr + H₂SO₄ = Br₂ + SO₂↑ + 2H₂O
C + 2H₂SO₄ = CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O
S + 2H₂SO₄ = 3SO₂ + 2H₂O

Взаимодействие серной кислоты с металлами протекает различно в зависимости от еë концентрации. Разбавленная серная кислота окисляет своим ионом водорода. Поэтому она взаимодействует только с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода.

Zn + H₂SO_4разб. = ZnSO₄ + H₂↑

H₂SO_4конц. является окислителем за счëт серы(VI)

Серная концентрированная кислота является окислителем за счëт серы (VI). Она окисляет металлы стоящие в ряду напряжений до серебра включительно. Продукты еë восстановления могут быть различными в зависимости от активности металла и от условий (концентрация кислоты и температура). При взаимодействии с малорастворимыми металлами, например, с медью, кислота восстанавливается до SO₂

0		+6		+2		+4
Cu	+	2H2SO4конц.	=	CuSO4	+	SO2	+	2H2O

При взаимодействии с более активными металлами, продуктами восстановления могут быть как SO₂? так и свободная сера и сероводород:

Zn + 2H₂SO₄ = ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
3Zn + 4H₂SO₄ = 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O
4Zn + 5H₂SO₄ = 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

Серная кислота образует 2 ряда солей - средние и кислые. Средние соли серной кислоты называются сульфатами, кислые гидросульфатами.

Важнейшие соли

1. Na₂SO₄ - кристаллизуется из водных растворов с десятью молекулами воды-Na₂SO₄·10H₂O и в таком виде называется глауберовой солью. Сульфат натрия применяется в медицине и ветеринарии, в производстве соды и стекла.
2. К₂SO₄ - ценное калийное удобрение.
3. СаSO₄·2H₂O (гипс) применяют для гипсования почв (засоленных) в целях их улучшения. Нагреванием до 150°С гипс переводят в алебастр

CaSO₄ ^→ 2CaSO₄·H₂O

Находит применение в строительном деле, медицине, стоматологии, архитектуре.

4. Медный купорос(СuSO₄·5H₂O) используют для борьбы с вредителями и возбудителями грибковых заболеваний растений. Из СuSO₄ и Са(ОН)₂ готовят бордосскую жидкость - средство защиты растений. В промышленности сульфат меди расходуется на получение медьсодержащих ядохимикатов (парижская зелень), а также некоторых красителей.
5. FeSO₄·7H₂O - железный купорос(сельскохозяйственный ядохимикат), применяется также для протравливания тканей, консервирования дерева, изготовления чернил.

Значение серной кислоты

Серная кислота - один из важнейших продуктов основной химической промышленности; к последней относится производство кислот, щелочей, солей, минеральных удобрений.

Основным потребителем серной кислоты является производство минеральных удобрений. Она служит для получения многих других кислот, применяется в большом количестве в органическом синтезе, при производстве взрывчатых веществ, для очистки керосина, нефтяных масел и продуктов коксохимической промышленности(бензола, толуола), при изготовлении красок, травления чëрных металлов (снятие окалины).

Для чего нужна сера

Для автомобиля - 14кг серы, для 1т. целлюлозы - 100кг серы. Резиновая промышленность - для вулканизации каучуков. В сельском хозяйстве сера применяется как в элементарном виде, так в различных соединениях. Она входит в состав минеральных удобрений и препаратов для борьбы с вредителями. Наряду с калием и фосфором и другими элементами сера необходима растениям. Сера помогает усваивать фосфор. Серу вводят в почву вместе с фосфоритной мукой. Имеющиеся в почве бактерии окисляют еë, образующаяся серная и сернистая кислоты реагируют с фосфоритами, и в результате получаются фосфорные соединения, хорошо усваиваются растениями. Однако основной потребитель серы химическая промышленность. Примерно половина добываемой в мире серы идëт на производство серной кислоты. Чтобы получить 1т. серной кислоты, нужно сжечь около 300кг серы.

Значительное количество серы и серной кислоты используется в производстве взрывчатых веществ и спичек. Чистая сера нужна для для производства красителей и светящихся составов. Соединения серы необходимы при производстве антидетонаторов, смазочных веществ для аппаратуры сверх высоких давлений. Сера необходима в пищевой, текстильной, горнодобывающей промышленности. Подсчитано, что в производстве 88 из 150 важнейших химических продуктов используют либо саму серу, либо еë соединения.

18.Тема: «Химия в народном хозяйстве».

 

Понятие о пестицидах.
Микроэлементы и удобрения

Собирательный термин пестициды (от лат.pestis - разрушение, зараза и cide - убивать) объединяет вещества, токсичные для вредных организмов и применяемые для защиты растений от насекомых - вредителей, возбудителей болезней и сорняков.

Применение пестицидов весьма эффективно и не требует больших затрат труда. Подсчитано, что каждый рубль, затраченный на химическую защиту растений, сохраняет урожай на 10-12 руб. Установлено также, что применение ядов для борьбы с сорняками в посевах зерновых культур повышает урожай приблизительно на 3 ц с 1 га.

К пестицидным соединениям предъявляют определëнные требования. Они должны быть высоко токсичными для вредителей, возбудителей болезней и сорняков, но практически безвредны для культурных растений, сельскохозяйственных животных и человека. Это свойство пестицидов называют избирательностью (селективностью) действия. Необходимо также, чтобы пестициды действовали на большое число видов вредных насекомых или возбудителей болезней. Помимо этого, они должны быть транспортабельными, дешëвыми, не корродирующими аппаратуру (опрыскиватели, опыливатели и т.п.). Пестициды, выпускаемые промышленностью, должны удовлетворять требованиям ГОСТов в отношении содержания действующего начала.

Пестициды классифицируют по объектам и способам применения, химическому составу. Например, по объектам применения различают: инсектициды - яды для борьбы с вредными насекомыми, зооциды - с грызунами, гербициды - с сорняками, фунгициды - с грибками, бактерициды - с бактериями, вызывающими заболевания растений. Применяют также препараты, вызывающие сбрасывание листьев (дефолианты) и высыхание растений (десиканты). Известны соединения, отпугивающие насекомых (репелленты) и привлекающие их (аттрактанты).

По способу проникновения яда в организм насекомого различают инсектициды кишечные, контактные, системного действия и фумиганты.

Инсектициды кишечного действия применяют против насекомых с грызущим ротовым аппаратом (гусениц, саранчовых, жуков). Эти яды убивают насекомых, попадая в их пищеварительный аппарат. К ним относят арсенаты и арсенаты натрия и кальция, парижскую зелень Cu(CH₃COO)₂·3Cu(AsO₂)₂, хлорид бария ВаСI₂·2H₂O, фторид натрия NaF, гексафторосиликат натрия Na₂[SiF₆] и др.

Инсектициды контактного (наружного) действия предназначены для уничтожения насекомых с колющесосущим ротовым аппаратом (тлей, щитовок, клопов). Действуют они лишь при контакте с поверхностью тела насекомых, через нервные окончания. Сюда относятся минеральные масла, мыла, яды растительного происхождения (инкотин, анабазин, пиретрин), некоторые синтетические хлорорганические препараты: гексахлорциклогексан и др.

Инсектициды системнго действия поглощаются корнями из почвы, и растения на некоторое время (до уборки урожая) становятся токсичными для насекомых. К системным инсектицидам относятся синтетические фосфорорганические соединения (метафос, тиофос, октаметил и т. п.).

Фумиганты, или окуриватели, - это группа инсектицидов, действующих в парообразном или газообразном состоянии через дыхательную (трахейную) систему насекомых. Из них чаще других применяют оксид серы (IV) - сернистый газ SO₂, сероуглерод СS₂, синильную кислоту HCN, бромистый метил СН₃Вr и др.

Разумеется, эта классификация инсектицидов условна, так как некоторые из них (например, гексахлоран) оказывают на насекомых и контактное, и кишечное, и фумигационное действие.

Зооциды применяют против мышей, полëвок, крыс, сусликов главным образом в виде отравленных приманок, которые могут содержать фосфид цинка Zn₃P₂, сульфат таллия (I) TI₂SO₄, белый мышьяк Аs₂O₃, специальный синтетический препарат «крысид».

Фунгициды и бактерициды, обладающие свойством убивать споры грибков и бактерий, широко применяют для защиты растений от различных заболеваний. Прежде всего к ним относятся различные протравители семян: формальдегид СН₂О, сулема HgCI₂, гранозан (этилмеркурхлорид С₂Н₅НgCI), меркуран и т.п. Для защиты от болезней зелëных (вегетирующих) растений используют также медный купорос СuSO₄·5H₂O, хлороксид меди 3СuO·CuCI₂·4H₂O, бордосскую жидкость, синтетические органические препараты.

Гербициды служат для так называемой «химической прополки» посевов. Производство синтетических гербицидов избирательного действия уже достигло больших масштабов. Важнейшие группы гербицидно-активных соединений - это растворимые соли хлоруксусных, хлорпропионовых, хлорбензойных и хлорфеноксиуксусных кислот, их другие производные.

Один из них, как, например, 2,4-Д (2,4-дихлорфеноксиацетат натрия) и 2М-4Х (2-метил,4-хлорфеноксиацетат натрия), избирательно уничтажают двудольные сорные растения (марь, щирицу, ярутку, осоты), не повреждая злаковые - пшеницу, рожь, рис, кукурузу. Другие (например, трихлорацетат натрия) избирательно убивают сорняки-злаки в посевах технических, овощных и плодоягодных культур. Синтетические хлорсодержащие гербициды нарушают белковый и углеводный обмен, ростовые и ферментативные процессы у той или иной группы растений, вызывают их гибель.

По химическому составу синтетические пестициды подразделяют на хлорорганические (гексахлоран, гептахлор, полихлорпинен и др.), фосфорорганические (тиофос, карбофос, хлрофос, меркаптофос, и т.п.), серусодержащие, азотосодержащие. Некоторые из них могут быть отнесены к различным группам, например, хлорофос является и хлорорганическим, и фосфорорганическим препаратом.

Микроэлементы и микроудобрения

Основными химическими элементами, необходимыми для жизнедеятельности растений, считают углерод, кислород, водород, азот, фосфор, калий, кальций, магний, железо и серу. Элементы минерального питания растений: азот, фосфор, калий и некоторые другие - необходимы растениям в больших количествах. Поэтому они получили название макроэлементов, а удобрения, содержащие эти элементы, - микроудобрений или обычных удобрений.

Однако помимо перечисленных десяти макроэлементов растениям необходимы также бор, медь, марганец, цинк, кобальт, молибден и др. Поскольку в растениях эти элементы содержатся в ничтожно малых количествах (тысячные - стотысячные доли процента), они получили название микроэлементов. Соответственно вещества, содержащие микроэлементы и вносимые в почву для повышения урожая сельскохозяйственных культур, именуют микроудобрениями.

Микроэлементы повышают активность ферментов, катализирующих биохимические процессы в организмах растений, способствуют синтезу белков и нуклеиновых кислот, витаминов, сахаров и крахмала. Некоторые микроэлементы оказывают положительное действие на фотосинтез, ускоряют рост и развитие растений, созревание семян.

Едва ли не наибольшее значение среди микроэлементов имеет бор. Он оказывает специфическое влияние на углеводный обмен в растениях , необходим для нормального роста и деления клеток, образования семян.

Подзолистые и болотные почвы особенно бедны бором. При борном голодании растения не образуют семян или дают их слишком мало; у льна наблюдается повышенная поражаемость бактериозом, а у сахарной свëклы - гниль сердечка.

Под влиянием борных микроудобрений повышается урожай сахарной свëклы, бобовых и овощных культур, семян льна. Менее отзывчивы на внесение борных удобрений злаковые культуры.

Практикуется подкормка растений соединениями бора через почву или опрыскиванием листвы (внекорневая подкормка), эффективна предпосевная обработка семян водными растворами борной кислоты.

Химическая промышленность выпускает следующие борсодержащие удобрения.

• Осаждëнные бораты магния содержат около 9% (масс.) бора (растворимого в 2%-ной лимонной кислоте, но нерастворимого в воде) и приблизительно 32% (масс.) оксида магния.
• Бородатолитовое удобрение (продукт обработки датолитовой руды серной кислотой) содержит до 14,5% (масс.) водорастворимой борной кислоты.
• Боросуперфосфат содержит 1,6-2% (масс.) борной кислоты и 16-18% (масс.) усвояемого оксида фосфора (V).
• Бородвойной суперфосфат содержит 6-7% (масс.) борной кислоты и боратов, а также 42-43% (масс.) усвояемого оксида фосфора (V).
• Термические бораты (продукт спекания силикатов бора с известняком и другими химикалиями) содержат 4-16% (масс.) лимоннорастворимого бора (в пересчëте на Н₃ВО₃).

Медь входит в состав окислительных ферментов, усиливает энергию дыхания, влияет на белковый и углеводный обмен, повышает устойчивость растений к грибковым заболеваниям. Медное голодание снижает урожай зерна у хлебов.

Медные микроудобрения эффективны на осушенных торфяных, песчаных, дерново-глеевых почвах при внесении под зерновые и кормовые культуры, лëн и коноплю. В качестве медных микроудобрений используют пиритные (колчеданные) огарки, содержащие 0,3-0,6% (масс.) меди, следы цинка, кобальта, молибдена, а также бедные медьсодержащие руды [0,5-1,5% (масс.) меди].

Марганец участвует в окислительно-восстановительных процессах живой клетки и в азотном обмене, способствует интенсивности дыхания. Недостаток марганца в доступной для растений форме характерен для нейтральных и слабощелочных почв.

Марганцовыми микроудобрениями служат: марганцовые шламы, т.е. нерастворимые отходы обогащения марганцовых руд [15-18% (масс.) марганца]; марганизированный суперфосфат [1,5-2% (масс.) марганца и 17,5-18% (масс.) оксида фосфора (V)]; сульфат марганца технический [21-22% (масс.) марганца].

Цинк - составная часть дыхательного фермента карбоангидразы. При недостатке его в почве разрушаются так называемые ростовые вещества растений - ауксины. Цинковое голодание иногда наблюдается на песчаных, супесчаных, гравийных и карбонатных почвах у кукурузы, бобовых, плодовых и цитрусовых. В качестве микроудобрений применяют промышленные отходы, содержащие соли цинка.

Молибден известен как микроэлемент, влияющий на фиксацию атмосферного азота бобовыми растениями, он участвует также в окислительно-восстановительных реакциях, в углеводном, азотном и фосфорном обмене растений.

Как молибденсодержащие удобрения применяют молибденизированный суперфосфат [0,05-0,2% (масс.) молибдена и 18-20% (масс.) усвояемого оксида фосфора (V)],а также молибдат аммония (в виде раствора).

Кобальт особенно необходим бобовым растениям, так как играет важную роль в процессах фиксации атмосферного азота. Недостаток кобальта отрицательно сказывается при выращивании клевера, сахарной свëклы, льна на торфяно-болотных и дерново-подзолистых почвах. Обычно используют растворимые соли кобальта.

Микроэлементы необходимы не только растениям, но и животным. Недостаток кобальта в растительных кормах отрицательно сказывается на состоянии крупного рогатого скота и овец, которые заболевают сухоткой. Добавление в кормовые рационы солей кобальта (хлорида или нитрата) оказывает профилактическое действие и излечивает животных от этого заболевания. Под действием кобальта увеличивается содержание гемоглобина в крови, витамина В₁₂ в тканях.

Недостаток меди в растительных кормах вызывает болезнь крупного рогатого скота - лизуху, некоторые другие заболевания.

Пониженное содержание марганца в кормах - причина заболевания цыплят; однако оно проходит при добавлении на килограмм корма 6-7 мг марганца (в виде соли).

Недостаток йода в растительной пище сказывается на здоровье человека, вызывает Базедову болезнь.

1.2.Тема: ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН.

Цель:- знать формулировку П.З., строение периодической системы,закономерности изменения свойств элементов;

          - уметь применять знания на практике.

Важнейшая задача химии заключается в изучении свойств элементов, в выявлении общих закономерностей их химического взаимодействия. Самое крупное научное обобщение в решении этой проблемы сделал Д.И. Менделеев, открывший в 1861г. Периодический закон и табличное его выражение - Периодическую систему элементов. Вследствие этого величайшего открытия стало возможным химическое предвидение, предсказание свойств новых химических элементов и соединений.

Периодическая система Менделеева является естественной систематикой атомов химических элементов. Учение о строении атомов вскрыло физический смысл Периодического закона.

Оказалось, что периодичность изменения свойств элементов и их соединений зависит от повторяющейся сходной структуры электронной оболочки их атомов. Химические и некоторые физические свойства являются функцией строения электронной оболочки, особенно еë наружных слоëв.

Периодичный закон, открытый Д.И. Менделеевым в 1869 г., в современной формулировке гласит:

свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Заряд ядра (число протонов) равен атомному номеру элемента, определяет число электронов в атоме и, как следствие этого, строение его электронной оболочки в основном состоянии.

Графическим изображением периодического закона является таблица периодической системы элементов. Формы такого изображения различны.

Принципиальный подход к построению таблиц единый – элементы располагаются в порядке возрастания заряда ядер их атомов. Физической основой структуры периодической системы элементов служит определенная последовательность формирования электронных конфигураций атомов по мере роста порядкового номера элемента Z.

В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают 4 типа элементов:

1.       s–элементы – последним заполняется s-подуровень внешнего энергетического уровня;

2.       p–элементы – p–подуровень внешнего энергетического подуровня;

3.       d – элементы – d–подуровень предпоследнего энергетического уровня.

4.       f–элементы – f–подуровень третьего снаружи уровня.

Элементы со сходной электронной конфигурацией (заполняются однотипные подуровни) внешних энергетических уровней обладают и сходными химическими свойствами.

Периодом называется последовательный ряд элементов, электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяются от ns¹ до ns²np⁶ (для первого периода s¹ и s²). При этом номер периода совпадает со значением главного квантового числа и внешнего энергетического уровня.

Каждый из периодов (исключая первый) начинается типичным металлом и заканчивается благородным газом, которому предшествует неметалл, то есть в периоде с увеличением заряда ядра атомов наблюдается постепенное изменение свойств от металлических к типично неметаллическим, что связывается с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

Первые три периода создают s- и p- элементы. Четвертый и последующие - включают в свой состав также элементы, у которых происходит заполнение d- и f-подуровней соответствующих внутренних энергетических уровней. f-элементы объединяются в семейства, называемые лантанидами (4f-элементы) и актинидами (5f-элементы).

В вертикальных колонках, называемых группами, объединены элементы, имеющие сходное электронное строение. В короткопериодном варианте таблицы всего 8 групп, каждая из которых состоит из главных и побочных подгрупп. У элементов главных подгрупп последними заполняются s- и p- подуровни внешних энергетических уровней, электронные конфигурации которых являются основным фактором, определяющим химические свойства элементов. У элементов побочных подгрупп происходит заполнение внутренних (n-1)d- и (n-2)f-подуровней при наличии на внешнем энергетическом уровне 1 – 2 электронов.

Элементы-аналоги имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов при разных значениях главного квантового числа n и поэтому проявляют сходные химические свойства.

Таким образом, при последовательном увеличении зарядов атомных ядер периодически повторяется конфигурация электронных оболочек и, как следствие, периодически повторяются химические свойства элементов. В этом заключается физический смысл периодического закона.

Элементы главных и побочных подгрупп различаются своими химическими свойствами, однако им присуще  и общее, что объединяет их в одну группу - номер группы. Он, как правило, указывает на число электронов, которое может участвовать в образовании химических связей. В этом состоит физический смысл номера группы.

Таким образом, у элементов главных подгрупп валентными (то есть участвующими в образовании химических связей) являются электроны внешнего энергетического уровня, а у элементов побочных подгрупп – и электроны предпоследних уровней. Это основное различие между элементами главных и побочных подгрупп.

Поскольку электронная конфигурация атомов химических элементов изменяется периодически с ростом заряда   их ядер, все свойства, определяемые электронным строением, закономерно изменяется по периодам и группам периодической системы. К таким свойствам относятся прежде всего различные химические и физические характеристики элементов:  атомные и ионные радиусы, сродство к электрону, степень окисления, атомный объем и др. Периодически изменяются также многие химические и физические свойства простых и сложных веществ, образованных элементами–аналогами.

Закономерности изменения рассматриваемых параметров в системе элементов имеет периодический характер. Наиболее общие из них следующие:

1. в периодах по мере роста заряда ядер радиусы атомов уменьшаются;
2. в группах с ростом заряда ядер радиусы атомов увеличиваются, при этом в группах А такое увеличение происходит в большей степени, чем в группах В.

Электроотрицательность - условная величина, характеризующая способность атома в химическом соединении притягивать к себе электроны.

Для практической оценки этой способности атома введена условная относительная шкала электроотрицательности (ЭО). По такой шкале наиболее электроотрицательным среди элементов, способных образовывать химические соединения, является фтор, а наименее электроотрицательным – франций.

В периоде с ростом порядкового номера элемента ЭО возрастает, а в группе, как правило – убывает.

Периодический закон и Периодическая система беспрерывно развиваются и уточняются. Доказательством этому служит современная формулировка Периодического закона: свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра их атомов. Таким образом, положительный заряд ядра (а не атомный вес по Менделееву) оказался более точным аргументом, от которого зависят свойства элементов и их соединений.

Контрольные вопросы.

1. Система элементов Д. И. Менделеева, его формулировка периодического закона.
2.  Современная формулировка периодического закона.
3. В чем причина периодического изменения свойств элементов и их соединений?
4. Как по положению элемента в таблице Д. И. Менделеева предсказать:
   состав ядра (количество протонов и нейтронов), количество электронов;
   структуру электронной оболочки атома;
   число валентных электронов, свойства его самого и его основных соединений.
5. Калий и медь элементы одной группы, одного периода, а свойства их резко отличаются (калий очень активный металл, а медь очень пассивна). Причины?

1.3.Тема: «Состояние электронов в атомах»

Цели: - знать историю учения о строении атомов, виды энергетических уровней и подуровней, распределение электронов по уровням и подуровням в атомах различных элементов;

          - уметь составлять схемы строения атомов.

Атом – электронейтральная система, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Ядра атомов состоят из двух типов частиц (нуклонов) – протонов (р) и нейтронов (n). Заряд протона равен по величине и противоположен по знаку заряду электрона; масса его равна приблизительно одной а.е.м.  Нейтрон – незаряженная частица с массой,  приблизительно равной массе протона.

Линейные размеры атома - ~10^{-8 см, ядра - ~10-12}-10^{-13 см.} 

Основная масса атома сосредоточена в ядре и характеризуется массовым числом А, равным сумме чисел протонов (заряда ядра) Z и нейтронов N: А=Z+N.

Главной характеристикой атома является заряд ядра (Z). Он определяет число электронов, находящихся вокруг ядра, т.е. принадлежность атома к данному виду химических элементов, и соответствует атомному номеру (в периодической системе элементов – порядковому номеру) элемента.

В обозначении атома элемента отражаются массовое число и количество протонов - , например .

Относительная атомная масса элемента является средней величиной массовых чисел его природных изотопов с учетом степени их распространения. Например, хлор в природе находится в основном в виде двух изотопов - (75,43%) и (24,57%). Относительная атомная масса хлора составляет .

Основой современной теории строения атома являются законы и положения квантовой (волновой) механики – раздела физики, изучающего движение микрообъектов.

Микрообъекты обладают одновременно корпускулярными и волновыми свойствами. Для описания движения микрочастиц используется вероятностный подход, то есть определяется не их точное положение, а вероятность нахождения в той или иной области околоядерного пространства.

Состояние электрона в атоме описывается с помощью квантовомеханической модели – электронного облака, плотность соответствующих участков которого пропорциональна вероятности нахождения электрона. Обычно под электронным облаком понимают область околоядерного пространства, которая охватывает примерно 90% электронного облака. Эта область пространства называется также орбиталью.

Последовательность заполнения энергетических подуровней в основном соответствует следующему ряду:

1s  2s  3s  3p  4s  3d  4p  5s  4d  5p  6s  4f  5d  6p  7s  5f  6d  7p  и т.д.

При наличии однотипных орбиталей их заполнение происходит в соответствии с правилом Хунда:   в пределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным.

Рис. 1.1  Форма и пространственная ориентация электронных                  облаков  s-, p- и  d-орбиталей.

Существует два способа составления схем распределения электронов в атоме:  а)  в виде формул электронных конфигураций, например, для ₁₉К – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹, где показатель степени указывает число электронов на данном подуровне;

б) в виде квантовых ячеек – для изображения электронной орбитали и стрелок, направление которых указывает на ориентацию спинов электронов:

				s	p
			n=2	­¯	­¯	­	­
			n=1	­¯

 

Контрольные вопросы.

1.Назовите имена великих ученых, которые способствовали становлению атомно-молекулярного учения.

2.Кто впервые ввел понятие “атомный вес”, сделал химию из науки качественно-описательной количественной?

3.Что такое атом, нуклоны? Дать их характеристику.

4.Назовите имена ученых, давших первые значимые модели атома. Их положительные и отрицательные стороны.

5.Что такое атомная орбиталь?

6.Что такое электронные формулы элементов?

7.Каков порядок заселения электронами энергетических уровней и подуровней? Какие правила при этом соблюдаются? Каково максимальное число электронов на подуровнях, уровнях при данном п?

8.Зачем нужно знание электронных структур атомов элементов?

Контрольный тест.

1.Число протонов, нейтронов и электронов для изотопа Мп^55:

А)55р, 25п, 55е;                  Б)25р,55п,25е;

В)25р,30п,25е;                     Г)55р,25п,25е.

2.Восемь электронов на внешнем электронном слое имеет:

А)S                  Б)Si                 В) O^2-                  Г) Ne⁺

3.Максимальное число электронов, занимающих 3s-орбиталь равно:

А)1    Б)2    В)6    Г)8

4.Число орбиталей на f–подуровне равно:

А)1    Б)3      В)5     Г)7

5.Число валентных электронов у атома стронция:

А)1       Б) 2     В)3      Г)10

6.Из приведенных элементов  IV периода наиболее ярко выраженные металлические свойства имеет:
А) Zn           Б) Cr                 В)  K              Г)Cu

7.Атом какого элемента имеет электронную конфигурацию 1s ²s ²р⁶3s²3р⁶4s¹:

А)  K        Б)  Ca       В) Ba        Г)Na

8.Какая частица имеет больше протонов, чем электронов:

А) Атом натрия;       Б) сульфид-ион;

 В) атом серы;           Г)ион натрия.

9.Электронную конфигурацию благородного газа имеет ион:

А) Te2-             Б)  Ag+          В)  Fe2+         Г)Cr3+

10.Из приведённых элементов  III периода наиболее ярко выраженные неметаллические свойства имеет:

А) Al          Б) S            В)Si             Г)Cl

1.4.Тема:   Химическая связь.

Цели: - знать типы внутримолекулярных и межмолекулярных химических связей, механизмы их образования, примеры веществ, влияние на свойства;

           - уметь применять знания на практике.

Мельчайшей частицей вещества является молекула, образующаяся в результате взаимодействия атомов, между которыми действуют химические связи или химическая связь. Учение о химической связи составляет основу теоретической химии. Химическая связь возникает при взаимодействии двух (иногда более) атомов. Образование связи происходит с выделением энергии.

Химическая связь – это взаимодействие, которое связывает отдельные атомы в молекулы, ионы,  кристаллы.

            Химическая связь по своей природе едина: она имеет электростатическое происхождение. Но в разнообразных химических соединениях химическая связь бывает различного типа; наиболее важные типы химической связи – это ковалентная (неполярная, полярная), ионная, металлическая. Разновидностями этих типов связи являются донорно-акцепторная, водородная и др. Между атомами металлов возникает металлическая связь.

            Химическая связь, осуществляемая за счет образования общей, или поделенной, пары или нескольких пар электронов, называется ковалентной. В образование одной общей пары электронов каждый атом вносит по одному электрону, т.е. участвует «в равной доле» (Льюис, 1916 г.). Ниже приведены схемы образования химических связей в молекулах H₂, F₂, NH₃ и CH₄. Электроны, принадлежащие различным атомам, обозначены различными символами.

            В результате образования химических связей каждый из атомов в молекуле имеет устойчивую двух- и восьмиэлектронную конфигурацию.

            При возникновении ковалентной связи происходит перекрывание электронных облаков атомов с образованием молекулярного электронного облака, сопровождающееся выигрышем энергии. Молекулярное электронное облако располагается между центрами обоих ядер и обладает повышенной электронной плотностью по сравнению с плотностью атомного электронного облака.        

            Осуществление ковалентной связи возможно лишь в случае антипараллельных спинов неспаренных электронов, принадлежащих различным атомам. При параллельных спинах электронов атомы не притягиваются, а отталкиваются: ковалентная связь не осуществляется. Метод описания химической связи, образование которой связано с общей электронной парой, называется методом валентных связей (МВС).

Основные положения МВС

1. Ковалентная химическая связь образуется двумя электронами с противоположно направленными  спинами, причем эта электронная пара принадлежит двум атомам.
2. Ковалентная связь тем прочнее, чем в большей степени перекрываются взаимодействующие электронные облака.

При написании структурных формул электронные пары, обусловливающие связь, часто изображаются черточками (вместо точек, изображающих обобществленные электроны).

            Важное значение имеет энергетическая характеристика химической связи. При образовании химической связи общая энергия системы (молекулы)  меньше энергии составных частей (атомов), т.е.   Е_AB<Е_А+Е_B.

            Валентность – это свойство атома химического элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента. С этой точки зрения валентность атома проще всего определять по числу атомов водорода, образующих с ним химические связи, или числом атомов водорода, замещаемых атомом этого элемента.

            С развитием квантовомеханических представлений об атоме валентность стали определять числом неспаренных электронов, участвующих в образовании химических связей. Кроме неспаренных электронов, валентность атома также зависит от числа пустых и полностью заполненных орбиталей валентного электронного слоя.

            Процесс перехода электрона на более высокий энергетический подуровень или уровень (т.е. процесс возбуждения или распаривания, о котором говорилось ранее) требует затраты энергии. При образовании химической связи происходит выделение энергии. Для того, чтобы химическая связь была устойчивой, необходимо, чтобы увеличение энергии атома за счет возбуждения было меньше энергии образующейся химической связи. Иными словами, необходимо, чтобы затраты энергии на возбуждение атомов были скомпенсированы выделением энергии за счет образования связи.

            Химическая связь, кроме энергии связи, характеризуется длиной, кратностью и полярностью. Для молекулы, состоящей более чем из двух атомов, существенными являются величины углов между связями и полярность молекулы в целом.

            Кратность связи определяется количеством электронных пар, связывающих два атома. Так, в этане Н₃С–СН₃ связь между атомами углерода одинарная, в этилене Н₂С=СН₂ – двойная, в ацетилене НСºСН – тройная. С увеличением кратности связи увеличивается энергия связи: энергия связи     С–С составляет 339 кДж/моль, С=С - 611 кДж/моль и CºC - 833 кДж/моль.

            Химическая связь между атомами обусловливается перекрыванием электронных облаков. Если перекрывание происходит вдоль линии, соединяющей ядра атомов, то такая связь называется сигма-связью (σ-связь). Она может быть образована за счет двух s-электронов, s- и p-электронов, двух p_x-электронов, s и d электронов (например  ):

Химическая связь, осуществляемая одной электронной парой, называется одинарной. Одинарная связь – всегда σ-связь. Орбитали типа s могут образовывать только σ-связи.

            Связь двух атомов может осуществляться более чем одной парой электронов. Такая связь называется кратной. Примером образования кратной связи может служить молекула азота.

Если связь образуется в результате бокового перекрывания орбиталей, то такая связь называется пи-связью (π-связь). Возникновение π-связи между двумя атомами происходит только тогда, когда они уже связаны σ-связью. При образовании π-связей электронные облака перекрываются меньше, чем в случае σ-связей. Вследствие этого π-связи, как правило, менее прочны, чем σ-связи, образованные теми же атомными орбиталями.

            р-орбитали могут образовывать как σ-, так и π-связи; в кратных связях одна из них обязательно является σ-связью:     .

            Таким образом, в молекуле азота из трех связей одна - σ-связь и две -  π-связи.

            Длиной связи называется расстояние между ядрами связанных атомов. Длины связей в различных соединениях имеют величины десятых долей нанометра. При увеличении кратности длины связей уменьшаются: длины связей  N–N , N=N и NºN равны 0,145; 0,125 и 0,109 нм (10^{-9 м), а длины связей} C-C, C=C и  CºC равны, соответственно, 0,154; 0,134 и 0,120 нм.

Между разными атомами чистая ковалентная связь может проявляться, если электроотрицаельность (ЭО)1 атомов одинакова. Такие молекулы электросимметричны, т.е. «центры тяжести» положительных зарядов ядер и отрицательных зарядов электронов совпадают в одной точке, поэтому их называют неполярными.

            Если соединяющиеся атомы обладают различной ЭО, то электронное облако, находящееся между ними, смещается из симметричного положения ближе к атому с большей ЭО:

Смещение электронного облака называется поляризацией. В результате односторонней поляризации центры тяжести положительных и отрицательных зарядов в молекуле не совпадают в одной точке, между ними возникает некоторое расстояние (l). Такие молекулы называются полярными или диполями, а связь между атомами в них называется полярной.

            При очень большой разности ЭО у атомов имеет место явная односторонняя поляризация: электронное облако связи максимально смещается в сторону атома с наибольшей ЭО, атомы переходят в противоположно заряженные ионы и возникает ионная молекула:

            Ковалентная связь становится ионной. Электроасимметрия молекул возрастает, длина диполя увеличивается, дипольный момент возрастает до 10 Д.

            Химическая связь, возникающая за счет перехода электронов от атома к атому, называется ионной, а соответствующие молекулы химических соединений – ионными. Для ионных соединений в твердом состоянии характерна ионная кристаллическая решетка. В расплавленном и растворенном состоянии они проводят электрический ток, обладают высокой температурой плавления и кипения и значительным дипольным моментом.

            Если рассматривать соединения элементов какого-либо периода с одним и тем же элементом, то по мере передвижения от начала к концу периода преимущественно ионный характер связи сменяется на ковалентный. Например, у фторидов 2-го периода  LiF, BeF₂, CF₄, NF₃, OF₂, F₂ степень ионности связи от фторида лития постепенно ослабевает и заменяется типично ковалентной связью в молекуле фтора.

            Таким образом, природа химической связи едина: принципиального различия в механизме возникновения ковалентной полярной и ионной связей нет. Эти виды связи отличаются лишь степенью поляризации электронного облака молекулы. Возникающие молекулы отличаются длинами диполей и величинами постоянных дипольных моментов. В химии значение дипольного момента очень велико. Как правило, чем больше дипольный момент, тем выше реакционная способность молекул.

Механизмы образования химической связи

                        Обменный механизм. К обменному механизму образования химической связи относятся случаи, когда в образовании электронной пары от каждого атома участвует по одному электрону.

            В молекулах Н₂, Li₂, Na₂ связи образуются за счет неспаренных s-электронов атомов. В молекулах F₂ и Cl₂ – за счет неспаренных р-электронов. В молекулах HF и HCl связи образуются s-электронами водорода и p-электронами галогенов.       

Особенностью образования соединений по обменному механизму является насыщаемость, которая показывает, что атом образует не любое, а ограниченное количество связей. Их число, в частности, зависит от количества неспаренных валентных электронов.

            Из   квантовых ячеек  N  и  Н  можно  видеть,  что  атом  азота  имеет   3

N

­¯

­

­

­

H

­

2s

2p

1s

неспаренных электрона, а атом водорода – один. Принцип насыщаемости указывает на то, что устойчивым соединением должен быть NH₃, а не NH₂, NH или NH₄. Однако существуют молекулы, содержащие нечетное число электронов, например, NO, NO₂, ClO₂. Все они характеризуются повышенной реакционной способностью.

            На отдельных стадиях химических реакций могут образовываться и валентно ненасыщенные группы, которые называются радикалами, например, H, NH₂, O, CH₃. Реакционная способность радикалов очень высока и поэтому время их существования, как правило, мало.

Донорно-акцепторный механизм

            Известно, что валентно насыщенные соединения аммиак NH₃ и трифторид бора BF₃ реагируют друг с другом по реакции

                                    NH₃ + BF₃ = NH₃BF₃ + 171,4 кДж/моль.

Рассмотрим механизм этой реакции:

            Видно, что из четырех орбиталей бора три заселены, а одна - остается вакантной. В молекуле аммиака заселены все четыре орбитали азота, из них три – по обменному механизму электронами азота и водорода, а одна содержит электронную пару, оба электрона которой принадлежат азоту. Такая электронная пара называется неподеленной электронной парой. Образование соединения H₃N · BF₃ происходит за счет того, что неподеленная электронная пара аммиака занимает вакантную орбиталь фторида бора. При этом уменьшается потенциальная энергия системы и выделяется эквивалентное количество энергии. Подобный механизм образования называют донорно-акцепторным,  донором – такой атом, который отдает свою электронную пару для образования связи (в данном случае атом азота); а атом, который предоставляя вакантную орбиталь, принимает электронную пару, называется акцептором (в данном случае атом бора). Донорно-акцепторная связь является разновидностью ковалентной связи.

                        Более простым случаем образования химической связи по донорно-акцепторному механизму является реакция аммиака с ионом водорода:

.   Роль акцептора электронной пары играет пустая орбиталь иона водорода. В ионе аммония NH₄⁺ атом азота четырехвалентен.

Водородная связь

            Водородная связь является особым видом химической связи. Известно, что соединения водорода с сильно электроотрицательными неметаллами, такими как F, О, N, имеют аномально высокие температуры кипения. Если в ряду Н₂Тe – H₂Se – H₂S температура кипения закономерно уменьшается, то при переходе от H₂S к Н₂О наблюдается резкий скачок к увеличению этой температуры. Такая же картина наблюдается и в ряду галогенводородных кислот. Это свидетельствует о наличии специфического взаимодействия между молекулами Н₂О, молекулами HF. Такое взаимодействие должно затруднять отрыв молекул друг от друга, т.е. уменьшать их летучесть, а, следовательно, повышать температуру кипения соответствующих веществ. Вследствие большой  разницы в ЭО химические связи H–F, H–O, H–N сильно поляризованы. Поэтому атом водорода имеет положительный эффективный заряд (δ⁺), а на атомах F, O и N находится избыток электронной плотности, и они заряжены отрицательно (d^-). Вследствие кулоновского притяжения происходит взаимодействие положительно заряженного атома водорода одной молекулы с электроотрицательным атомом другой молекулы. Благодаря этому молекулы притягиваются друг к другу (жирными точками  обозначены водородные связи).

Водородной называется такая связь, которая образуется посредством атома водорода, входящего в состав одной из двух связанных частиц (молекул или ионов). Энергия водородной связи (21–29 кДж/моль или 5–7 ккал/моль) приблизительно в 10 раз меньше энергии обычной химической связи. И тем не менее, водородная связь обусловливает существование в парах димерных молекул (Н₂О)₂, (HF)₂ и муравьиной кислоты.

            В ряду сочетаний атомов НF, HO, HN, HCl, HS энергия водородной связи падает. Она также уменьшается с повышением температуры, поэтому вещества в парообразном состоянии проявляют водородную связь лишь в незначительной степени; она характерна для веществ в жидком и твердом состояниях. Такие вещества как вода, лед, жидкий аммиак, органические кислоты, спирты и фенолы, ассоциированы в димеры, тримеры и полимеры. В жидком состоянии наиболее устойчивы димеры.

Межмолекулярные взаимодействия

            Ранее рассматривались связи, обусловливающие образование молекул из атомов. Однако между молекулами также существует взаимодействие. Оно является причиной конденсации газов и превращения их в жидкие и твердые тела. Первую формулировку силам межмолекулярного взаимодействия дал в 1871 г. Ван-дер-Ваальс. Поэтому они получили название вандерваальсовых сил. Силы межмолекулярного взаимодействия можно подразделить на ориентационные, индукционные и дисперсионные.

            Полярные молекулы вследствие электростатического взаимодействия разноименных концов диполей ориентируются с пространстве так, что отрицательные   концы   диполей  одних   молекул  повернуты   к  положительным

концам диполей других молекул (ориентационное межмолекулярное взаимодействие).                              

Энергия такого взаимодействия определяется электростатическим притяжением двух диполей. Чем больше диполь, тем сильнее межмолекулярное притяжение (Н₂О, HCl).

            Тепловое движение молекул препятствует взаимной ориентации молекул, поэтому с ростом температуры ориентационный эффект ослабевает.        Индукционное взаимодействие наблюдается также и у веществ с полярными молекулами, но при этом оно обычно значительно слабее ориентационного.

            Полярная молекула может увеличивать полярность соседней молекулы. Иными словами, под влиянием диполя одной молекулы может увеличиваться диполь другой молекулы, а неполярная молекула может стать полярной:

                                              а

                                              б                                                                                                

Дипольный момент, появляющийся  в результате поляризации другой молекулой или ионом, называется индуцированным дипольным моментом, а само явление – индукцией. Таким образом, на ориентационное взаимодействие всегда должно накладываться индукционное взаимодействие молекул.

            В случае неполярных молекул (например, Н₂, N₂ или атомов благородных газов) ориентационное и индукционное взаимодействие отсутствует. Однако известно, что водород, азот и благородные газы сжигаются. Для объяснения этих фактов Лондон ввел понятие дисперсионных сил межмолекулярного взаимодействия. Эти силы взаимодействуют между любыми атомами и молекулами независимо от их строения. Они вызываются мгновенными дипольными моментами, согласованно возникающими в большой группе атомов:                                

В каждый данный момент времени направление диполей может быть иным. Однако их согласованное возникновение обеспечивает слабые силы взаимодействия, приводящие к образованию жидких и твердых тел. В частности, оно обусловливает переход благородных газов при низких температурах в жидкое состояние.

            Таким образом, наименьшей составляющей среди сил, действующих между молекулами, является дисперсионное взаимодействие. Между молекулами с малой полярностью или не имеющими полярности (CH₄, H₂, HI) действующими силами являются в основном дисперсионные. Чем больше собственный дипольный момент молекул, тем больше ориентационные силы взаимодействия между ними.

            В ряду однотипных веществ дисперсионное взаимодействие возрастает с увеличением размеров атомов, составляющих молекулы этих веществ. Например, в HCl на долю дисперсионных сил приходится 81% всего межмолекулярного взаимодействия, для НВr эта величина составляет 95%, а для HI – 99,5%.

Металлическая связь.

Металлические структуры обладают некоторыми очень характерными свойствами: очень высокие координационные числа 8, 12, высокая электро- и теплопроводность, металлический блеск, плотная упаковка, непрозрачность для всех видов радиоволн и др. В чем причина? Очевидно она связана с особенностями строения химической связи в металлах.

Атомы большинства металлов на внешнем энергетическом уровне содержат небольшое число электронов: у 16 Ме - по одному электрону, у 56 Ме - по два электрона, у 4 Ме - по три электрона. В то же время металлы на внешнем энергетическом уровне содержат большое число свободных орбиталей. Атомы в металле упакованы плотно, находятся близко друг от друга, это ведет к перекрыванию орбиталей внешнего уровня, созданию единой зоны проводимости, и валентные электроны из-за низкой энергии ионизации практически связаны не с отдельными ядрами, а делокализованы по всем атомам, утрачивают связь с отдельными атомами, легко обобществляются. Электроны в металле подвижны, легко перемещаются.

Таким образом, связь, образующаяся в результате электростатического притяжения между (+) ионами Ме и электронами, называется металлической и здесь природа связи электрическая.

Металлическая связь имеет некоторое сходство с ковалентной, она также основана на обобществлении валентных электронов. Но у ковалентной связь - двухэлектронная двухцентровая, а у металлов - многоэлектронная многоцентровая. Поэтому кристаллы с ковалентной связью хрупки, ломки, а металлы пластичны, так как возможно взаимное смещение ионов и электронов без нарушения связи.

Контрольные вопросы.

1. Почему атомы соединяются в молекулы?
2. Природа химической связи.
3. Как длина и энергия связи позволяют оценить ее прочность?
4. Какие существуют типы химической связи?
5. Существует ли стопроцентная ионная или ковалентная связи?
6. Почему полярные молекулы называют диполями?
7. Полярность и поляризуемость химической связи - понятия разные или одинаковые?
8. Влияет ли природа взаимодействующих атомов на полярность молекул?
9. Как устроена металлическая кристаллическая решетка?
10. Чем отличается металлический тип связи от ковалентной?
11. Почему металлы хорошо проводят электричество, тепло, ковки, пластичны?

Контрольный тест.

1.Вещество с ионной связью:

А) PCl₃        Б)C₂H₂        В) Na₃P              Г)CCl₄

2. По способу перекрывания орбиталей различают связи:

А)  двойные и тройные;

Б)одинарные и кратные;

 В) сигма и пи-связи;

 Г)ковалентные и ионные.

3.Молекулярную кристаллическую решетку имеет вещество с формулой:

А) CaO         Б)  Cu           В) CO₂                Г)SiO₂

4.Водородная связь образуется между:

А) молекулами водорода;

Б)атомами металлов;

В)молекулами метана;

Г)молекулами спирта.

5. Веществом с ковалентной связью является:

А) MgCl²       Б)CH₄              В)K₃N         Г)NaBr

6.Верным является утверждение, что  сигма связь, в отличие от пи-связи:

А)является менее прочной;

Б)образуется при боковом перекрывании атомных орбиталей;

В)не является ковалентной;

Г)образуется при осевом перекрывании атомных орбиталей.

7.Две пи-связи есть в молекуле:

А) аммиака              Б)   ацетилена             В)  хлороводорода              Г)этилена

8.Водородная связь образуется между:

А)молекулами фенола и воды;

Б)молекулами этана;

В)молекулами бензола и спирта;

Г)атомами углерода и молекулами водорода.

9.Атомную кристаллическую решетку имеет вещество с формулой:

А) NaCl   Б) SiC   В) I₂   Г)Fe

10.Образованием водородных связей можно объяснить:

А)растворимость уксусной кислоты в воде;

Б)кислотные свойства этанола;

В)высокую температуру плавления многих металлов;

Г)нерастворимость метана в воде.

---

Тема 5.  Основные классы неорганических соединений.

Цели: - знать классификацию неорганических соединении;

          - уметь использовать номенклатуру неорганических веществ.

Основные классы неорганических соединений: оксиды, кислоты,

ос­нования и соли. Номенклатура неорганических соединений

 Оксиды_ - это соединения элементов с кислородом. По химическим свойствам они подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды в свою очередь подразделяются на основные, кислотные и амфотерные. Основным оксидам отвечают основа­ния, кислотным - кислоты. Амфотерным оксидам отвечают гидраты, прояв­ляющие и кислотные, и основные свойства.

Примерами основных оксидов могут служить оксид кальция СаО и оксид магния MgO. Оксид кальция взаимодействует с водой, образуя гидро-ксид кальция Са(ОН)₂:

 СаО + Н₂О = Са(ОН)₂.

 Оксид магния малорастворим в воде; однако ему соответствует осно­вание - гидроксид магния Mg(OH)₂, который можно получить из оксида маг­ния косвенным путем.

Примерами кислотных оксидов могут служить триоксид серы SO₃ и диоксид кремния SiO₂. Первый из них взаимодействует с водой, образуя сер­ную кислоту H₂SO₄:

SO₃ + Н₂О = H₂SO₄.

Диоксид кремния с водой не взаимодействует, но ему соответствует кремниевая кислота H₂SiО₃, которую можно получить из SiO₂ косвенным путем.

Кислотные оксиды можно получить из кислот, отнимая от них воду. Поэтому их называют также ангидридами кислот или просто ангидридами.

К несолеобразующим оксидам относится, например, оксид азота (I) N₂О. Нет такой кислоты или основания, которые отвечали бы этому оксиду.

Существуют различные номенклатуры оксидов. До сих пор в промышленности могут использоваться устаревшие термины русской номенклатуры.

Согласно международной номенклатуре (которой пользуются  в настоящее время и отечественные химики) все соединения элементов с кислородом (за исключением пероксидов) называются оксидами. При этом для элементов переменной валентности в скобках римскими цифрами указывается валентность, которую элемент проявляет в данном оксиде. Так, СаО называется оксид кальция, а Сu₂О и СuО - оксид меди (I), оксид меди (II). По отечественной номенклатуре оксиды состава ЭО₂ или ЭО₃ называют также, соответственно, диоксидами и триоксидами.

Существуют вещества - соединения элементов с кислородом - лишь формально принадлежащие к классу оксидов. К таким веществам относятся, в частности, пероксиды (перекиси) металлов, например, пероксид (перекись) бария ВаО₂. По своей природе подобные вещества представляют собой соли очень слабой кислоты - пероксида (перекиси) водорода Н₂О₂.

Основания состоят из металла и одновалентных гидроксогрупп ОН, число которых равно валентности металла. Примерами оснований могут служить гидроксид натрия NaOH,  гидроксид меди Сu(ОН)₂.

Важнейшее химическое свойство оснований - способность образовывать с кислотами соли. Например, при взаимодействии перечисленных оснований с соляной кислотой получаются хлористые соли соответствующих металлов - хлориды натрия или меди:

NaOH + НС1 = NaCl + Н₂О; Cu(OH)₂ + 2НС1 = CuCl₂ + 2Н₂О.

Основания классифицируют по их растворимости в воде и по их силе. По растворимости основания делятся на растворимые, или щелочи, и на не­растворимые. Важнейшие щелочи - это гидроксиды натрия, калия и кальция. По силе основания делятся на сильные и слабые. К сильным относятся все щелочи, кроме гидроксида аммония. Согласно международной номенклату­ре соединения, содержащие в своем составе гидроксогруппы, называют гид­роксидами. В случае металлов переменной валентности в скобках указывают валентность металла в данном соединении. Так, Са(ОН)₂ - гидроксид кальция, Fe(OH)₂ - гидроксид железа (II), Fe(OH)₃ - гидроксид железа (III).

Кислоты состоят из водорода, способного замещаться металлом, и кислотного остатка, причем число атомов водорода равно валентности кислотного остатка. Примерами кислот могут служить соляная (хлористоводородная) НСl, серная H₂SO₄, азотная HNO₃, уксусная СН₃СООН.

Важнейшее химическое свойство кислот - их способность образовы­вать соли с основаниями. Например, при взаимодействии кислот c гидроксидом натрия получаются натриевые соли этих кислот:

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O; NaOH + HNO₃ = NaNO₃ + H₂O.

Кислоты классифицируются по их силе, по основности и по наличию кислорода в составе кислоты. По силе кислоты делятся на сильные и слабые. Важнейшие сильные кислоты - это азотная, серная и соляная.

Основностью кислоты называется число атомов водорода в молекуле  кислоты, способных замещаться на металл с образованием соли. Такие ки­слоты, как соляная и уксусная, могут служить примерами одноосновных кислот, серная кислота - двухосновна, ортофосфорная кислота Н₃РО₄ - трехосновна.

По наличию кислорода в своем составе кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные. Азотная и серная кислоты - кислородсодер­жащие кислоты, соляная кислота и сероводород - бескислородные.

Названия кислот производят от того элемента, от которого образована ки­слота. При этом названия бескислородных кислот имеют окончание водородная: НСl - хлороводородная (соляная кислота), H₂S - сероводородная, HCN - циановодородная (синильная кислота). Названия кислородсодержащих кислот также образуются от названия соответствующего элемента с добавлением слова кислота: HNO₃ - азотная,  Н₂CrO₄ - хромовая. Если элемент образует несколько кислот, то различие между ними отражается в окончаниях их названий. Название кислоты, в которой элемент проявляет высшую валентность, оканчивается на ная или овая; если же валентность элемента ниже максимальной, то название кислоты оканчивается на истая или овистая. Например, НNO₃ - азотная кислота, HNO₂ - азотистая, Н₃AsO₄ - мышьяковая, H₃AsO₃- мышьяковистая. Кроме того, одному и тому же оксиду могут отвечать несколько кислот, различающихся между собой числом молекул воды. При этом наиболее богатая водой форма имеет приставку орто, а наименее богатая - мета. Так, кислота Н₃РО₄, в которой на одну молекулу фос­форного ангидрида Р₂О₅ приходится три молекулы воды, называется ортофосфорная, а кислота НРО₃ - метафосфорная, так как в ней на одну молекулу Р₂О₅ приходится одна молекула воды. Указанная номенклатура кислот не строга. На­ряду с приведенными окончаниями и приставками употребляются и другие. Кроме того, ряд кислот имеют исторически сложившиеся названия.

Протолитическая теория

Датский физико-химик Йоханнес Бренстел (1879-1947 гг.) и английский химик Томас Лоури (1874-1936гг.) практически одновременно (1928-1929 гг.) предложили протолитическую теорию кислот и оснований, согласно которой

кислота - донор катионов водорода

Han ^↔ H⁺ + An^–

Кислоты могут быть:

а) молекулярными HCI ^↔ H⁺ + Сl^–,

б) катионными NH₄^{+ ↔} NH₃ + Н⁺,

в) анионными HCO₃^{– ↔} CO₃^2- + Н⁺.

Основание - акцептор катионов водорода.

Основания делятся на

а) молекулярные NH₃ + Н^{+ ↔} NH₄⁺,

б) анионные ОН^– + Н^{+ ↔} Н₂О,

в) катионные AIOH²⁺ + Н^{+ ↔} AI³⁺ + Н₂О.

Амфотерные вещества (амфолиты) - это вещества, которые являются как донорами, так и акцепторами протонов. Они могут быть заряженными , например:

H₂PO₄^{– ↔} Н⁺ + HPО₄^2–,

H₂PO₄^– + Н^{+ ↔} H₃PO₄.

И нейтральными:

Н₂О ^↔ Н⁺ + ОН,

Н₂О + Н+ ^↔ Н₃О⁺.

Кислоты и основания существуют только как сопряжëнные пары:

Кислота ^↔ основание + протон.

Кислотно-основной процесс сопряжëнных кислот и оснований может быть выражен общей схемой:

АН + В ^↔ ВН⁺ + А^–,

где АН, ВН⁺ - кислоты; В, А^– - основания

Протон не существует в растворе в свободном виде, в воде он образует катион гидроксония Н₃О⁺.

Понятия кислоты в протолитической и электролитической теориях совпадают, однако понятие «основание» охватывает более широкий круг соединений: основаниями могут быть вещества, которые не имеют анионов ОН^–, например, NH₃, (С₂Н₅)₂О.

Продукты замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотный остаток представляют собою соли. При полном заме­щении получаются средние (нормальные) соли, при неполном - или кислые, или основные. Кислая соль получается при неполном замещении водорода кислоты на металл. Основная соль получается при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Ясно, что кислая соль может быть образована только кислотой, основность которой равна двум или больше, а основная соль - металлом, валентность которого равна двум или больше.

Примеры образования солей:

Са(ОН)₂ + H₂SO₄ = СаSO₄ + 2Н₂О,

СаSO₄ - нормальная соль - сульфат кальция; КОН + H₂SO₄ = KHSO₄ + Н₂О,

KHSO₄ - кислая соль - гидросульфат калия;

              Mg(OH)₂ + HC1 = MgOHCl  + Н₂О,

MgOHCl - основная соль - хлорид гидроксомагния.

Соли, образованные двумя металлами и одной кислотой, называются двойными солями; соли, образованные одним металлом и двумя кислотами - смешанными солями. Примером двойной соли могут служить алюмокалиевые квасцы, или сульфат калия-алюминия, KAI(SO4)2. Смешанной солью является CaClOCl или (CaOCl₂) - кальциевая соль соляной (HCl) и хлорноватистой (HClО) кислот.

               Одна и та же соль может называться по-разному. Например, KNO₃ называют калиевой селитрой, азотнокалиевой солью, азотнокислым калием, нитратом калия. Сейчас большинство химиков пользуются для солей международной (латинской) номенклатурой. В этой номенклатуре название соли отражает название металла и латинское название кислотного остатка. Латинское название кислоты и кислотного остатка происходит обычно от латинского названия элемента, образующего кислоту. При этом название соли бескислородной кислоты имеет окончание ид, кислородсодержащей кислоты - am в случае максимальной валентности кислотообразующего элемента и ит в случае более низкой его валентности. Так, соли соляной кислоты называются хлориды, сероводородной - сульфиды, серной - сульфаты и сернистой - сульфиты.

Для солей, образованных металлами с переменной валентностью, валентность металла указывают в скобках, как в оксидах или основаниях: так, FeSO₄ - сульфат железа (II), Fe₂(SO₄) - сульфат железа (III). Название кислой соли имеет приставку гидро, указывающую на наличие незамещенных атомов водорода; ес­ли таких незамещенных атомов два или больше, то их число обозначается грече­скими числительными (ди-, три- и т.д.). Так, Na₂HPO₄ называется гидрофосфатом натрия, a NaH₂PO₄ - дигидрофосфатом натрия. Аналогично основная соль характеризуется приставкой гидроксо, указывающей на наличие незамещенных гидроксильных групп. Например, AlOHCl₂ называется хлоридом гидроксоалюминия, Аl(ОН)₂С1 - хлоридом дигидроксоалюминия.

Ниже приведены названия солей некоторых важнейших кислот.

Название кислоты	Формула	Названия соответствующих солей нормативных солей
Азотная	HNO3	Нитраты
Азотистая	HNO2	Нитриты
Алюминиевая	H3AlO3	Алюминаты
Борная (ортоборная)	Н3ВО3	Бораты (ортобораты)
Бромоводород	НВr	Бромиды
Иодоводород	HI	Иодиды
Кремниевая	H2SiО3	Силикаты
Марганцовая	HMnO4	Перманганаты
Метафосфорная	НРО3	Метафосфаты
Мышьяковая	H3AsO4	Арсенаты
Мышьяковистая	H3AsO3	Арсениты
Ортофосфорная	Н3РО4	Ортофосфаты (фосфаты)
Двуфосфорная (пирофосфорная)	H4P2O7	Дифосфаты (пирофосфаты) фаты)
Серная	H2SO4	Сульфаты
Сернистая	H2SO3	Сульфиты
Угольная	Н2СО3	Карбонаты
Фосфористая	H3PO4	Фосфиты
Фтороводород (плавиковая кислота)	HF	Фториды
Хлороводород (соляная кислота)	HCl	Хлориды
Хлорная	HСlO4	Перхлораты
Хлорноватая	HСlO3	Хлораты
Хлористая	НClO2	Хлориты
Хлорноватистая	HClO	Гипохлориты
Хромовая	H2CrO4	Хроматы
Циановодородная (синильная кислота) слота)	HCN	Цианиды

Контрольные вопросы.

1. Дайте определение понятиям: электролит, неэлектролит, катион, анион, электролитическая диссоциация.
2. От каких факторов зависит степень электролитической диссоциации? Как ее увеличить?
3. Сильные и слабые электролиты. Приведите примеры.
4. Составьте уравнения диссоциации для следующих электролитов: NH₄OH, Ca(OH)₂, H₂S, Cu(NO₃)₂, CH₃COOH, Na₃PO₄, H₂SO₄, (NH₄)₂SO₄, ZnCl₂.
5. Составьте уравнения ступенчатой диссоциации для электролитов: H₃PO₄, Al(OH)₃, Cr(OH)₃, H₂S.
6. Что называется константой диссоциации электролита? Приведите примеры.
7. Какие уравнения называются ионно-молекулярными? Каковы условия смещения равновесия в ионных реакциях?
8. Раствор содержит смесь солей: AgNO₃, Cu(CH₃COO)₂, BaI₂. К нему добавили в избытке HCl. Напишите молекулярные и ионно-молекулярные уравнения возможных реакций.
9. Допишите молекулярные и напишите ионно-молекулярные уравнения следующих реакций:

а). Mg(OH)2 + HCl = б). NaOH + HCl = в). KOH + H2S =

; ; ;

г). Zn(OH)2 + NaOH = д). NaCl + Pb(NO3)2 = е). Mg(NO3)2 + Na2CO3 =

; ; ;

10. Напишите уравнение ступенчатой диссоциации сероводородной кислоты. В каком направлении сместится равновесие при добавлении Na₂S и при добавлении NaOH?

1.4.Тема: «Основные типы химических реакций»

Цели: - изучить классификацию химических процессов по различным признакам;

          - уметь расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Среди разнообразных химических реакций можно выделить два типа, существенно отличающихся друг от друга. К первому типу реакций относятся те, в ходе которых степень окисления элементов, входящих в соединение, не изменяется. Образование новых молекул в таких реакциях происходит лишь в результате перегруппировки атомов или ионов.

а) Реакции обмена типа AB + ДC = AД + BC (чаще в растворе)

(например, BaCl₂+K₂SO₄=BaSO₄    +2KCl);

б) некоторые реакции соединения (CaO+H₂O=Ca(OH)₂);

в) некоторые реакции разложения (CaCO₃=CaO+CO₂).

Легко установить, что в ходе указанных реакций степень окисления элементов не изменяется.

Сюда же относятся реакции нейтрализации кислот с основаниями:

H₂SO₄ + Ca(OH)₂ = CaSO₄ + 2H₂O;

2H₂SO₄ + Ca(OH)₂ = Ca(HSO₄)₂ + 2H₂O.

Реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Реакции, протекающие с выделением энергии (в виде тепла) называются  экзотермическими, а реакции, при которых энергия (тепло) поглощается - эндотермическими.

Реакции, протекающие в гомогенной системе, называются гомогенными, в гетерогенной системе - гетерогенными.

Системой принято называть рассматриваемое вещество или совокупность веществ. Гомогенной называется система, состоящая из одной фазы, гетерогенной - система, состоящая из нескольких фаз. (Фазой называется часть системы, отделенная от других ее частей поверхностью раздела, при переходе через которую свойства изменяются скачком).

Гомогенная система: NaOH + H₂SO₄=NaHSO₄ + H₂O  (во всем объеме)

Гетерогенная реакция:  Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂     (на поверхности металла).

Характерные особенности окислительно-восстановительных реакций

           Существует обширный класс химических реакций, в ходе которых степень окисления у атомов или ионов изменяется. Например, это реакция

Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂↑.

В ней участвуют атомы цинка, водорода и хлора; измененная в ходе реакции степень окисления (СО) цинка повышается от 0 до +2, а ионов водорода – понижается от +1 до 0.

Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными.

Окислением называется процесс отдачи электронов, сопровождающийся повышением СО.

Вещество, в состав которого входит элемент, способный отдавать электроны, называется восстановителем. В процессе отдачи электронов восстановитель  окисляется.

Присоединение электронов, сопровождающееся понижением степени окисления, называется восстановлением.

Вещество, в состав которого входит элемент, способный присоединить электроны, называется окислителем. В процессе присоединения электронов окислитель  восстанавливается.

Известно, что атомы металлов  имеют на внешнем энергетическом уровне мало электронов (1-3) и способны отдавать их при химических реакциях, то есть окисляются, а неметаллы (на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7 электронов)  склонны присоединять электроны и восстанавливаться, следовательно, атомы металлов – восстановители (отдавая электроны, сами окисляются), а атомы неметаллов – окислители (присоединяя электроны, сами восстанавливаются).

Приведем примеры окислительно–восстановительных реакций.

1. Горение магния на воздухе (или в кислороде):

2Mg⁰+O₂⁰=2Mg⁺²O^-2.

Атом магния отдает два электрона атому кислорода. У последнего СО понижается от 0 до -2, а степень окисления магния повышается от 0 до +2. Следовательно, магний   окисляется, а кислород   восстанавливается; магний – восстановитель,  а кислород  - окислитель.

2. Горение меди в хлоре:

                                        Cu⁰+Cl₂⁰=Cu⁺²Cl₂^-1.

Атом меди отдает два электрона двухатомной молекуле хлора.  СО хлора понижается от 0 до -1, а СО меди повышается  от 0 до +2. Хлор восстанавливается и выступает в роли окислителя. Медь окисляется и является восстановителем.

1. Окисление хлорида железа (II) в водном растворе хлора:

2Fe⁺²Cl₂^-1+Cl₂⁰=2Fe⁺³Cl₃^-1.

Двухзарядный ион железа отдает один электрон атому хлора. При  этом СО повышается от +2 до +3, СО хлора понижается от 0 до -1. Хлорид железа (II) окисляется, превращаясь в хлорид железа (III), и является восстановителем. Хлор при этом восстанавливается и выступает в роли окислителя.

Способность металлов, а также их гидратированных ионов окисляться (восстанавливаться) в водной среде в ходе  химических реакций можно установить по ряду напряжений, о чем будет говориться в теме «Электродные потенциалы и электродвижущие силы. Электролиз».

Изменение окислительно–восстановительных свойств элементов

в зависимости от строения их атомов

Способность химических элементов присоединять или отдавать электроны связана со строением атомов и положением их в периодической системе элементов Д.И. Менделеева.

Атомы металлов в химических реакциях способны лишь отдавать электроны и быть восстановителями. Наиболее активными восстановителями являются щелочные  и щелочноземельные металлы.

Атомы    неметаллов  (за  исключением  фтора)    в   зависимости     от  

       свойств   партнеров,  с  которыми  они   взаимодействуют,   могут 

       проявлять как окислительные, так и  восстановительные свойства.

       Например:

                                       Fe⁰ + S⁰ = Fe⁺²S^-2   и   S⁰ + O₂ = S⁺⁴O₂^-2.

Однако, у химически активных неметаллов проявляются преимущественно окислительные свойства. Их часто используют на практике в качестве окислителей (кислород, Cl₂).

Атомы водорода в зависимости от свойств партнера могут проявлять как окислительные, так восстановительные свойства. Например, в реакции

Cl₂⁰ + H₂⁰ = 2H⁺¹Cl^-1

водород восстановитель, так как в молекуле HCl электронная пара сильно смещена в сторону ядра атома хлора. При нагревании натрия в струе водорода образуется гидрид натрия     (2Na⁰ + H₂⁰ = 2Na⁺¹H^-1).  Электронная пара, обусловливающая химическую связь, сильно смещена в сторону водорода. СО водорода в этом соединении равна -1. Таким образом, водород в этой реакции является окислителем. Однако для водорода более характерна тенденция к отдаче электронов. Чаще всего водород используют как восстановитель.

Одноатомные молекулы благородных газов (Не, Nе, Ar…) практически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, что находится в согласии со строением их атомов (внешний энергетический уровень полностью заполнен электронами).

У ионов металлов и неметаллов в высших степенях окисления  восстановительные свойства отсутствуют. Такие частицы в окислительно–восстановительных реакциях могут проявлять только окислительные свойства (присоединять электроны). В связи с этим соединения, в состав которых входят частицы (ионы) в высшей СО, используются в качестве окислителей (KMnO₄, HNO₃, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇ и т.д.).

Положительные ионы промежуточных СО в зависимости от свойств партнеров могут выступать как в роли восстановителей, так и в роли окислителей:

2Fe⁺²Сl₂ + Cl₂⁰ = 2Fe⁺³Cl₃^-1 (Fe⁺² - восстановитель);

Fe⁺²O + C⁺²O = Fe⁰ + CO₂⁺⁴ (Fe⁺² - окислитель).

Ион железа в высшей СО обладает только окислительными свойствами. Так, феррат калия К₂FeO₄ – один из наиболее сильных окислителей.

Вещества, в  состав которых  входят ионы  неметаллов (например,  Cl^-1,

Br^-1, S^-2, I^-1),  за счет последних могут выступать только в роли восстановителей.

В пределах каждого периода с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность его атомов понижается, а окислительная способность - повышается.

Так, во II периоде литий – только восстановитель, а фтор – только окислитель. Это результат постепенного заполнения электронами внешнего электронного уровня (у атома лития - 1 электрон, у атома фтора - 7 электронов из 8 возможных на данном уровне).

В пределах каждой главной подгруппы с возрастанием порядкового номера элемента восстановительная способность их атомов возрастает, а а окислительная способность постепенно убывает. Так, в главной подгруппе IV группы кислород – сильный окислитель, а теллур – очень слабый окислитель, в некоторых реакциях он выступает даже как восстановитель. Аналогичное явление наблюдается также и в отношении их химических соединений. Эти закономерности обусловлены повышением величины радиусов атомов элементов.

Важнейшие окислители и восстановители

К числу сильных окислителей, широко используемых на практике, относятся галогены (Fe₂, Cl₂, Br₂, I₂), оксид марганца Mn⁺⁴O₂, перманганат калия KMn⁺⁷O₄, манганат калия K₂Mn⁺⁶O₄, оксид хрома (хромовый ангидрид)  Cr⁺⁶O₃, хромат калия K₂Cr⁺⁶O₄, бихромат калия K₂Cr₂⁺⁶O₇, азотная кислота HN⁺⁵O₃ и ее соли, кислород О₂, озон О₃, перекись водорода Н₂О₂, концентрированная серная кислота Н₂S⁺⁶О₄, оксид меди (II) Сu⁺²О, оксид серебра Ag₂⁺¹O, оксид свинца Рb⁺⁴О₂, гипохлориты (например, NaCl^-1O) и другие соединения.

Щелочные и щелочноземельные металлы являются сильными восстановителями. К числу других восстановителей относятся: водород, углерод, оксид углерода С⁺²О, сероводород Н₂S^-2, оксид серы S⁺⁴О₂, сернистая кислота Н₂S⁺⁴О₃ и ее соли, галогенводороды (кроме HF), хлорид олова (II) Sn⁺²Cl₂, сульфат железа (II) Fe⁺²SO₄.

Методика составления окислительно–восстановительных

реакций на основе электронного баланса

С точки зрения электронной теории окислительно–восстановительными реакциями называются такие реакции, при протекании которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. Поскольку электроны в окислительно–восстановительных реакциях переходят только от восстановителя к окислителю, а молекулы исходных веществ и продуктов реакции электронейтральны, то число электронов, отданных восстановителем всегда равно числу электронов, принятых окислителем. Это положение называется принципом электронного баланса и лежит в основе нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций.

Согласно этому принципу число молекул окислителя и число молекул восстановителя в уравнении окислительно-восстановительных реакций должны быть такими, чтобы количество принимаемых и отдаваемых электронов было одинаковым.

Рассмотрим применение принципа электронного баланса при нахождении коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций на конкретных примерах.

1.           При каталитическом окислении аммиака NH₃ кислородом О₂ образуется оксид азота NO и вода Н₂О. Запишем схему процесса с помощью формулы:

NH₃ + O₂ ® NO + H₂O.

Над символами элементов, изменяющих в процессе реакции СО, подпишем их значения:

N^-3H₃  + O₂⁰ ® N⁺²O^-2 + H₂O^-2.

Из изменения величины СО видно, что азот в молекуле аммиака окислился, а молекула кислорода – восстановилась, то есть аммиак является восстановителем, а кислород – окислителем. Из этой схемы также вытекает, что атом азота, изменяя СО от -3 до +2, отдает кислороду пять электронов. Поскольку водород СО не меняет, то молекула аммиака будет отдавать всего 5 электронов. Атом кислорода принимает 2 электрона (СО меняется от 0 до -2), следовательно, молекула кислорода будет принимать 4 электрона. Запишем указанные процессы в виде схемы:

N-3 - 5ē ® N+2        5 20 O20 + 4ē ® 2O-2     4

4    окисление – восстановитель 5    восстановление - окислитель

Согласно принципу электронного баланса количества молекул окислителя и восстановителя нужно взять такими, чтобы числа принимаемых и отдаваемых электронов были равными. Для этого находится общее кратное, а затем делится на число отдаваемых или приобретаемых электронов; полученные коэффициенты ставятся соответственно перед молекулой восстановителя и окислителя. Из этой схемы видно, что 4 молекулы NH₃  отдают 20 электронов, которые принимаются 5 молекулами О₂. Коэффициенты электронного баланса называются основными коэффициентами. Они никаким изменениям не подлежат:

4NH₃ + 5O₂ ® NO + H₂O.

Все остальное уравнивается в соответствии с их величиной:

4NH₃ + 5O₂ ® 4NO + 6H₂O.

2.      При окислении сульфида мышьяка As₂S₃ азотной кислотой HNO₃ образуются мышьяковистая кислота H₃AsO₄, серная H₂SO₄ и оксид азота NO.

Составим схему реакции, указывая СО над символами тех элементов, у которых в процессе реакции они изменяются:

As₂⁺³S₃^-2  + HN⁺⁵O₃ ® H₃As⁺⁵O₄ + H₂S⁺⁶O₄ +  N⁺²O.

Подсчитаем количество электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и принимаемых молекулой окислителя. Мышьяк изменяет СО от +3 до +5, отдавая 2 электрона. Два атома в молекуле мышьяка As₂S₃ отдадут 4 электрона. Сера меняет СО от -2 до  +6, отдавая 8 электронов. Три атома серы этой молекулы отдают 24 электрона. Всего одна молекула As₂S₃ отдает 28 электронов. Принимает электроны азот в  HNO₃, изменяя СО от +5 до +2. Следовательно, каждая молекула HNO₃ принимает 3 электрона. Запишем это  в виде схемы:

As2+3S3-2  - 28ē = 2As+5 + 3S+6   (окисление) 84 N+5 + 3ē = N2+  (восстановление)

3 28

Очевидно, что для соблюдения электронного баланса надо взять 3 молекулы  As₂S₃ (3·28=84) и 28 молекул HNO₃ (3·28=84), все остальные коэффициенты уравниваются в соответствии с этими основными коэффициентами:

3As₂S₃ + 28HNO₃ => 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO.

Подсчет атомов водорода показывает, что в левой части их 28, а в правой – 36. Кислорода в правой части 84 атома, в правой – 88. Если водород или кислород не входят в уравнение реакции в виде простых веществ, то они уравниваются  добавлением нужного количества молекул воды в ту часть уравнения, где их недостает. Поэтому подсчет атомов кислорода или водорода проводят в последнюю очередь, причем уравнивание водорода добавлением молекул воды приводит к автоматическому уравниванию кислорода и наоборот. Если водород или кислород входят в уравнение реакции в виде простых веществ, то их необходимо уравнивать независимо друг от друга.

Окончательно рассматриваемое уравнение реакции будет иметь вид:

3As₂S₃ + 28HNO₃+ 4Н₂О = 6H₃AsO₄+ 9H₂SO₄  + 28NO.

3.                 Если числа электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и  принимаемых молекулой окислителя, имеют общий делитель, то на него можно сократить основные коэффициенты, например:

8 24 6

4 3

(восстановление) (окисление)

Наибольший  общий  делитель равен  2.  Коэффициенты  в  уравнении   будут

4HСlO₃ + 3H₂S = 4HCl + 3H₂SO₄.

Электронный баланс в данном случае     .

4. Если число участвующих в реакции атомов нечетное,  а в результате ее должно получиться четное число атомов хотя бы одного из изменяющихся СО элементов, то основные коэффициенты удваиваются:

3 3 1

6 2

(окисление) (восстановление)

6FeSO₄ + 2HNO₃ + 3H₂SO₄  =  3Fe₂(SO₄)₃ + 2NO + 4H₂O.

В рассмотренном примере в протекании окислительно-восстановительной реакции принимает участие серная кислота. Она необходима для связывания образовавшегося трехвалентного железа. Нужное количество молекул H₂SO₄ определяется после расстановки коэффициентов перед продуктами реакции в соответствии с основными коэффициентами в левой части уравнения. Водород или кислород уравниваются в последнюю очередь добавлением молекул воды.

5. Окислитель или восстановитель, кроме основной окислительно-восстановительной реакции, расходуется также на связывание образующихся продуктов реакции. Например:

1 3 группы по два иона хлора, всего шесть ионов хлора

(восстановление) (окисление)

K₂Cr₂O₇ + 6HCl            2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl.

На связывание продуктов реакции в соответствии с основными коэффициентами необходимо 8 молекул HCl, которые не окисляются (на образование 2 молекул CrCl₃ и 2 молекул KCl). Таким образом:

K₂Cr₂O₇ + 6HCl + 8HCl ® 2CrCl₃ + 3Cl₂ +  2KCl.

на восстановление   на связывание

Уравниваем водород или кислород, добавив в правую часть уравнения 7 молекул воды H₂O, и получим окончательно:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl ® 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl + 7H₂O.

6.

8 2

4 1

(окисление) (восстановление)

Основные коэффициенты 4 и 1:

4Сa + HNO₃          4Ca(NО₃)₂ + NH₄NO₃.

На связывание продуктов реакции требуется в соответствии с основными коэффициентами 9 молекул HNO₃:

4Сa + HNO₃ + 9HNO₃         4Ca(NО₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

на окисление     на связывание

7. Оба элемента - и отдающий и принимающий электроны - находятся в одной молекуле. Для нахождения основных коэффициентов подобные процессы рассматривают как бы идущими справа налево:

6 24   4

4 6

2 3

(окисление) (восстановление)

Основные коэффициенты 2 и 3 ставятся в правой части уравнения, левая часть уравнивается по правой части:

2KСlO₃ = 2KCl + 3O₂.

Контрольные вопросы.

1. Какие реакции называются окислительно-восстановительными и чем они отличаются от других химических реакций?
2. Что называется степенью окисления, процессами окисления и восстановления, окислителем, восстановителем? Приведите примеры.
3. Какие вещества могут быть только окислителями, и восстановителями, выполнять функцию окислителя и восстановителя? Почему? Приведите примеры.
4. Почему все металлы проявляют только восстановительные свойства, а многие неметаллы могут быть и окислителями, и восстановителями?
5. Укажите, какие из ионов и атомов могут являться только восстановителями, только окислителями и какие обладают окислительно-восстановительной двойственностью: S^2–, S⁴⁺, C²⁺, Zn²⁺, F₂⁰ , N³⁺, Mn⁷⁺, Cl^–, Sb³⁺.
6. Укажите, какие из приведенных процессов представляют собой окисление и какие восстановление: S^{0 →} S⁶⁺; Br₂^{0 →} 2Br ^–; 2H^{+ →} H₂; Cl^{– →} Cl⁵⁺; Mn^{7+ →} Mn²⁺.
7. Определите степень окисления серы и марганца в следующих соединениях: MnO₂, K₂MnO₄, Mn(OH)₃, MnO, KMnO₄, K₂S, S, H₂SO₄, SO₂, H₂SO₃.
8. Найдите окислитель и восстановитель и поставьте коэффициенты в окислительно-восстановительных реакциях, используя метод электронного баланса:

KClO3 + HCl → KCl + Cl2 + H2O,

FeS2 + O2 → Fe2O3 + SO2,

FeSO4 + HNO3 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + NO + H2O,

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO2 + H2O,

FeCl2 + KClO3 + HCl → FeCl3 + KCl + H2O,

Na3AsO3 + I2 + H2O → Na3AsO4 + HI.

9. Допишите уравнения окислительно-восстановительных реакций, учитывая, что Сr⁶⁺ в кислой среде восстанавливается до Сr³⁺:

C + K2Cr2O7 + H2SO4 → CO2 + ... ,

HI + K2Cr2O7 + H2SO4 → I2 + ... ,

H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + ...

10. Можно ли восстановить сульфат железа (III) в сульфат железа (II): а) раствором H₂SO₃ , б) железными опилками?
11. При взаимодействии цинка с разбавленной азотной кислотой образуются нитраты цинка и аммония. Напишите уравнение реакции.

Контрольный тест.

1.Взаимодействие натрия с водой является реакцией:

А)экзотермической, обратимой,соединения;

Б)экзотермической, замещения, гетерогенной;

В)эндотермической, замещения,необратимой;

Г)эндотермической,обмена,гомогенной.

2.Коэффициент перед формулой окислителя в уравнении реакции алюминия с бромом равен:

А)1    Б)2    В)3     Г)4

3.Сумма коэффициентов в сокращенном ионном уравнении между хлоридом железа (III) и гидроксидом калия равна:

А)6     Б)5     В)4       Г)3

4.К окислительно-восстановительным не относится реакция:

А)CH₄+2O₂=CO₂+2H₂O

Б) C₂H₂+2Br₂=C₂H₂Br₄

B) K₂O+H₂O=2KOH

Г) 2KMnO₄=K₂MnO₄+MnO₂+O₂

5.Коэффициент перед формулой восстановителя в уравнении реакции, схема которой S+HNO₃=H₂SO₄+NO, равен:

А)1         Б)2           В)3         Г)4

7.Тема КОМПЛЕКСНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

Цели: - знать основные положения координационной теории;

           - уметь применять правила номенклатуры комплексных соединений.

Соединения, в состав которых входят комплексные (сложные) ионы и имеются ковалентные связи, образованные по донорно-акцепторному механизму называются комплексными (координационными). Эти новые соединения отличаются по свойствам от составляющих их простых соединений – например, имеют иную окраску, растворимость и способность взаимодействовать с различными реагентами.

Комплексные ионы состоят из центрального атома, вокруг которого расположены другие ионы или полярные молекулы.

Центральный атом, или ион, называется комплексообразователем, молекулы, ионы расположенные около комплексообразователя - лигандами. Число лигандов называется координационным числом комплексообразователя. Комплексообразователь и лиганды образуют внутреннюю координационную сферу комплексного соединения, которую принято заключать в квадратные скобки. Заряд внутренней сферы равен алгебраической сумме зарядов центрального атома и всех лигандов. Частицы, которые не входят в состав внутренней сферы, образуют внешнюю координационную сферу, заряд которой нейтрализует заряд внутренней сферы.

В полученном комплексном соединении K[Ag(CN)₂] комплексообразователь - Ag⁺; лиганды – ионы CN^–; [Ag(CN)₂]^– - внутренняя координационная сфера комплекса, ионы К⁺ образует внешнюю сферу, координационное число (КЧ) комплексообразователя равно 2.

Схему строения комплексного соединения K[Ag(CN)₂] можно представить следующим образом:

Комплексообразователь		Лиганды
	K[Ag(CN)2]
Внешняя сфера		Внутрення сфера

Комплексообразователями чаще всего выступают положительно заряженные ионы металлов. Комплексообразование особенно характерно для ионов переходных металлов.

Лигандами могут быть различные неорганические и органические ионы и молекулы:

Координационные числа наиболее часто равны двум, четырем и шести, что соответствует линейной (К Ч = 2), квадратной, тетраэдрической (К Ч = 4) и октаэдрической (К Ч = 6) пространственным конфигурациям комплекса.

Образование химических связей в комплексе между комплексообразователем и лигандами происходит по донорно-акцепторному механизму “неподеленная пара электронов - свободная орбиталь”:

А:	+	□ В = А : В.
донор		акцептор

Комплексные ионы могут быть как катионами [Ag(NH₃)₂]⁺, так и анионами [Ag(CN)₂]^–. Известны комплексы, не несущие заряда, например, [Pt(NH₃)₂Cl₂], называемые комплексными неэлектролитами.

Среди комплексных соединений имеются:

кислоты: H[AuCl₄], H₂[SiF₆];

основания: [Ag(NH₃)₂]OH, [Cu(NH₃)4](OH)₂;

соли: [Ni(NH₃)₆](NO₃)₂, Na₃[AlF₆].

При составлении названий комплексных соединений вначале указывается анион, а затем катион в родительном падеже. В скобках римской цифрой пишется степень окисления комплексообразователя. Лиганды называются: Н₂O – акво, NH₃ – аммин, Cl^– – хлоро, CN^– – циано, SO₄^2– – сульфато и т. д.

Пример: [Ag(NH₃)₂]Cl – хлорид диамминсеребра (I); [Co(NH₃)₆](NO₃)₃ – нитрат гексаамминкобальта (III); [Zn(H₂O)₄]SO₄ – сульфат тетрааквоцинка (II); K₃[Fe(CN)₆] – гексацианоферрат (III) калия; K₂[PtCl₄] – тетрахлороплатинат (II) калия; [Pd(NH₃)₂Cl₂] – дихлородиамминпалладий.

Зная состав комплексного соединения и учитывая его электронейтральность, можно определить заряд комплексного иона и степень окисления комплексообразователя. Например, в соединении [Cr(NH₃)₄(H₂O)Cl]Cl₂. заряд комплексного иона численно равен, но противоположен по знаку заряду ионов внешней сферы (+2). Заряд комплексного иона также равен алгебраической сумме зарядов комплексообразователя и лигандов. В рассматриваемой соли степени окисления лигандов-молекул NH₃ и H₂O равны нулю, а иона хлора (–1). Степень окисления комплексообразователя Х рассчитывают следующим образом: + 2 = Х + (– 1); Х = + 3.

В водных растворах комплексные соединения диссоциируют образуя комплексные ионы и ионы внешней сферы. Этот процесс называется первичной диссоциацией. При первичной диссоциации комплексы ведут себя как сильные электролиты, так как связь между внутренней и внешней сферами ионного типа, например:

[Ag(NH₃)₂]Cl ^→ [Ag(NH₃)₂]⁺ + Cl^–;
K[Ag(CN)₂] ^→ K⁺ + [Ag(CN)₂]^–.

Комплексные ионы подвергаются вторичной диссоциации. Вторичная диссоциация протекает в незначительной степени вследствие того, что лиганды связаны с комплексообразователем прочной ковалентной связью (диссоциация сопровождается последовательным замещением лиганда во внутренней сфере на молекулы растворителя):

[Ag(NH₃)₂]⁺ Ag⁺ + 2NH₃;
[Ag(CN)₂]^– Ag⁺ + 2CN^–.

Контрольные вопросы.

1.Определить степень окисления и координационное число комплексообразователя в соединениях:

а) [Ag(NH3)2]Cl ,		б) K4[TiCl8] ,
в) K[Ag(CN)2] ,		г) Fe3[Fe(CN)6]2 .

2.Какие частицы могут выполнять функцию лигандов?

3.Изобразить координационные формулы следующих кристаллогидратов:

а) СrCl3 · 6H2O , б) СrCl3 · 4H2O , в) CuSO4 · 5H2O .

4.Определить заряды комплексных ионов, координационные числа и степень окисления комплексообразователей в соединениях:

а) K4[Fe(CN)6] , K[Fe(SO4)2] , б) K2[HgI4] .

5.Определите степень окисления и координационное число комплексо-образователя в следующих комплексных соединениях:

а) K[AuBr4]; б) [Cd(NH3)4](OH)2; в) Na3[Ag(S2O3)2]; г) H[Co (H2O)2(CN)4]; д) Cu2[Fe(CN)6];

е) K3[Co(NO2)6]; ж) Ba[Cu(CNS)(CN)3]; з) [Cr(NH3)4(H2O)2]Br3; и) K[Pt(NH3)Cl3]; к) K4[TiCl8]

6.Определите заряд комплексных ионов и составьте формулы комплексных соединений с приведенным катионом или анионом:

а) [Bi3+I4]; б) [Cr3+(NH3)5Cl]; в) [Cu2+(NH3)4]; г) [Cr3+(H2O)4Cl2];

д) [Co3+(H2O)4Cl2]; ж) [Co3+(NH3)2(NO2)4]; з) [Pt2+(NH3)3(NO2)]; и) [Ni2+(CN)4];

7.Из каких солей можно получить K₄[Fe(CN)₆]? Напишите уравнение реакции.

8.Известно, что из раствора комплексной соли CoCl₃·6NH₃ нитрат серебра осаждает весь хлор, а из раствора CoCl₃·5NH₃ - только 2/3 хлора. Исходя из этого напишите координационные формулы обоих соединений и уравнения их диссоциации.

9.Напишите в молекулярной и ионной формах уравнение реакции между Cu(NO₃)₂ и K₄[Fe(CN)₆], протекающей с образованием осадка.

10.Вычислите заряды комплексообразователей в следующих комплексных ионах:

а) [SnF6]2–; б) [Au(CN)2Br2] –; в) [AuCl4] –; г) [Pt(OH)6]2–; д) [Cr(NH3)3(H2O)3]3+; е) [Co(CN)4(H2O)2] –;

ж) [Pt(SO3)4] 6–; з) [Pt(SO3)4] 4–; и) [Ni(NH3)6]2+; к) [Pt(NO3)2 Cl4] 2–; л) [Pt(NH3)5Cl] 3+; м) [Co(NH3)5CNS] 2+.

8.Тема   Скорость химических реакций.

Цели: - знать основные вопросы химической кинетики;

          - уметь характеризовать факторы, влияющие на химические   процессы.

Химической кинетикой называется учение о скорости химических реакций  и ее зависимости от различных факторов (концентрации реагентов, t, Р, катализатора и т.д.).

Химические реакции протекают с различной скоростью. Одни реакции заканчиваются в течение долей секунды (разложение взрывчатых веществ), другие – продолжаются минутами, часами, сутками, третьи – длятся десятки, сотни, тысячи лет (процессы, протекающие в земной коре).

Скорость конкретной реакции тоже может изменяться в широких пределах в зависимости от условий ее протекания (смесь водорода и кислорода при обычной температуре может сохраняться без изменений неограниченное время; при введении в нее соответствующего катализатора она реагирует весьма бурно;  при 630 °С она реагирует и без катализатора).

Фазой называется часть системы, отличающаяся по своим физическим и химическим свойствам от других частей системы и отделенная от них поверхностью раздела, при переходе через которую свойства системы резко меняются.

Системы, состоящие из одной фазы, называются гомогенными, из нескольких фаз – гетерогенными. Соответственно реакции, в которых взаимодействующие вещества находятся в одной фазе, называются гомогенными, а реакции, в которых вещества соединяются в различных фазах – гетерогенными.

Скорость гомогенной химической реакции принято выражать изменением  концентрации реагирующих веществ или образовывающихся продуктов реакции в единицу времени. Концентрации исходных веществ в ходе реакции уменьшаются, а концентрации продуктов реакции возрастают во времени. Скорость гомогенной химической реакции по мере израсходования исходных веществ уменьшается.

Средняя скорость реакции v_ср в интервале времени от t₁ до t₂ определяется соотношением:

    ;          .

 

Мгновенная скорость – это скорость реакции в данный момент времени t. Она определяется производной от концентрации по времени:

Скорость реакции всегда считается положительной. Если при расчетах берем изменение концентрации исходных веществ, то в указанном выражении ставится знак «­-»; если это касается  продуктов реакции, то следует принимать знак «+».

Факторы, влияющие на скорость химической реакции:

1.      природа реагирующих веществ;

2.      концентрация реагентов;

3.      температура;

4.      катализаторы;

5.      дисперсность (для твердых веществ);

6.      кислотность среды (для реакции в растворах);

7.      форма реактора (для цепных реакций);

8.      интенсивность освещения видимыми или УФ-лучами (для фотохимических реакций);

9.      интенсивность облучения -лучами (для радиационно – химических реакций) и т.д.

Природа реагирующих веществ

2NO + O₂ = 2NO₂ – идет при стандартных условиях.

2CO + O₂ = 2CO₂ – не реагирует при стандартных условиях, хотя чисто внешне уравнения данных реакций похожи, но природа веществ различна.

Концентрация реагентов

Необходимой предпосылкой взаимодействия веществ является столкновение молекул. Число столкновений, а значит и скорость химической реакции, зависит от концентрации реагирующих веществ: чем больше молекул, тем больше и столкновений.

Закон действующих масс

Для реакции   аА  +  вВ  ®  сС   скорость прямой реакции

,

где [А], [В] – молярные концентрации реагирующих веществ А и В; k – константа скорости химической реакции (данной).

Физический смысл константы скорости: она равна скорости реакции, когда [А]=1 моль/л  и [В]=1 моль/л .

Гомогенная реакция:   2NO_(г) + O_2(г)  = 2NO_2(г)

                                     v=k×[NO]²·[O₂].

Гетерогенная реакция:   С_(тв.) +  О_2(г)  =  СО_2(г)

                                        v=k×[O₂].

Считается, что площадь поверхности угля, на которой происходит реакция, остается постоянной в течение длительного времени и ее учитывает коэффициент   к.

Влияние температуры на скорость гомогенных реакций

Повышение температуры увеличивает скорость движения молекул и вызывает, соответственно, возрастание числа столкновений между ними. Последнее влечет за собой и повышение скорости химической реакции.

В количественном отношении влияние температуры на скорость гомогенных химических реакций может быть выражено в приближенной форме правилом Вант-Гоффа:

повышение температуры на 10° увеличивает скорость гомогенных химических реакций примерно в 2÷4 раза.

Математически это будет выглядеть следующим образом:

,

где  - температурный коэффициент скорости реакции, равный примерно 2÷4.

Если бы каждое столкновение приводило к акту взаимодействия, все реакции должны были бы протекать со скоростью взрыва. На самом деле к актам взаимодействия приводит лишь незначительное число столкновений. К реакции приводят столкновения только активных молекул, запас энергии которых достаточен для совершения элементарного акта реакции. Число активных соударений при данной температуре пропорционально общему содержанию реагирующих молекул. С ростом температуры число активных соударений возрастает гораздо сильнее, чем общее число столкновений.

Для того, чтобы при столкновении молекулы успели прореагировать, химические связи должны быть «расшатаны». Для этого молекула должна обладать повышенным запасом энергии. Молекулы, обладающие этим необходимым запасом энергии, называются активированными. При нагревании веществ активизация молекул происходит благодаря ускорению их поступательного движения, а также вследствие усиления колебательного движения атомов и атомных групп в самих молекулах. Все это приводит к ослаблению связей внутри молекул. Таким образом, для того, чтобы молекулы прореагировали, им необходимо преодолеть некоторый энергетический барьер.

Катализаторами называются вещества, которые влияют на скорость химической реакции, но их химический состав сохраняется после промежуточных стадий. Влияние катализаторов на скорость химических реакций называется катализом.

Катализаторы могут снижать энергию активации, направляя реакцию по новому пути. Снижение энергии активации приводит к возрастанию доли реакционноспособных частиц и, следовательно, к ускорению процесса взаимодействия. Катализаторы, ускоряющие реакцию, называются положительными. Известны также отрицательные катализаторы (ингибиторы). Они замедляют реакцию, связывая активные промежуточные молекулы или радикалы, и тем самым препятствуют протеканию реакции.

Контрольные вопросы.

1. Что называется скоростью химической реакции (средней, истинной), каковы единицы измерения скорости?
2. Какую зависимость дает закон действия масс? Сформулируйте его и дайте математическую запись закона для конкретных реакций: а) реакции синтеза аммиака, 6) реакции окисления оксида серы (IV) в оксид серы (VI).
3. Как зависит скорость химических реакций от температуры? Дайте понятия энергии активации и активных молекул.
4. Что такое катализ? В чем заключается суть действия катализатора? Дайте понятие гомогенного и гетерогенного катализа.
5. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от 20°С до 80°С? Температурный коэффициент равен двум.
6. Как изменится скорость реакции образования аммиака N₂ + 3H₂ = 2NH₃, если увеличить давление в три раза?

9.Тема: Обратимость химических реакций. Химическое равновесие.

Цели: - знать понятие обратимости реакций и химического равновесия;

         - уметь практически использовать принцип Ле Шателье.

1. Необратимые реакции.

Химически необратимые реакции при  данных условиях идут практически до конца, до полного расхода одного из реагирующих веществ (NH₄NO₃ → 2H₂O + N₂O – никакая попытка получить нитрат из Н₂О и N₂O не приводит к положительному результату).

Признаки: 1) выделение большого количества тепла;

                   2) выделение газа;

                   3) образование малодиссоциирующих веществ.

2.Обратимые реакции.

Химически обратимые реакции протекают одновременно при данных условиях как в прямом, так и в обратном направлении. Необратимых реакций меньше, чем обратимых. Примером обратимой реакции служит взаимодействие водорода с иодом:

; .

Через некоторое время скорость образования HI станет равной скорости его разложения:

; .

Иными словами, наступит химическое равновесие:

3.Химическое равновесие.

Химическим равновесием называется состояние системы, при котором скорость образования продуктов реакции равна скорости их превращения в исходные реагенты.

Химическое равновесие является динамическим, то есть его установление не означает прекращения реакции.

Признаки истинного химического равновесия:

1.           состояние системы остается неизменным во времени при отсутствии внешних воздействий;

2.           состояние системы изменяется под влиянием внешних воздействий, сколь малы бы они ни были;

3.           состояние системы не зависит от того, с какой стороны она подходит к равновесию.

На основании равенства скоростей прямой и обратной реакций при равновесии можно записать:

.

Таким образом видим, что при установившемся равновесии произведение концентраций продуктов реакции, деленное на произведение концентраций исходных веществ, в степенях, равных соответствующим стехиометрическим коэффициентам, для данной реакции при данной температуре представляет собой постоянную величину, называемую константой равновесия.

В общем виде для реакции

выражение для константы равновесия должно быть записано:

.

Концентрации реагентов при установившемся равновесии называются равновесными концентрациями.

В случае гетерогенных обратимых реакций в выражение К_с входят только равновесные концентрации газообразных и растворенных веществ. Так, для реакции СаСО₃ ↔ СаО + СО₂

К_с=[СО₂].

При неизменных внешних условиях положение равновесия сохраняется сколь угодно долго. При измении внешних условий положение равновесия может измениться. Изменение температуры, концентрации реагентов (давления для газообразных веществ) приводит к нарушению равенств скоростей прямой и обратной реакций и, соответственно, к нарушению равновесия. Через некоторое время равенство скоростей  восстановится. Но равновесные концентрации реагентов в новых условиях будут уже другими. Переход системы из одного равновесного состояния к другому называется смещением или сдвигом равновесия. Химическое равновесие можно сравнить с положением коромысла весов. Подобно тому, как оно изменяется от давления груза на одну из чашек, химическое равновесие может смещаться в сторону прямой или обратной реакции в зависимости от условий процесса. Каждый раз при этом устанавливается новое равновесие, соответствующее новым условиям.

Численное значение константы обычно изменяется с изменением температуры. При постоянной температуре значения К_с не зависят ни от давления, ни от объема, ни от концентраций веществ.

Зная численное значение К_с, можно вычислить значения равновесных концентраций или давлений каждого из участников реакции.

Например, допустим, что необходимо вычислить равновесную концентрацию HI, получающуюся в результате реакции Н₂ + I₂ ↔ 2HI. Обозначим исходные концентрации Н₂ и I₂ через С, а их изменение к моменту равновесия через х (моль/л). Тогда равновесные концентрации реагентов составляют:

[I₂] = (C – x); [H₂] = (C – x) = [I₂]; [HI] = 2x.

Имеем     .    Исходя из этого выражения, можно рассчитать х и, значит,  равновесные концентрации реагентов.

Для реакций с участием газов удобнее пользоваться парциальными давлениями веществ. Константу равновесия в этом случае обозначают через К_р.

Существует связь между К_с и К_р. На примере реакции синтеза аммиака найдем ее.

N₃+ 3H₂ ↔ 2NH₃;

.

4. Принцип Ле Шателье.

Направление смещения положения химического равновесия в результате изменения внешних условий определяется принципом Ле Шателье:

если на систему, находящуюся в равновесии, оказать какое-либо воздействие, то в системе усиливаются те процессы, которые стремятся свести это воздействие к минимуму.

Влияние концентраций реагирующих веществ на состояние

 равновесия

При контактном способе получения Н₂SO₄ окисление SO₂ в SO₃ в присутствии катализатора (Pt или V₂O₅) идет по уравнению:

.

Если в эту равновесную систему добавить извне О₂, то в системе усиливается процесс, стремящийся понизить концентрацию О₂. Таким процессом является прямая реакция SO₂ с О₂ с образованием SO₃. Таким образом, равновесие в системе сместится в сторону образования SO₃. К этому же выводу можно прийти при анализе выражения для константы равновесия:

.

При увеличении концентрации О₂ (знаменатель в этом выражении) должна возрасти концентрация SO₃ (числитель). Это следует из того, что К_с=const. Таким образом, повышение концентрации O₂ сдвинет равновесие к более полному использованию SO₂ и к большему выходу SO₃.

Влияние давления на состояние равновесия

Давление имеет существенное значение при реакциях между газами.

В результате увеличения давления повышается концентрация реагирующих веществ и, соответственно, скорость реакции.

Рассмотрим возможные случаи.

А). В реакции сумма молей исходных веществ равна сумме молей продуктов реакции. Суммарные соответствующие объемы газов тоже будут равными.

.

Если увеличить давление в закрытом реакционном сосуде, например, в 2 раза, то объем изменится тоже вдвое. Соответственно, вдвое изменится и концентрация газов. Скорость прямой и обратной реакций возрастает, но в равное количество раз. Поэтому смещения химического равновесия при этом не происходит.

.

Таким образом, если объемы исходных и конечных газообразных продуктов равновесной системы равны между собой, то изменение давления не нарушает равновесия.

Б).  Сумма молей исходных веществ больше суммы молей образующихся продуктов:

N₂ + 3H₂ Û 2NH₃.

Из четырех молей исходных веществ образуется два моля продуктов - реакция протекает с уменьшением объема. [При повышении давления концентрация исходных веществ будет увеличиваться в большей степени, чем концентрация продуктов, что приводит к смещению равновесия в сторону образования аммиака.]

.

В). Сумма молей исходных веществ меньше суммы молей продуктов:

N₂O₄ <=> 2NO₂;

.

Прямая реакция ведет к увеличению числа молей вещества в системе, то есть к увеличению давления.

При протекании обратной реакции, наоборот давление в системе падает. Если при установившемся равновесии повысить давление, то система окажет противодействие, стремясь к начальному состоянию. Равновесие будет смещаться в сторону обратной реакции, сопровождающейся понижением давления, то есть в сторону образования N₂O₄. Если давление снизить, то равновесие сместится в сторону прямой реакции, сопровождающейся повышением давления, то есть в сторону образования NO₂.

Выводы:

·                    при изменении давления равновесие смещается только в тех обратимых реакциях, которые сопровождаются изменением объемов газообразных веществ;

·                    повышение давления сдвигает равновесие в сторону меньших объемов, понижение – в сторону больших объемов.

Влияние температуры на состояние равновесия

2Н₂ + О₂ <=> 2Н₂О_(г) +  484,9 кДж.

Процесс образования воды является экзотермическим, разложение – эндотермическим.

В соответствии с принципом Ле Шателье при подведении теплоты к этой равновесной системе равновесие должно смещаться в сторону эндотермической реакции, то есть должно приводить к разложению воды. В результате этого произойдет уменьшение равновесной концентрации водяного пара и увеличение равновесных концентраций водорода и кислорода.

Охлаждение этой системы приведет к усилению экзотермического процесса.

Рассмотрим систему:

N₂ + 3H₂ <=> 2NH₃ + 92кДж.

Понижение температуры смещает равновесие вправо, то есть увеличивает выход NH₃. Однако в промышленности этот процесс ведется при довольно высоких температурах. Это вызвано тем, что при низких температурах скорость установления равновесия мала, хотя выход целевого продукта выше.

Таким образом, при нагревании равновесной системы равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при охлаждении – в сторону экзотермической реакции.

Влияние катализаторов на состояние равновесия

Введение катализаторов в равновесную систему не вызывает смещения равновесия, поскольку катализатор, ускоряя прямую реакцию, в такой же мере ускоряет и обратную реакцию. Но введение катализаторов позволяет добиваться наступления равновесия в более короткие сроки.

Контрольные вопросы.

1. Что изучает химическая кинетика?
2. Что такое скорость химической реакции?
3. Единицы измерения скорости химической реакции.
4. Как читается и записывается математически закон действия масс?
5. Какие молекулы называют активными?
6. Что такое энергия активации?
7. Энергия активации и энергия активных молекул одно понятие или разные?
8. За счет чего температура изменяет скорость химической реакции?
9. Что такое катализатор, катализ?
10. Механизм действия катализатора.
11. Что такое химическое равновесие, почему его называют динамическим?
12. Что такое смещение химического равновесия?
13. Как читается принцип Ле-Шателье?
14. Как записывается математический закон действия масс в гомогенных и гетерогенных системах?
15. Константа химического равновесия для гомогенных и гетерогенных химических реакций.