Учебно-методическое пособие по общей химии

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ЗАКОНЫ ХИМИИ
Химия - наука о веществах, закономерностях их превращений (физических и химических
свойствах) и применении. В настоящее время известно более 100 тыс. неорганических и
более 4 млн. органических соединений.
Химические явления: одни вещества превращаются в другие, отличающиеся от исходных
составом и свойствами, при этом состав ядер атомов не изменяется.
Физические явления: меняется физическое состояние веществ (парообразование,
плавление, электропроводность, выделение тепла и света, ковкость и др.) или образуются
новые вещества с изменением состава ядер атомов.
Атомно - молекулярное учение.
1. Все вещества состоят из молекул. Молекула - наименьшая частица вещества,
обладающая его химическими свойствами.
2. Молекулы состоят из атомов. Атом - наименьшая частица химического элемента,
сохраняющая все его химические свойства. Различным элементам соответствуют
различные атомы.
3. Молекулы и атомы находятся в непрерывном движении; между ними существуют
силы притяжения и отталкивания.
Химический элемент - это вид атомов, характеризующийся определенными зарядами ядер
и строением электронных оболочек. В настоящее время известно 110 элементов: 89 из них
найдены в природе (на Земле), остальные получены искусственным путем. Атомы
существуют в свободном состоянии, в соединениях с атомами того же или других
элементов, образуя молекулы. Способность атомов вступать во взаимодействие с другими
атомами и образовывать химические соединения определяется его строением. Атомы
состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов,
движущихся вокруг него, образуя электронейтральную систему, которая подчиняется
законам, характерным для микросистем.
Атомное ядро - центральная часть атома, состоящая из Z протонов и N нейтронов, в
которой сосредоточена основная масса атомов.
Заряд ядра - положительный, по величине равен количеству протонов в ядре или
электронов в нейтральном атоме и совпадает с порядковым номером элемента в
периодической системе. Сумма протонов и нейтронов атомного ядра называется
массовым числом A = Z + N.
Изотопы - химические элементы с одинаковыми зарядами ядер, но различными
массовыми числами за счет разного числа нейтронов в ядре.
Массовое
число
Заряд
ядра
A
Э
Z
63
65
Cu и
Cu;
29
29
35
37
Cl и
Cl
17
17
Химическая формула - это условная запись состава вещества с помощью химических
знаков (предложены в 1814 г. Й. Берцелиусом) и индексов (индекс - цифра, стоящая
справа внизу от символа. Обозначает число атомов в молекуле). Химическая формула
показывает, атомы каких элементов и в каком отношении соединены между собой в
молекуле.
Аллотропия - явление образования химическим элементом нескольких простых веществ,
различающихся по строению и свойствам. Простые вещества- молекулы, состоят из
атомов одного и того же элемента.
Cложные вещества - молекулы, состоят из атомов различных химических элементов.
Международная единица атомных масс равна 1/12 массы изотопа
природного углерода.
12
C - основного изотопа
1 а.е.м = 1/12 • m (12C) = 1,66057 • 10-24 г
Относительная атомная масса (Ar) - безразмерная величина, равная отношению средней
массы атома элемента (с учетом процентного содержания изотопов в природе) к 1/12 массы
атома 12C.
Средняя абсолютная масса атома (m) равна относительной атомной массе, умноженной
на а.е.м.
Ar(Mg) = 24,312
m (Mg) = 24,312 • 1,66057 • 10-24 = 4,037 • 10-23 г
Относительная молекулярная масса (Mr) - безразмерная величина, показывающая, во
сколько раз масса молекулы данного вещества больше 1/12 массы атома углерода 12C.
Mг = mг / (1/12 mа(12C))
mr - масса молекулы данного вещества;
mа(12C) - масса атома углерода 12C.
Mг = Aг(э). Относительная молекулярная масса вещества равна сумме относительных
атомных масс всех элементов с учетом индексов.
Примеры.
Mг(B2O3) = 2 • Ar(B) + 3 • Ar(O) = 2 • 11 + 3 • 16 = 70
Mг(KAl(SO4)2) = 1 • Ar(K) + 1 • Ar(Al) + 1 • 2 • Ar(S) + 2 • 4 • Ar(O) =
= 1 • 39 + 1 • 27 + 1 • 2 • 32 + 2 • 4 • 16 = 258
Абсолютная масса молекулы равна относительной молекулярной массе, умноженной на
а.е.м. Число атомов и молекул в обычных образцах веществ очень велико, поэтому при
характеристике количества вещества используют специальную единицу измерения - моль.
Количество вещества, моль. Означает определенное число структурных элементов
(молекул, атомов, ионов). Обозначается , измеряется в моль. Моль - количество
вещества, содержащее столько же частиц, сколько содержится атомов в 12 г углерода.
Число Авогадро ди Кваренья (NA). Количество частиц в 1 моль любого вещества одно и то
же и равно 6,02 • 1023. (Постоянная Авогадро имеет размерность - моль-1).
Пример.
Сколько молекул содержится в 6,4 г серы?
Молекулярная масса серы равна 32 г /моль. Определяем количество г/моль вещества в 6,4
г серы:
n(s) = m(s) / M(s) = 6,4г / 32 г/моль = 0,2 моль
Определим число структурных единиц (молекул), используя постоянную Авогадро NA
N(s) = n(s) • NA = 0,2 • 6,02 • 1023 = 1,2 • 1023
Молярная масса показывает массу 1 моля вещества (обозначается M).
M=m/n
Молярная масса вещества равна отношению массы вещества к соответствующему
количеству вещества.
Молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе, однако
первая величина имеет размерность г/моль, а вторая - безразмерная.
M = NA • m(1 молекула) = NA • Mг • 1 а.е.м. = (NA • 1 а.е.м.) • Mг = Mг
Это означает, что если масса некоторой молекулы равна, например, 80 а.е.м. (SO3), то
масса одного моля молекул равна 80 г. Постоянная Авогадро является коэффициентом
пропорциональности, обеспечивающим переход от молекулярных соотношений к
молярным. Все утверждения относительно молекул остаются справедливыми для молей
(при замене, в случае необходимости, а.е.м. на г) Например, уравнение реакции: 2Na + Cl2
2NaCl, означает, что два атома натрия реагируют с одной молекулой хлора или, что
одно и то же, два моль натрия реагируют с одним молем хлора.
Закон сохранения массы веществ
(М.В.Ломоносов, 1748 г.; А.Лавуазье, 1789 г.)
Масса всех веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе всех продуктов
реакции.
Атомно-молекулярное учение этот закон объясняет следующим образом: в результате
химических реакций атомы не исчезают и не возникают, а происходит их
перегруппировка (т.е. химическое превращение- это процесс разрыва одних связей между
атомами и образование других, в результате чего из молекул исходных веществ
получаются молекулы продуктов реакции). Поскольку число атомов до и после реакции
остается неизменным, то их общая масса также изменяться не должна. Под массой
понимали величину, характеризующую количество материи.
В начале 20 века формулировка закона сохранения массы подверглась пересмотру в связи
с появлением теории относительности (А.Эйнштейн, 1905 г.), согласно которой масса тела
зависит от его скорости и, следовательно, характеризует не только количество материи, но
и ее движение. Полученная телом энергия E связана с увеличением его массы m
соотношением E = m • c2 , где с - скорость света. Это соотношение не используется в
химических реакциях, т.к. 1 кДж энергии соответствует изменению массы на ~10 -11 г и
m практически не может быть измерено. В ядерных реакциях, где Е в ~106 раз
больше, чем в химических реакциях, m следует учитывать.
Исходя из закона сохранения массы, можно составлять уравнения химических реакций и
по ним производить расчеты. Он является основой количественного химического анализа.
Составление химических уравнений
Включает три этапа:
1. Запись формул веществ, вступивших в реакцию (слева) и продуктов реакции (справа),
соединив их по смыслу знаками "+" и " " :
HgO
Hg + O2
2. Подбор коэффициентов для каждого вещества так, чтобы количество атомов каждого
элемента в левой и правой части уравнения было одинаково:
2HgO
2Hg + O2
3. Проверка числа атомов каждого элемента в левой и правой частях уравнения.
Расчеты по химическим уравнениям
Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе
сохранения массы веществ. В реальных химических процессах из-за неполного
протекания реакций и потерь масса продуктов обычно меньше теоретически рассчитаной.
Выходом реакции (h) называют отношение реальной массы продукта (mp) к теоретически
возможной (mт), выраженное в долях единицы или в процентах.
h= (mp / mт) • 100%
Если в условиях задач выход продуктов реакции не указан, его в расчетах принимают за
100% (количественный выход).
Пример 1
Сколько г меди образуется при восстановлении 8 г оксида водородом, если выход реакции
составил 82% от теоретического?
Решение
CuO + H2
Cu + H2O
1. Рассчитаем теоретический выход меди по уравнению реакции: 80 г (1 моль) CuO при
восстановлении может образовать 64 г (1 моль) Cu; 8 г CuO при восстановлении может
образовать Х г Cu
2. Определим, сколько граммов меди образуется при 82% выходе продукта:
6,4 г –– 100% выход (теоретический)
Х г –– 82%
X = (8 • 82) / 100 = 5,25 г
Пример 2
Определите выход реакции получения вольфрама методом алюминотермии, если из 33,14
г концентрата руды, содержащей WO3 и невосстанавливающиеся примеси (массовая доля
примесей 0,3) было получено 12,72 г металла?
Решение
a) Определим массу (г) WO3 в 33,14 г концентрата руды
w(WO3)= 1,0 - 0,3 = 0,7
m(WO3) = w(WO3) • mруды = 0,7 • 33,14 = 23,2 г
b) Определим теоретический выход вольфрама в результате восстановления 23,2 г WO3
порошком алюминия.
WO3 + 2Al
Al2O3 + W
При восстановлении 232 г (1 г-моль) WO3 образуется 187 г (1 г-моль) W, а из 23,2 г
WO3 –– Х г W
X = (23,2 • 187) / 232 = 18,7 г W
c) Рассчитаем практический выход вольфрама
18,7 г W –– 100%
12,72 г W –– Y%
Y = (12,72 • 100) / 18,7 = 68%
Пример 3.
Сколько граммов осадка сульфата бария образуется при слиянии растворов, содержащих
20,8 г хлорида бария и 8,0 г сульфата натрия?
Решение.
BaCl2 + Na2SO4
BaSO4 + 2NaCl
Расчет количества продукта реакции ведут по исходному веществу, взятому в недостатке.
1. Предварительно определяют, какое из двух исходных веществ находится в недостатке.
Обозначим количество г Na2SO4 –– X.
208 г (1моль) BaCl2 реагирует с 132 г (1 моль) Na2SO4; 20,8 г –– с Х г
X = (20,8 • 132) / 208 = 13,2 г Na2SO4
Мы установили, что на реакцию с 20,8 г BaCl2 затратится 13,2 г Na2SO4, а дано 18,0 г
Таким образом, сульфат натрия взят в реакцию в избытке и дальнейшие вычисления
следует вести по BaCl2, взятому в недостатке.
2. Определяем количество граммов выпавшего осадка BaSO4. 208 г (1 моль) BaCl2
образует 233 г (1 моль) BaSO4; 20,8 г –– Y г
Y = (233 • 20,8) / 208 = 23,3 г
Закон постоянства состава
Впервые сформулировал Ж.Пруст (1808 г).
Все индивидуальные химические вещества имеют постоянный качественный и
количественный состав и определенное химическое строение, независимо от способа
получения.
Из закона постоянства состава следует, что при образовании сложного вещества элементы
соединяются друг с другом в определенных массовых соотношениях.
Пример.
CuS - сульфид меди. m(Cu) : m(S) = Ar(Cu) : Ar(S) = 64 : 32 = 2 : 1
Чтобы получить сульфид меди (CuS) необходимо смешать порошки меди и серы в
массовых отношениях 2 : 1.
Если взятые количества исходных веществ не соответствуют их соотношению в
химической формуле соединения, одно из них останется в избытке.
Например, если взять 3 г меди и 1 г серы, то после реакции останется 1 г меди, который не
вступил в химическую реакцию. Вещества немолекулярного строения не обладают строго
постоянным составом. Их состав зависит от условий получения.
Массовая доля элемента w(Э) показывает, какую часть составляет масса данного элемента
от всей массы вещества: где n - число атомов; Ar(Э) - относительная атомная масса
элемента; Mr - относительная молекулярная масса вещества.
w(Э) = (n • Ar(Э)) / Mr
Зная количественный элементный состав соединения можно установить его простейшую
молекулярную формулу:
1. Обозначают формулу соединения Ax By Cz
2. Рассчитывают отношение X : Y : Z через массовые доли элементов:
w(A) = (х • Ar(А)) / Mr(AxByCz)
w(B) = (y • Ar(B)) / Mr(AxByCz)
w(C) = (z • Ar(C)) / Mr(AxByCz)
X = (w(A) • Mr) / Ar(А)
Y = (w(B) • Mr) / Ar(B)
Z = (w(C) • Mr) / Ar(C)
x : y : z = (w(A) / Ar(А)) : (w(B) / Ar(B)) : (w(C) / Ar(C))
3. Полученные цифры делят на наименьшее для получения целых чисел X, Y, Z.
4. Записывают формулу соединения.
Закон кратных отношений
(Д.Дальтон, 1803 г.)
Если два химических элемента дают несколько соединений, то весовые доли одного и
того же элемента в этих соединениях, приходящиеся на одну и ту же весовую долю
второго элемента, относятся между собой как небольшие целые числа.
N2O
N2O3
NO2(N2O4)
N2O5
Число атомов кислорода в молекулах этих соединений, приходящиеся на два атома азота,
относятся между собой как 1 : 3 : 4 : 5.
Закон объемных отношений
(Гей-Люссак, 1808 г.)
"Объемы газов, вступающих в химические реакции, и объемы газов, образующихся в
результате реакции, относятся между собой как небольшие целые числа".
Следствие. Стехиометрические коэффициенты в уравнениях химических реакций для
молекул газообразных веществ показывают, в каких объемных отношениях реагируют
или получаются газообразные вещества.
Примеры.
a)
2CO + O2
2CO2
При окислении двух объемов оксида углерода (II) одним объемом кислорода
образуется 2 объема углекислого газа, т.е. объем исходной реакционной смеси
уменьшается на 1 объем.
b) При синтезе аммиака из элементов:
n2 + 3h2
2nh3
Один объем азота реагирует с тремя объемами водорода; образуется при этом 2 объема
аммиака - объем исходной газообразной реакционной массы уменьшится в 2 раза.
Закон Авогадро .
(1811 г.)
В равных объемах различных газов при одинаковых условиях (температура, давление и
т.д.) содержится одинаковое число молекул.
Закон справедлив только для газообразных веществ.
Следствия.
1. Одно и то же число молекул различных газов при одинаковых условиях занимает
одинаковые объемы.
2. При нормальных условиях (0 C = 273 К , 1 атм = 101,3 кПа) 1 моль любого газа
занимает объем 22,4 л.
Пример 1.
Какой объем водорода при н.у. выделится при растворении 4,8 г магния в избытке
соляной кислоты?
Решение.
Mg + 2HCl
MgCl2 + H2
При растворении 24 г (1 моль) магния в HCl выделилось 22,4 л (1 моль) водорода; при
растворении 4,8 г магния –– Х л водорода.
X = (4,8 • 22,4) / 24 = 4,48 л водорода
Пример 2.
3,17 г хлора занимают объем равный 1 л (при н.у.). Вычислите по этим данным
молекулярную массу хлора.
Решение.
Находим массу 22,4 л хлора
1 л––3,17 г хлора
22,4 л–– Х г хлора
X = 3,17 • 22,4 = 71 г
Следовательно, молекулярная масса хлора - 71.
Объединенный газовый закон - объединение трех независимых частных газовых законов:
Гей-Люссака, Шарля, Бойля-Мариотта, уравнение, которое можно записать так:
P1V1 / T1 = P2V2 / T2
И наоборот, из объединенного газового закона
при P = const (P1 = P2) можно получить
V1 / T1 = V2 / T2
(закон Гей-Люссака);
при Т= const (T1 = T2):
P1V1 = P2V2
(закон Бойля-Мариотта);
при V = const
P1 / T1 = P2 / T2
(закон Шарля).
Уравнение Клайперона-Менделеева
Если записать объединенный газовый закон для любой массы любого газа, то получается
уравнение Клайперона-Менделеева:
pV= (m / M) RT
где m - масса газа; M - молекулярная масса; p - давление; V - объем; T - абсолютная
температура (°К); R - универсальная газовая постоянная (8,314 Дж/(моль • К) или 0,082 л
атм/(моль • К)).
Для данной массы конкретного газа отношение m / M постоянно, поэтому из уравнения
Клайперона-Менделеева получается объединенный газовый закон.
Пример.
Какой объем займет при температуре 17°C и давлении 250 кПа оксид углерода (II) массой
84 г?
Решение.
Количество моль CO равно:
n(CO) = m(CO) / M(CO) = 84 / 28 = 3 моль
Объем CO при н.у. составляет
3 • 22,4 л = 67,2 л
Из объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:
(P • V) / T = (P0 • V0) / T2
Следует
V(CO) = (P0 • T • V0) / (P • T0) = (101,3 • (273 + 17) • 67,2) / (250 • 273) = 28,93 л
Относительная плотность газов показывает, во сколько раз 1 моль одного газа тяжелее
(или легче) 1 моля другого газа.
DA(B) = r(B) / r(A) = M(B) / M(A)
Средняя молекулярная масса смеси газов равна общей массе смеси, деленной на общее
число молей:
Mср = (m1 +.... + mn) / (n1 +.... + nn) = (M1 • V1 + .... Mn • Vn) / (n1 +.... + nn)
Пример1.
Плотность некоторого газообразного вещества по водороду равна 17. Чему равна его
плотность по воздуху (Мср.=29).
Решение.
DH2 = Mв-ва / MH2 = Мв-ва / 2
Мв-ва= 2DH2 = 34
Dвозд = Mв-ва / Mвозд. ср = 34 / 29 = 1,17
Пример2.
Определите плотность по воздуху смеси азота, аргона и углекислого газа, если массовые
доли компонентов составляли 15, 50 и 35% соответственно.
Решение.
Dсмеси(по воздуху) = Mсмеси / Mвозд. = Мсмеси / 29
Mсмеси = (15 • 28 + 50 • 40 + 35 • 44) / 100 = (420 + 2000 + 1540) / 100 = 39,6
Dсмеси(по воздуху) = Mсмеси / 29 = 39,6 / 29 = 1,37
Планетарная модель строения атома
(Э.Резерфорд, 1911 г.)
1. Атомы химических элементов имеют сложное внутреннее строение.
2. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную
часть пространства внутри атома.
3. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточена в ядре атома(масса
электрона равна 1/1823 а.е.м.).
4. Вокруг ядра по замкнутым орбиталям движутся электроны. Их число равно заряду
ядра. Поэтому атом в целом - электронейтрален.
Ядро атома
Ядро атома состоит из протонов и нейтронов (общее название - нуклоны). Число протонов
в ядре атома элемента строго определено - равно порядковому номеру элемента в
периодической системе - Z. Число нейтронов в ядре атомов одного и того же элемента
может быть различным - A - Z (где А - относительная атомная масса элемента; Z порядковый номер).
Заряд ядра атома определяется числом протонов. Масса ядра определяется суммой
протонов и нейтронов.
Изотопы
Изотопы - разновидности атомов определенного химического элемента, имеющие
одинаковый атомный номер, но разные массовые числа. Обладают ядрами с одинаковым
числом протонов и различным числом нейтронов, имеют одинаковое строение
электронных оболочек и занимают одно и то же место в периодической системе
химических элементов.
Относительные атомные массы элементов, приводимые в периодической системе - есть
средние массовые числа природных смесей изотопов. Поэтому они и отличаются от
целочисленных значений.
СТРОЕНИЕ АТОМА
При химических реакциях ядра атомов остаются без изменений, изменяется лишь
строение электронных оболочек вследствие перераспределения электронов
между атомами. Способностью атомов отдавать или присоединять электроны
определяются его химические свойства.
Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Благодаря
волновым свойствам электроны в атоме могут иметь только строго определенные
значения энергии, которые зависят от расстояния до ядра. Электроны,
обладающие близкими значениями энергии образуют энергетический уровень. Он
содержит строго определенное число электронов - максимально 2n2.
Энергетические уровни подразделяются на s-, p-, d- и f- подуровни; их число
равно номеру уровня.
Квантовые числа электронов
Состояние каждого электрона в атоме обычно описывают с помощью четырех
квантовых чисел: главного (n), орбитального (l), магнитного (m) и спинового (s).
Первые три характеризуют движение электрона в пространстве, а четвертое вокруг собственной оси.
Главное квантовое число (n). Определяет энергетический уровень электрона,
удаленность уровня от ядра, размер электронного облака. Принимает целые
значения (n = 1, 2, 3 ...) и соответствует номеру периода. Из периодической
системы для любого элемента по номеру периода можно определить число
энергетических уровней атома и какой энергетический уровень является внешним.
Пример.
Элемент кадмий Cd расположен в пятом периоде, значит n = 5. В его атоме
электроны раcпределены по пяти энергетическим уровням (n = 1, n = 2, n = 3, n =
4, n = 5); внешним будет пятый уровень (n = 5).
Орбитальное квантовое число (l) характеризует геометрическую форму орбитали.
Принимает значение целых чисел от 0 до (n - 1). Независимо от номера
энергетического уровня, каждому значению орбитального квантового числа
соответствует орбиталь особой формы. Набор орбиталей с одинаковыми
значениями n называется энергетическим уровнем, c одинаковыми n и l подуровнем.
Для
l=0 s- подуровень, s- орбиталь – орбиталь сфера
l=1 p- подуровень, p- орбиталь – орбиталь гантель
l=2 d- подуровень, d- орбиталь – орбиталь сложной формы
f-подуровень, f-орбиталь – орбиталь еще более сложной формы
S - орбиталь
Три p – орбитали
Пять d – орбиталей
На первом энергетическом уровне (n = 1) орбитальное квантовое число l
принимает единственное значение l = (n - 1) = 0. Форма обитали - сферическая; на
первом энергетическом только один подуровень - 1s. Для второго энергетического
уровня (n = 2) орбитальное квантовое число может принимать два значения: l = 0,
s- орбиталь - сфера большего размера, чем на первом энергетическом уровне; l =
1, p- орбиталь - гантель. Таким образом, на втором энергетическом уровне
имеются два подуровня - 2s и 2p. Для третьего энергетического уровня (n = 3)
орбитальное квантовое число l принимает три значения: l = 0, s- орбиталь - сфера
большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 1, p- орбиталь гантель большего размера, чем на втором энергетическом уровне; l = 2, dорбиталь сложной формы.
Таким образом, на третьем энергетическом уровне могут быть три энергетических
подуровня - 3s, 3p и 3d.
Магнитное квантовое число (m) характеризует положение электронной орбитали в
пространстве и принимает целочисленные значения от -I до +I, включая 0. Это
означает, что для каждой формы орбитали существует (2l + 1) энергетически
равноценных ориентации в пространстве.
Для s- орбитали (l = 0) такое положение одно и соответствует m = 0. Сфера не
может иметь разные ориентации в пространстве.
Для p- орбитали (l = 1) - три равноценные ориентации в пространстве (2l + 1 = 3):
m = -1, 0, +1.
Для d- орбитали (l = 2) - пять равноценных ориентаций в пространстве (2l + 1 = 5):
m = -2, -1, 0, +1, +2.
Таким образом, на s- подуровне - одна, на p- подуровне - три, на d- подуровне пять, на f- подуровне - 7 орбиталей.
Спиновое квантовое число (s) характеризует магнитный момент, возникающий при
вращении электрона вокруг своей оси. Принимает только два значения +1/2 и –1/2
соответствующие противоположным направлениям вращения.
Принципы заполнения орбиталей
1.
Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых
значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой
орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными
спинами).
2.
Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном
состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была
минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При
заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n.
Энергия орбиталей возрастает в ряду:
1S < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d
3.
4f < 6p < 7s.
Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально
возможное число неспаренных электронов в пределах определенного
подуровня.
Полная электронная формула элемента
Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента
по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной
конфигурацией этого атома. В основном (невозбужденном) состоянии атома все
электроны удовлетворяют принципу минимальной энергии. Это значит, что
сначала заполняются подуровни, для которых:
1) Главное квантовое число n минимально;
2) Внутри уровня сначала заполняется s- подуровень, затем p- и лишь затем
d- (l минимально);
3) Заполнение происходит так, чтобы (n + l) было минимально (правило
Клечковского);
4) В пределах одного подуровня электроны располагаются таким образом,
чтобы их суммарный спин был максимален, т.е. содержал наибольшее
число неспаренных электронов (правило Хунда).
5) При заполнении электронных атомных орбиталей выполняется принцип
Паули. Его следствием является, что энергетическому уровню с номером n
может принадлежать не более чем 2n2 электронов, расположенных на n2
подуровнях.
Полная электронная формула элемента
Пример.
Цезий (Сs) находится в 6 периоде, его 55 электронов (порядковый номер 55)
распределены по 6 энергетическим уровням и их подуровням. Cоблюдая
последовательность заполнения электронами орбиталей получим:
55Cs
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 5d10 6s1
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА
"Свойства элементов, а потому и образуемых ими простых и сложных тел
(веществ), стоят в периодической зависимости от их атомного веса".
Современная формулировка:
"свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими
соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов
химических элементов".
Физический смысл химической периодичности
Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены
правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического
уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.
Графическим изображением периодического закона является периодическая
таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп.
Период - горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным
значением главного квантового числа валентных электронов.
Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента.
Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и
пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на
внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен.
Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а
заканчиваются благородным газом (ns2 np6).
Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов
легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за
стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными
подуровнями. Заполнение внешнего s- подуровня указывает на металлические
свойства атома, а формирование внешнего p- подуровня - на неметаллические
свойства. Увеличение числа электронов на p- подуровне (от 1 до 5) усиливает
неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной,
энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns2 np6)
химически инертны.
В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу
происходит более плавно, чем в малых периодах, т.к. происходит формирование
внутреннего (n - 1) d- подуровня при сохранении внешнего ns2 - слоя. Большие
периоды состоят из четных и нечетных рядов.
У элементов четных рядов на внешнем слое ns2 - электроны, поэтому
преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра
невелико; в нечетных рядах формируется np- подуровень, что объясняет
значительное ослабление металлических свойств.
Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных
электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы.
Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные
электроны которых расположены на внешних ns- и np- подуровнях.
Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их
валентные электроны находятся на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n - 1) dподуровне (или (n - 2) f- подуровне).
В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d- или f-) заполняется валентными
электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s- элементы
(элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных
подгрупп III - VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы
(лантаноиды, актиноиды).
В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а
неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно
отличаются по свойствам.
Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов
подгруппы меди и восьмой группы).
Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших
оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I - III групп
(кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные.
Группа
Высший оксид
I
II
III
IV
V
VI
VII
Э2О
ЭО
Э 2О 3
ЭО2
Э2О5
ЭО3
Э2О7
VIII
(кроме инертных газов)
ЭО4
Гидрат высшего оксида
ЭОН
Э(ОН)2
Э(ОН)3
Н2ЭО3
Н3ЭО4
Н2ЭО4
НЭО4
Н4ЭО4
Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных
соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют твердые вещества гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV - VII групп - газообразные.
Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН4) нейтральны, V группы (ЭН3) - основания, VI и VII групп (Н2Э и НЭ) - кислоты.
От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома,
связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус - по периоду слева
направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность - по
периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается.
По положению элемента в периодической системе можно прогнозировать его
основные свойства как средние всех его соседей:
Пример
На основании периодической таблицы охарактеризуйте химические элементы с
порядковыми номерами 21 и 34.
Для характеристики химического элемента по периодической системе
Д.И.Менделеева следует рассмотреть:
1. Положение в периодической таблице (порядковый номер; период, ряд; группа,
подгруппа; атомная масса).
2. Строение атома (заряд ядра; состав ядра - количество протонов p11, нейтронов
n01 и электронов ē; число энергетических уровней и подуровней; написать
формулу электронной конфигурации; квантовые ячейки; по числу и характеру
валентных электронов определить тип элемента).
3. Формулы и химический характер соединений (высшего оксида и гидроксида;
водородных соединений).
4. Сравнить с соседями (по периоду, по группе).
a) Порядковый номер элемента Z = 21 обозначает: заряд ядра атома
элемента (скандия): 6521Sc – +21; число протонов p11: 21Sc – 21 p11; число
электронов ē: 21Sc – 21ē; число нейтронов n01 = Ar – Z = 65 – 21 = 44 – 44n10
Формула состава атома
65
21Sc
(21p11; 44n10; 21ē)
состав ядра

Скандий находится в IV периоде; номер периода обозначает число
энергетических уровней - 4.
Скандий расположен в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные
электроны будут находится на 4s- и 3d-подуровнях.
Электронная формула скандия
1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d1 4s2
[Ar]
21Sc
или в виде сокращенной записи: [Ar] 3d14s2
Электронная формула в виде квантовых ячеек:
21Sc
[Ar]
Скандий – d- элемент. Электронное строение атома заканчивается sэлектронами, поэтому элемент будет проявлять металлические свойства.
Формула высшего оксида – Sc2O3, гидроксида – Sc(OH)3 обладают слабыми
основными свойствами. Соединений с водородом не образует.
b) Порядковый номер 34 имеет селен Se. Элемент находится в IV периоде,
значит в атоме имеется 4 энергетических уровня. Он находится в главной
подгруппе VI группы; его валентные электроны распределены на 4s и 4pподуровнях.
Электронная формула селена:
34Se
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p4
Внешний уровень в виде квантовых ячеек имеет вид:
Атом селена имеет 6 валентных электронов; поэтому высшая валентность
равна 6, что соответствует номеру группы.
Селен - p- элемент, поэтому будет проявлять свойства неметалла.
Высший оксид SeO3, его гидроксид H2SeO4 и газообразное водородное
соединение H2Se имеют кислотный характер.
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Химическая связь - это взаимодействие двух атомов, осуществляемое путем
обмена электронами. При образовании химической связи атомы стремятся
приобрести устойчивую восьмиэлектронную (или двухэлектронную) внешнюю
оболочку, соответствующую строению атома ближайшего инертного газа.
Различают следующие виды химической связи: ковалентная (полярная и
неполярная; обменная и донорно-акцепторная), ионная, водородная и
металлическая.
КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ
Осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам.
Различают обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной
связи.
1) Обменный механизм. Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в
общую электронную пару:
H• + •H
H:H
2) Донорно-акцепторный механизм. Один атом (донор) предоставляет
электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары
свободную орбиталь;
Два атома могут обобществлять неcколько пар электронов. В этом случае говорят
о кратных связях:
(или N N) – тройная связь
Если электронная плотность расположена симметрично между атомами,
ковалентная связь называется неполярной.
Если электронная плотность смещена в сторону одного из атомов, то ковалентная
связь называется полярной.
Полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрицательностей
атомов.
Электроотрицательность - это способность атома притягивать электронную
плотность от других атомов. Самый электроотрицательный элемент - фтор, самый
электроположительный - франций.
КИНЕТИКА ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Скорость химических реакций
Химическое равновесие
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Скорость реакции определяется изменением молярной концентрации одного из
реагирующих веществ:
V=
С2 – С1
t2 - t1 =
С / t)
где С1 и С2 - молярные концентрации веществ в моменты времени t1 и t2
соответственно (знак (+) – если скорость определяется по продукту реакции, знак
(–) – по исходному веществу).
Реакции происходят при столкновении молекул реагирующих веществ. Ее
скорость определяется количеством столкновений и вероятностью того, что они
приведут к превращению. Число столкновений определяется концентрациями
реагирующих веществ, а вероятность реакции - энергией сталкивающихся
молекул.
Факторы, влияющие на скорость химических реакций.
1. Природа реагирующих веществ. Большую роль играет характер химических
связей и строение молекул реагентов. Реакции протекают в направлении
разрушения менее прочных связей и образования веществ с более прочными
связями. Так, для разрыва связей в молекулах H2 и N2 требуются высокие
энергии; такие молекулы мало реакционноспособны. Для разрыва связей в
сильнополярных молекулах (HCl, H2O) требуется меньше энергии, и скорость
реакции значительно выше. Реакции между ионами в растворах электролитов
протекают практически мгновенно.
Примеры
Фтор с водородом реагирует со взрывом при комнатной температуре, бром с
водородом взаимодействует медленно и при нагревании.
Оксид кальция вступает в реакцию с водой энергично, с выделением тепла;
оксид меди - не реагирует.
2. Концентрация. С увеличением концентрации (числа частиц в единице объема)
чаще происходят столкновения молекул реагирующих веществ - скорость
реакции возрастает.
Закон действующих масс (К. Гульдберг, П.Вааге, 1867г.)
Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению
концентраций реагирующих веществ.
aA + bB + . . .
...
V = k • [A]a • [B]b • . . .
Константа скорости реакции k зависит от природы реагирующих веществ,
температуры и катализатора, но не зависит от значения концентраций
реагентов.
Физический смысл константы скорости заключается в том, что она равна
скорости реакции при единичных концентрациях реагирующих веществ.
Для гетерогенных реакций концентрация твердой фазы в выражение скорости
реакции не входит.
3. Температура. При повышении температуры на каждые 10 C скорость реакции
возрастает в 2-4 раза (Правило Вант-Гоффа). При увеличении температуры от
t1 до t2 изменение скорости реакции можно рассчитать по формуле:
(t2 - t1) / 10
Vt2 / Vt1 =
(где Vt2 и Vt1 - скорости реакции при температурах t2 и t1 соответственно; температурный коэффициент данной реакции).
Правило Вант-Гоффа применимо только в узком интервале температур. Более
точным является уравнение Аррениуса:
k = A • e –Ea/RT
где
A - постоянная, зависящая от природы реагирующих веществ;
R - универсальная газовая постоянная [8,314 Дж/(моль • К) = 0,082 л •
атм/(моль • К)];
Ea - энергия активации, т.е. энергия, которой должны обладать
сталкивающиеся молекулы, чтобы столкновение привело к химическому
превращению.
Энергетическая диаграмма химической реакции.
Экзотермическая реакция
Эндотермическая реакция
А - реагенты, В - активированный комплекс (переходное состояние), С продукты.
Чем больше энергия активации Ea, тем сильнее возрастает скорость реакции
при увеличении температуры.
4. Поверхность соприкосновения реагирующих веществ. Для гетерогенных
систем (когда вещества находятся в разных агрегатных состояниях), чем
больше поверхность соприкосновения, тем быстрее протекает реакция.
Поверхность твердых веществ может быть увеличена путем их измельчения, а
для растворимых веществ - путем их растворения.
5. Катализ. Вещества, которые участвуют в реакциях и увеличивают ее скорость,
оставаясь к концу реакции неизменными, называются катализаторами.
Механизм действия катализаторов связан с уменьшением энергии активации
реакции за счет образования промежуточных соединений. При гомогенном
катализе реагенты и катализатор составляют одну фазу (находятся в одном
агрегатном состоянии), при гетерогенном катализе - разные фазы (находятся в
различных агрегатных состояниях). Резко замедлить протекание
нежелательных химических процессов в ряде случаев можно добавляя в
реакционную среду ингибиторы (явление "отрицательного катализа").
МЕНЮ
ВПЕРЕД
ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ
Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух
противоположных направлениях.
Химическое равновесие - состояние системы, в котором скорость прямой
реакции (V1) равна скорости обратной реакции (V2). При химическом равновесии
концентрации веществ остаются неизменными. Химическое равновесие имеет
динамический характер: прямая и обратная реакции при равновесии не
прекращаются.
Состояние химического равновесия количественно характеризуется константой
равновесия, представляющей собой отношение констант прямой (K1) и обратной
(K2) реакций.
Для реакции mA + nB
pC + dD константа равновесия равна
K = K1 / K2 = ([C]p • [D]d) / ([A]m • [B]n)
Константа равновесия зависит от температуры и природы реагирующих веществ.
Чем больше константа равновесия, тем больше равновесие сдвинуто в сторону
образования продуктов прямой реакции.
Способы смещения равновесия
Принцип Ле-Шателье. Если на систему, находящуюся в равновесии,
производится внешнее воздействие (изменяются концентрация, температура,
давление), то оно благоприятствует протеканию той из двух противоположных
реакций, которая ослабляет это воздействие
A+Б
V1
В
V2
1. Давление. Увеличение давления (для газов) смещает равновесие в сторону
реакции, ведущей к уменьшению объема (т.е. к образованию меньшего числа
молекул).
V1
A+Б
В ; увеличение P приводит к V1 > V2
V
2

2
1
2. Увеличение температуры смещает положение равновесия в сторону
эндотермической реакции (т.е. в сторону реакции, протекающей с
поглощением теплоты)
A+Б
V1
В + Q, то увеличение t C приводит к V2 > V1
V2
A+Б
V1
В - Q, то увеличение t C приводит к V1 > V2
V2
3. Увеличение концентрации исходных веществ и удаление продуктов из сферы
реакции смещает равновесие в сторону прямой реакции. Увеличение
концентраций исходных веществ [A] или [Б] или [А] и [Б]: V1 > V2.
4. Катализаторы не влияют на положение равновесия.
РАСТВОРЫ
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
РАСТВОРЫ. РАСТВОРИМОСТЬ
Растворы - однородная многокомпонентная система, состоящая из растворителя,
растворённых веществ и продуктов их взаимодействия.
По агрегатному состоянию растворы могут быть жидкими (морская вода),
газообразными (воздух) или твёрдыми (многие сплавы металлов).
Размеры частиц в истинных растворах - менее 10-9 м (порядка размеров молекул).
Ненасыщенные, насыщенные и перенасыщенные растворы
Если молекулярные или ионные частицы, распределённые в жидком растворе
присутствуют в нём в таком количестве, что при данных условиях не происходит
дальнейшего растворения вещества, раствор называется насыщенным.
(Например, если поместить 50 г NaCl в 100 г H2O, то при 20ºC растворится только
36 г соли).
Насыщенным называется раствор, который находится в динамическом
равновесии с избытком растворённого вещества.
Поместив в 100 г воды при 20ºC меньше 36 г NaCl мы получим ненасыщенный
раствор.
При нагревании смеси соли с водой до 100 C произойдёт растворение 39,8 г NaCl
в 100 г воды. Если теперь удалить из раствора нерастворившуюся соль, а раствор
осторожно охладить до 20ºC, избыточное количество соли не всегда выпадает в
осадок. В этом случае мы имеем дело с перенасыщенным раствором.
Перенасыщенные растворы очень неустойчивы. Помешивание, встряхивание,
добавление крупинок соли может вызвать кристаллизацию избытка соли и
переход в насыщенное устойчивое состояние.
Ненасыщенный раствор - раствор, содержащий меньше вещества, чем в
насыщенном.
Перенасыщенный раствор - раствор, содержащий больше вещества, чем в
насыщенном.
Растворение как физико-химический процесс
Растворы образуются при взаимодействии растворителя и растворённого
вещества. Процесс взаимодействия растворителя и растворённого вещества
называется сольватацией (если растворителем является вода - гидратацией).
Растворение протекает с образованием различных по форме и прочности
продуктов - гидратов. При этом участвуют силы как физической, так и химической
природы. Процесс растворения вследствие такого рода взаимодействий
компонентов сопровождается различными тепловыми явлениями.
Энергетической характеристикой растворения является теплота образования
раствора, рассматриваемая как алгебраическая сумма тепловых эффектов всех
эндо- и экзотермических стадий процесса. Наиболее значительными среди них
являются:
– поглощающие тепло процессы - разрушение кристаллической решётки, разрывы
химических связей в молекулах;
– выделяющие тепло процессы - образование продуктов взаимодействия
растворённого вещества с растворителем (гидраты) и др.
Если энергия разрушения кристаллической решетки меньше энергии гидратации
растворённого вещества, то растворение идёт с выделением теплоты
(наблюдается разогревание). Так, растворение NaOH – экзотермический процесс:
на разрушение кристаллической решётки тратится 884 кДж/моль, а при
образовании гидратированных ионов Na+ и OH- выделяется соответственно 422 и
510 кДж/моль.
Если энергия кристаллической решётки больше энергии гидратации, то
растворение протекает с поглощением теплоты (при приготовлении водного
раствора NH4NO3 наблюдается понижение температуры).
Растворимость
Предельная растворимость многих веществ в воде (или в других растворителях)
представляет собой постоянную величину, соответствующую концентрации
насыщенного раствора при данной температуре. Она является качественной
характеристикой растворимости и приводится в справочниках в граммах на 100 г
растворителя (при определённых условиях).
Растворимость зависит от природы растворяемого вещества и растворителя,
температуры и давления.
Природа растворяемого вещества. Кристаллические вещества подразделяются
на:
P - хорошо растворимые (более 1,0 г на 100 г воды);
M - малорастворимые (0,1 г - 1,0 г на 100 г воды);
Н - нерастворимые (менее 0,1 г на 100 г воды).
(Смотри таблицу растворимости)
Природа растворителя. При образовании раствора связи между частицами
каждого из компонентов заменяются связями между частицами разных
компонентов. Чтобы новые связи могли образоваться, компоненты раствора
должны иметь однотипные связи, т.е. быть одной природы. Поэтому ионные
вещества растворяются в полярных растворителях и плохо в неполярных, а
молекулярные вещества - наоборот.
Влияние температуры. Если растворение вещества является экзотермическим
процессом, то с повышением температуры его растворимость уменьшается
(Например,Ca(OH)2 в воде) и наоборот. Для большинства солей характерно
увеличение растворимости при нагревании.
Практически все газы растворяются с выделением тепла. Растворимость газов в
жидкостях с повышением температуры уменьшается, а с понижением
увеличивается.
Влияние давления. С повышением давления растворимость газов в жидкостях
увеличивается, а с понижением уменьшается.
РАСТВОРЫ
ТЕОРИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ
ИОННЫЕ РЕАКЦИИ. ГИДРОЛИЗ
Ионные реакции в растворе
Реакции ионного обмена - это реакции между ионами, образовавшимися в
результате диссоциации электролитов.
Правила составления ионных уравнений реакций
1. Нерастворимые в воде соединения (простые вещества, оксиды, некоторые
кислоты, основания и соли) не диссоциируют.
2. В реакциях используют растворы веществ, поэтому даже малорастворимые
вещества находятся в растворах в виде ионов.
3. Если малорастворимое вещество образуется в результате реакции, то при
записи ионного уравнения его считают нерастворимым.
4. Сумма электрических зарядов ионов в левой и в правой части уравнения
должна быть одинаковой.
Порядок составления ионных уравнений реакции
1. Записывают молекулярное уравнение реакции
MgCl2 + 2AgNO3
2AgCl + Mg(NO3)2
2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы
растворимости
p
p
H
MgCl2 + 2AgNO3
p
2AgCl + Mg(NO3)2
3. Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и
продуктов реакции:
MgCl2
AgNO3
Mg(NO3)2
Mg2+ + 2ClAg+ + NO3Mg2+ + 2NO3-
4. Записывают полное ионное уравнение реакции
Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3-
2AgCl + Mg2+ + 2NO3-
5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с
обеих сторон:
Mg2+ + 2Cl- + 2Ag+ + 2NO3Ag+ + Cl-
2AgCl + Mg2+ + 2NO3AgCl
Условия необратимости реакций ионного обмена
1. Если образуется осадок ( ) (смотри таблицу растворимости)
Pb(NO3)2 + 2KI
PbI2 + 2KNO3
2+
Pb + 2I
PbI2
2. Если выделяется газ (
Na2CO3 + H2SO4
Na2SO4 + H2O + CO2
2+
CO3 + 2H
H2O + CO2
3. Если образуется малодиссоциированное вещество (H2O)
Ca(OH)2 + 2HNO3
Ca(NO3)2 + 2H2O
+
H + OH
H2O
4. Если образуются комплексные соединения (малодиссоциированные
комплексные ионы)
CuSO4 • 5H2O + 4NH3
Cu2+ + 4NH3
[Cu(NH3)4]SO4 + 5H2O
[Cu(NH3)4]2+
В тех случаях, когда нет ионов, которые могут связываться между собой с
образованием осадка, газа, малодиссоциированных соединений (H2O) или
комплексных ионов реакции обмена обратимы .
Растворимость солей, кислот и оснований в воде
Таблица. Таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде
Катион
анион
H
+
NH
4+
+
+
K
Na
+
2+
Ba
2+
2+
2+
2+
2+
2+
2+
3+
3+
Ca
Mg
Zn
Cu
Hg
Pb
Fe
Fe
Al
OH
P
P
P
–
P
M
3NO
P
P
P
P
P
P
P
Cl
P
P
P
P
H
P
P
2S
P
P
P
P
H
P
–
2SO3
P
P
P
P
M
M
M
2SO4
P
P
P
P
M
H
M
2CO3
P
P
P
P
H
H
H
2SIO3
H
–
P
P
H
H
H
3PO4
P
P
P
P
H
H
H
CH3COO P
P
P
P
P
P
P
P - растворимое ( >1 г в 100 г воды);
M - малорастворимое (0,001 г - 1г в 100 г воды);
H - нерастворимое (< 0,001 г в 100 г воды);
– - разлагается водой или не существует.
M
P
P
–
P
P
H
H
H
P
H
P
P
H
M
P
H
H
H
P
H
P
P
H
–
P
–
–
H
P
–
P
P
H
–
–
H
–
H
P
H
P
M
H
H
M
H
H
H
P
H
P
P
H
M
P
H
H
H
P
H
P
P
H
–
P
–
–
H
P
H
P
P
–
–
P
–
–
H
P
-
Ag
Ионное произведение воды
Вода является слабым электролитом и в незначительной степени диссоциирует
на ионы по реакции:
H2O
H+ + OHK = ([H+][OH-]) / [H2O] = 1,8 • 10-16 (при 22 С)
В знаменателе дроби - концентрация недиссоциированных молекул воды,
которую можно считать постоянной и определить в 1 л, приняв массу 1 л воды за
1000 г.
[H2O] = 1000 / 18 = 55,56 молей
Тогда
K = ([H+][OH-]) / 55,56 = 1,8 • 10-16
или ([H ][OH -] = 1 • 10-14 (ионное произведение воды)
+
pH раствора
Величина pH используется для характеристики кислотности раствора. Если
концентрация ионов водорода равна [H+], то
pH = -lg [H+]
В чистой воде
[H+] = [OH-] = 10-7
В кислых растворах
[H+] > [OH-] и pH < 7
например, в 10-3 М растворе HCl
pH = 3
В щелочных растворах
[H+] < [OH-] и pH > 7
например, в 10-2 М растворе NaOH
pOH = -lg2 • 10-2 = 2 - lg2 = 1,7
pH = 14 - pOH = 14 - 1,7 = 12,3
Таблица. Изменение окраски кислотно-основных индикаторов в зависимости от pH раствора
Название
Окраска индикатора в среде
Кислая
+
Лакмус
Фенолфталеин
Метилоранж
Нейтральная
-
+
-
Щелочная
[H ] > [OH ]
рН < 7
красный
[H ] = [OH ]
рН = 7
фиолетовый
[OH-] > [H+]
рН > 7
синий
бесцветный
розовый
бесцветный
оранжевый
малиновый
желтый
Для более точного определения значения pH растворов используют сложную
смесь нескольких индикаторов, нанесенную на фильтровальную бумагу (так
называемый "Универсальный индикатор Кольтгоффа"). Полоску индикаторной
бумаги обмакивают в исследуемый раствор, кладут на белую непромокаемую
подложку и быстро сравнивают окраску полоски с эталонной шкалой для pH:
Реакция
раствора
сильнокислая
слабокислая
слабощелочная
сильнощелочная
нейтральная
Усиление кислотности среды
Усиление основности среды
Определение гидролиза
Гидролиз - это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым
в ней веществом с образованием слабого электролита. (В общем случае
обменное взаимодействие растворённого вещества с растворителем носит
название - сольволиз).
В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора.
Большинство реакций гидролиза - обратимы:
Pb(NO3)2 + H2O
Pb(OH)(NO3) + HNO3
Na2HPO4 + H2O
NaH2PO4 + NaOH
Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо:
Al2S3 + 6H2O
2Al(OH)3 + 3H2S
Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из
гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или
ионов.
Способность солей подвергаться гидролизу зависит от двух факторов:
a. свойств ионов, образующих соль;
b. внешних факторов.
Отсутствие гидролиза в растворах
Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты
(например, LiBr, K2SO4, NaClO4, BaCl , Ca(NO3)2 и др.) гидролизу не подвергаются,
т.к. ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать
молекулы слабых электролитов. Водные растворы таких солей имеют
нейтральную реакцию среды (pH = 7). Практически не гидролизуются также и
труднорастворимые соли (CaCO3, Mg3(PO4)2 и др.) из-за очень низкой
концентрации ионов в водных растворах этих солей.
Гидролиз по катиону
Соли слабого основания и сильной кислоты гидролизуются по катиону:
NH4Cl + H2O
NH4OH + HCl
NH4+ + H2O
NH4OH + H+
В ионной форме:
Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом протекает ступенчато,
через стадии образования основных солей:
1 ступень:
2 ступень:
3 ступень:
Al(NO3)3 + H2O
Al3+ + H2O
Al(OH)(NO3)2 + HNO3
[Al(OH)]2+ + H+
Al(OH)(NO3)2 + H2O
Al(OH)2(NO3) + HNO3
[Al(OH)]2+ + H2O
[Al(OH)2]+ + H+
Al(OH)2(NO3) + H2O
[Al(OH)2]+ + H2O
Al(OH)3 + HNO3
Al(OH)3 + H+
Гидролиз протекает достаточно сильно по первой ступени, слабо - по второй
ступени и совсем слабо - по третьей ступени (ввиду накопления ионов водорода,
процесс смещается в сторону исходных веществ). Более полному гидролизу
способствует разбавление раствора и повышение температуры. (В этом случае
можно учитывать гидролиз и по третьей ступени.)
При гидролизе по катиону реакция раствора кислая pH < 7.
Гидролиз по аниону
Соли, образованные сильным основанием и слабой (ассоциированной) кислотой
гидролизуются по аниону:
В ионной форме:
CH3COOK + H2O
CH3COOH + KOH
CH3COO- + H2O
CH3COOH +OH-
Соли многоосновных кислот гидролизуются ступенчато (с образованием кислых
солей):
1 ступень:
2 ступень:
K2CO3 + H2O
CO2-3 + H2O
KHCO3 + KOH
HCO3- + OH-
KHCO3 + H2O
HCO3- + H2O
H2CO3+ KOH
H2CO3 + OH-
Первая ступень гидролиза протекает достаточно сильно, а вторая - слабо, о чём
свидетельствует pH раствора карбоната и гидрокарбоната калия. (Лишь при
сильном разбавлении и нагревании следует учитывать гидролиз образующейся
кислой соли). Поскольку при взаимодействии с водой анионов слабых кислот
образуются ионы OH-, водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию
(pH > 7).
Гидролиз по катиону и аниону
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются и по
катиону и по аниону:
CH3COONH4 + H2O
CH3COOH + NH4OH
или в ионной форме:
CH3COO- + NH4+ + H2O
CH3COOH + NH4OH
Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате его
образуются и слабое основание, и слабая кислота.
Реакция среды в этом случае зависит от сравнительной силы основания и
кислоты, т.е. от их констант диссоциации (KD).
Если KD(основания) > KD(кислоты) , то pH > 7;
если KD(основания) < KD(кислоты), то pH < 7.
будет слабощелочной, почти нейтральной (pH = 7–8).
Если основание и кислота, образующие соль, являются не только слабыми
электролитами, но и малорастворимы или неустойчивы и разлагаются с
образованием летучих продуктов, то в этом случае гидролиз соли протекает
необратимо:
Al2S3 + 6H2O
2Al(OH)3 + 3H2S
Поэтому сульфид алюминия не может существовать в виде водных растворов,
может быть получен только "сухим способом", например, из элементов при
высокой температуре:
2Al + 3S –t
Al2S3
и должен храниться в герметических сосудах, исключающих попадание влаги.
Реакции обмена, сопровождаемые гидролизом
К числу таких реакций относятся взаимодействия солей двухвалентных катионов
(кроме Ca2+, Sr2+, Ba2+) с водными растворами карбонатов натрия или калия,
сопровождающиеся образованием осадков менее растворимых основных
карбонатов
2Cu(NO3)2 + 2Na2CO3 + H2O
Cu2(OH)2CO3 + 4NaNO3 + CO2
А также реакции взаимодействия солей Al3+, Cr3+ и Fe3+ (*При взаимодействии водных
растворов солей трёхвалентного железа с сульфидами щелочных металлов протекает
3+
22+
0
окислительно-восстановительная реакция: 2Fe + S
2Fe + S ) с водными растворами
карбонатов и сульфидов щелочных металлов:
2AlCl + 3Na2CO3 + 3H2O
Cr2(SO4)3 + 3Na2S + 6H2O
2Al(OH)3 + 3CO2 + 6NaCl
2Cr(OH)3 + 3H2S + 3Na2SO4
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
КЛАССИФИКАЦИЯ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ
Простые вещества. Молекулы состоят из атомов одного вида (атомов одного
элемента). В химических реакциях не могут разлагаться с образованием других
веществ.
Сложные вещества (или химические соединения). Молекулы состоят из
атомов разного вида (атомов различных химических элементов). В химических
реакциях разлагаются с образованием нескольких других веществ.
Неорганические вещества
Простые
Сложные
Металлы
Неметаллы
Оксиды
Основания
Кислоты
Соли
Резкой границы между металлами и неметаллами нет, т.к. есть простые
вещества, проявляющие двойственные свойства.
Аллотропия
Аллотропия - способность некоторых химических элементов образовывать
несколько простых веществ, различающихся по строению и свойствам.
С - алмаз, графит, карбин.
O - кислород, озон.
S - ромбическая, моноклинная, пластическая.
P - белый, красный, чёрный.
Явление аллотропии вызывается двумя причинами:
1) различным числом атомов в молекуле, например кислород O2 и озон O3
2) образованием различных кристаллических форм, например алмаз и графит.
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
ОСНОВАНИЯ
Основания - сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной
или несколькими гидроксильными группами (с точки зрения теории
электролитической диссоциации, основания - сложные вещества, при
диссоциации которых в водном растворе образуются катионы металла (или NH4+)
и гидроксид - анионы OH-).
Классификация. Растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые. Амфотерные
основания проявляют также свойства слабых кислот.
Получение
1. Реакции активных металлов ( щелочных и щелочноземельных металлов) с
водой:
2Na + 2H2O
Ca + 2H2O
2NaOH + H2
Ca(OH)2 + H2
2. Взаимодействие оксидов активных металлов с водой:
BaO + H2O
Ba(OH)2
3. Электролиз водных растворов солей
2NaCl + 2H2O
2NaOH + H2 + Cl2
Химические свойства
Щёлочи
Нерастворимые основания
1. Действие на индикаторы.
лакмус - синий
метилоранж - жёлтый
––
фенолфталеин - малиновый
2. Взаимодействие с кислотными оксидами.
2KOH + CO2
K2CO3 + H2O
KOH + CO2
KHCO3
––
3. Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
NaOH + HNO3
Ba(OH)2 + K2SO4
3KOH+Fe(NO3)3
NaNO3 + H2O
Cu(OH)2 + 2HCl
4. Обменная реакция с солями
2KOH + BaSO4
Fe(OH)3 + 3KNO3
CuCl2 + 2H2O
––
5. Термический распад.
––
НАЗАД
Cu(OH)2 –t
МЕНЮ
CuO + H2O
ВПЕРЕД
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
ОКСИДЫ
Классификация
Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых
кислород.
ОКСИДЫ
Несолеобразующие
Солеобразующие
CO, N2O, NO
Основные
-это оксиды металлов, в которых последние проявляют небольшую
степень окисления +1, +2
Na2O; MgO; CuO
Амфотерные
(обычно для металлов со степенью окисления +3, +4). В качестве
гидратов им соответствуют амфотерные гидроксиды
ZnO; Al2O3; Cr2O3; SnO2
Кислотные
-это оксиды неметаллов и металлов со степенью окисления от +5 до
+7
SO2; SO3; P2O5; Mn2O7; CrO3
Основным оксидам соответствуют основания,
кислотным – кислоты,
амфотерным – и те и другие
Получение
1. Взаимодействие простых и сложных веществ с кислородом:
2Mg + O2
2MgO
4P + 5O2
2P2O5
S + O2
SO2
2CO + O2
2CO2
2CuS + 3O2
2CuO + 2SO2
CH4 + 2O2
CO2 + 2H2O
4NH3 + 5O2 –кат. 4NO + 6H2O
2. Разложение некоторых кислородсодержащих веществ (оснований, кислот,
солей) при нагревании:
Cu(OH)2 –t
CuO + H2O
t
(CuOH)2CO3 –
2CuO + CO2 + H2O
2Pb(NO3)2 –t
2PbO + 4NO2 + O2
2HMnO4 –t ;H2SO4(конц.)
Mn2O7 + H2O
Химические свойства
Основные оксиды
Кислотные оксиды
1. Взаимодействие с водой
Образуется основание:
Образуется кислота:
Na2O + H2O
CaO + H2O
SO3 + H2O
H2SO4
P2O5 + 3H2O
2H3PO4
2NaOH
Ca(OH)2
2. Взаимодействие с кислотой или основанием:
При реакции с кислотой
образуется соль и вода
При реакции с основанием
образуется соль и вода
MgO + H2SO4 –t
MgSO4 + H2O
t
CuO + 2HCl –
CuCl2 + H2O
CO2 + Ba(OH)2
SO2 + 2NaOH
с кислотами как основные:
ZnO + H2SO4
BaCO3 + H2O
Na2SO3 + H2O
Амфотерные оксиды взаимодействуют
с основаниями как кислотные:
ZnSO4 + H2O
ZnO + 2NaOH
Na2ZnO2 + H2O
(ZnO + 2NaOH + H2O
Na2[Zn(OH)4])
3. Взаимодействие основных и кислотных оксидов между собой приводит к
солям.
Na2O + CO2
Na2CO3
4. Восстановление до простых веществ:
3CuO + 2NH3
3Cu + N2 + 3H2O
P2O5 + 5C
2P + 5CO
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
КИСЛОТЫ
Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного
остатка. (С точки зрения теории электролитической диссоциации: кислоты электролиты, которые при диссоциации в качестве катионов образуют только H+).
Классификация
1. По составу: бескислородные и кислородсодержащие.
2. По числу атомов водорода, способных замещаться на металл: одно-, двух-,
трёхосновные...
Бескислородные:
Название соли
HCl - хлористоводородная (соляная)
HBr - бромистоводородная
HI - йодистоводородная
HF - фтористоводородная (плавиковая)
H2S - сероводородная
одноосновная
одноосновная
одноосновная
одноосновная
двухосновная
хлорид
бромид
йодид
фторид
сульфид
Кислородсодержащие:
HNO3 – азотная
H2SO3 - сернистая
H2SO4 – серная
H2CO3 - угольная
H2SiO3 - кремниевая
H3PO4 - ортофосфорная
одноосновная
двухосновная
двухосновная
двухосновная
двухосновная
трёхосновная
нитрат
сульфит
сульфат
карбонат
силикат
ортофосфат
Получение
1. Взаимодействие кислотного оксида с водой (для кислородсодержащих кислот):
SO3 + H2O
P2O5 + 3H2O
H2SO4
2H3PO4
2. Взаимодействие водорода с неметаллом и последующим растворением
полученного продукта в воде (для бескислородных кислот):
H2 + Cl2
H2 + S
2HCl
H2S
3. Реакциями обмена соли с кислотой
Ba(NO3)2 + H2SO4
BaSO4 + 2HNO3
в том числе, вытеснение слабых, летучих или малорастворимых кислот из
солей более сильными кислотами:
Na2SiO3 + 2HCl
H2SiO3 + 2NaCl
2NaCl(тв.) + H2SO4(конц.) –t
Na2SO4 + 2HCl
Химические свойства
1. Действие на индикаторы.
лакмус - красный
метилоранж - розовый
2. Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации):
H2SO4 + 2KOH
2HNO3 + Ca(OH)2
K2SO4 + 2H2O
Ca(NO3)2 + 2H2O
3. Взаимодействие с основными оксидами:
CuO + 2HNO3 –t
Cu(NO3)2 + H2O
4. Взаимодействие с металлами:
Zn + 2HCl
ZnCl2 + H2
2Al + 6HCl
2AlCl3 + 3H2
(металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, кислоты-неокислители).
5. Взаимодействие с солями (реакции обмена), при которых выделяется газ или
образуется осадок:
H2SO4 + BaCl2
BaSO4 +2HCl
2HCl + K2CO3
2KCl + H2O + CO2
НАЗАД
МЕНЮ
ВПЕРЕД
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
СОЛИ
Соли - сложные вещества, которые состоят из атомов металла и кислотных
остатков. Это наиболее многочисленный класс неорганических соединений.
Классификация
СОЛИ
Средние
Кислые
Основные
Двойные
Смешанные
Комплексные
Средние. При диссоциации дают только катионы металла (или NH4+)
2Na+ +SO42Ca2+ + 2Cl-
Na2SO4
CaCl2
Кислые. При диссоциации дают катионы металла (NH4+), ионы водорода и
анионы кислотного остатка.
NaHCO3
Na+ + HCO3-
Na+ + H+ + CO32-
Продукты неполного замещения атомов водорода многоосновной кислоты на
атомы металла.
Основные. При диссоциации дают катионы металла, анионы гидроксила и
кислотного остатка.
Zn(OH)Cl
[Zn(OH)]+ + Cl-
Zn2+ + OH- + Cl-
Продукты неполного замещения групп OH соответствующего основания на
кислотные остатки.
Двойные. При диссоциации дают два катиона и один анион.
K+ + Al3+ + 2SO42-
KAl(SO4)2
Смешанные. Образованы одним катионом и двумя анионами:
Ca2+ + Cl- + OCl-
CaOCl2
Комплексные. Содержат сложные катионы или анионы.
[Ag(NH3)2]Br
Na[Ag(CN)2]
[Ag(NH3)2]+ + Br Na+ + [Ag(CN)2]-
Средние соли
Получение
Большинство способов получения солей основано на взаимодействии веществ с
противоположными свойствами:
1) металла с неметаллом:
2Na + Cl2
2NaCl
2) металла с кислотой:
Zn + 2HCl
ZnCl2 + H2
3) металла с раствором соли менее активного металла
Fe + CuSO4
FeSO4 + Cu
4) основного оксида с кислотным оксидом:
MgO + CO2
MgCO3
5) основного оксида с кислотой
CuO + H2SO4 –t
CuSO4 + H2O
6) основания с кислотным оксидом
Ba(OH)2 + CO2
BaCO3 + H2O
Ca(OH)2 + 2HCl
CaCl2 + 2H2O
7) основания с кислотой:
8) соли с кислотой:
MgCO3 + 2HCl
MgCl2 + H2O + CO2
BaCl2 + H2SO4
BaSO4 + 2HCl
9) раствора основания с раствором соли:
Ba(OH)2 + Na2SO4
2NaOH + BaSO4
10) растворов двух солей
3CaCl2 + 2Na3PO4
Ca3(PO4)2 + 6NaCl
Химические свойства
1. Термическое разложение.
CaCO3
CaO + CO2
2Cu(NO3)2
2CuO + 4NO2 + O2
NH4Cl
NH3 + HCl
2. Гидролиз.
Al2S3 + 6H2O
2Al(OH)3 + 3H2S
FeCl3 + H2O
Fe(OH)Cl2 + HCl
Na2S + H2O
NaHS +NaOH
3. Обменные реакции с кислотами, основаниями и другими солями.
AgNO3 + HCl
Fe(NO3)3 + 3NaOH
CaCl2 + Na2SiO3
AgCl + HNO3
Fe(OH)3 + 3NaNO3
CaSiO3 + 2NaCl
4. Окислительно-восстановительные реакции, обусловленные свойствами
катиона или аниона.
2KMnO4 + 16HCl
2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
Кислые соли
Получение
1. Взаимодействие кислоты с недостатком основания.
KOH + H2SO4
KHSO4 + H2O
2. Взаимодействие основания с избытком кислотного оксида
Ca(OH)2 + 2CO2
Ca(HCO3)2
3. Взаимодействие средней соли с кислотой
Ca3(PO4)2 + 4H3PO4
3Ca(H2PO4)2
Химические свойства.
1. Термическое разложение с образованием средней соли
Ca(HCO3)2
CaCO3 + CO2 + H2O
2. Взаимодействие со щёлочью. Получение средней соли.
Ba(HCO3)2 + Ba(OH)2
2BaCO3 + 2H2O
Основные соли
Получение
1. Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
ZnCl2 + H2O
[Zn(OH)]Cl + HCl
2. Добавление (по каплям) небольших количеств щелочей к растворам средних
солей металлов
AlCl3 + 2NaOH
[Al(OH)2]Cl + 2NaCl
3. Взаимодействие солей слабых кислот со средними солями
2MgCl2 + 2Na2CO3 + H2O
[Mg(OH)]2CO3 + CO2 + 4NaCl
Химические свойства.
1. Термическое разложение.
[Cu(OH)]2CO3(малахит)
2CuO + CO2 + H2O
2. Взаимодействие с кислотой: образование средней соли.
Sn(OH)Cl + HCl
SnCl2 + H2O
Комплексные соли
Строение
K4[Fe(CN)6]
K4[Fe(CN)6]
K4[Fe(CN)6]
K4[Fe(CN)6]
K4[Fe(CN)6]
K4[Fe(CN)6]
– Внешняя сфера
– Внутренняя сфера
– Комплексообразователь (центральный атом)
– Координационное число
– Лиганд
Центральными атомами обычно служат ионы металлов больших периодов (Co, Ni,
Pt, Hg, Ag, Cu); типичными лигандами являются OH-, CN-, NH3, CO, H2O; они
связаны с центральным атомом донорно-акцепторной связью.
Получение
1. Реакции солей с лигандами:
AgCl + 2NH3
[Ag(NH3)2]Cl
FeCl3 + 6KCN
K3[Fe(CN)6] + 3KCl
Химические свойства.
1. Разрушение комплексов за счёт образования малорастворимых соединений:
2[Cu(NH3)2]Cl + K2S
CuS + 2KCl + 4NH3
2. Обмен лигандами между внешней и внутренней сферами.
K2[CoCl4] + 6H2O
НАЗАД
[Co(H2O)6]Cl2 + 2KCl
МЕНЮ
ВПЕРЕД
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
МЕЖДУ РАЗЛИЧНЫМИ КЛАССАМИ СОЕДИНЕНИЙ
Примеры
1. металл + неметалл
соль
Hg + S
2Al + 3I2
2. основной оксид + кислотный оксид
соль
Li2O + CO2
CaO + SiO2
3. основание + кислота
HgS
2AlI3
Li2CO3
CaSiO3
соль
Cu(OH)2 + 2HCl
CuCl2 + 2H2O
FeCl3 + 3HNO3 Fe(NO3)3 + 3HCl
соль
4. металл
кислота
кислота
основной оксид
2Ca + O2
4Li + O2
5. неметалл
соль
2CaO
2Li2O
кислотный оксид
S + O2
4As + 5O2
6. основной оксид
7. кислотный оксид
SO2
2As2O5
основание
BaO + H2O
Li2O + H2O
Ba(OH)2
2LiOH
кислота
P2O5 + 3H2O
SO3 + H2O
2H3PO4
H2SO4
ОКИСЛИТЕЛЬНОВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
Степень окисления
Степень окисления - это условный
заряд атома в молекуле, вычисленный
в предположении, что молекула
состоит из ионов и в целом
электронейтральна.
Наиболее электроотрицательные
элементы в соединении имеют
отрицательные степени окисления, а
атомы элементов с меньшей
электроотрицательностью положительные.
Степень окисления - формальное
понятие; в ряде случаев степень
окисления не совпадает с
валентностью.
Например:
N2H4 (гидразин)
степень окисления азота – -2;
валентность азота – 3.
Расчет степени окисления
Для вычисления степени окисления
элемента следует учитывать
следующие положения:
1. Степени окисления атомов в
простых веществах равны нулю
(Na0; H20).
2. Алгебраическая сумма степеней
окисления всех атомов, входящих в
состав молекулы, всегда равна
нулю, а в сложном ионе эта сумма
равна заряду иона.
3. Постоянную степень окисления
имеют атомы: щелочных металлов
(+1), щелочноземельных металлов
(+2), водорода (+1) (кроме гидридов
NaH, CaH2 и др., где степень
окисления водорода -1), кислорода
(-2) (кроме F2-1O+2 и пероксидов,
содержащих группу –O–O–, в
которой степень окисления
кислорода -1).
4. Для элементов положительная
степень окисления не может
превышать величину, равную
номеру группы периодической
системы.
Примеры:
V2+5O5-2; Na2+1B4+3O7-2; K+1Cl+7O4-2; N3
H3+1; K2+1H+1P+5O4-2; Na2+1Cr2+6O7-2
Реакции без и с изменением
степени окисления
Существует два типа химических
реакций:
A Реакции, в которых не изменяется
степень окисления элементов:
Реакции присоединения
SO2 + Na2O
Na2SO3
Реакции разложения
Cu(OH)2 –t
CuO + H2O
Реакции обмена
AgNO3 + KCl
AgCl + KNO3
NaOH + HNO3
NaNO3 + H2O
B Реакции, в которых происходит
изменение степеней окисления атомов
элементов, входящих в состав
реагирующих соединений:
2Mg0 + O20
2Mg+2O-2
+5
-2
t
2KCl O3 –
2KCl-1 + 3O20
2KI-1 + Cl20
2KCl-1 + I20
Mn+4O2 + 4HCl-1
Mn+2Cl2 + Cl20 +
2H2O
Такие реакции называются
окислительно - восстановительными.
Окисление, восстановление
В окислительно-восстановительных
реакциях электроны от одних атомов,
молекул или ионов переходят к другим.
Процесс отдачи электронов окисление. При окислении степень
окисления повышается:
H20 - 2ē
S-2 - 2ē
Al0 - 3ē
Fe+2 - ē
2Br - - 2ē
2H+
S0
Al+3
Fe+3
Br20
Процесс присоединения электронов восстановление: При восстановлении
степень окисления понижается.
Mn+4 + 2ē
S0 + 2ē
Cr+6 +3ē
Cl20 +2ē
O20 + 4ē
Mn+2
S-2
Cr+3
2Cl2O-2
Атомы или ионы, которые в данной
реакции присоединяют электроны
являются окислителями, а которые
отдают электроны восстановителями.
Окислительновосстановительные свойства
вещества и степени окисления
входящих в него атомов
Соединения, содержащие атомы
элементов с максимальной степенью
окисления, могут быть только
окислителями за счет этих атомов, т.к.
они уже отдали все свои валентные
электроны и способны только
принимать электроны. Максимальная
степень окисления атома элемента
равна номеру группы в периодической
таблице, к которой относится данный
элемент. Соединения, содержащие
атомы элементов с минимальной
степенью окисления могут служить
только восстановителями, поскольку
они способны лишь отдавать
электроны, потому, что внешний
энергетический уровень у таких атомов
завершен восемью электронами.
Минимальная степень окисления у
атомов металлов равна 0, для
неметаллов - (n–8) (где n- номер
группы в периодической системе).
Соединения, содержащие атомы
элементов с промежуточной степенью
окисления, могут быть и окислителями
и восстановителями, в зависимости от
партнера, с которым взаимодействуют
и от условий реакции.
Важнейшие восстановители и
окислители
Восстановители
Окислители
Металлы,
водород,
уголь.
Окись углерода (II)
(CO).
Сероводород (H2S);
оксид серы (IV)
(SO2);
сернистая кислота
H2SO3 и ее соли.
Галогеноводородные
кислоты и их соли.
Катионы металлов в
низших степенях
окисления: SnCl2,
FeCl2, MnSO4,
Cr2(SO4)3.
Азотистая кислота
HNO2;
аммиак NH3;
гидразин NH2NH2;
оксид азота(II) (NO).
Катод при
электролизе.
Галогены.
Перманганат
калия(KMnO4);
манганат
калия
(K2MnO4);
оксид
марганца (IV)
(MnO2).
Дихромат
калия
(K2Cr2O7);
хромат калия
(K2CrO4).
Азотная
кислота
(HNO3).
Серная
кислота
(H2SO4) конц.
Оксид меди(II)
(CuO);
оксид
свинца(IV)
(PbO2);
оксид серебра
(Ag2O);
пероксид
водорода
(H2O2).
Хлорид
железа(III)
(FeCl3).
Бертоллетова
соль (KClO3).
Анод при
электролизе.
Классификация окислительновосстановительных реакций
Межмолекулярные окислительновосстановительные реакции
Окислитель и восстановитель
находятся в разных веществах; обмен
электронами в этих реакциях
происходит между различными
атомами или молекулами:
S0 + O20
S+4O2-2
S - восстановитель; O2 - окислитель
Cu+2O + C+2O
Cu0 + C+4O2
CO - восстановитель; CuO - окислитель
Zn0 + 2HCl
Zn+2Cl2 + H20
Zn - восстановитель; HСl - окислитель
Mn+4O2 + 2KI-1 + 2H2SO4
I20 + K2SO4
+2
+ Mn SO4 + 2H2O
KI - восстановитель; MnO2 окислитель.
Сюда же относятся реакции между
веществами, в которых атомы одного и
того же элемента имеют разные
степени окисления
2H2S-2 + H2S+4O3
3S0 + 3H2O
Внутримолекулярные окислительновосстановительные реакции
Во внутримолекулярных реакциях
окислитель и восстановитель
находятся в одной и той же молекуле.
Внутримолекулярные реакции
протекают, как правило, при
термическом разложении веществ,
содержащих окислитель и
восстановитель.
2KCl+5O3-2
2KCl-1 + 3O20
Cl+5 - окислитель; О-2 - восстановитель
N-3H4N+5O3 –t
N2+1O + 2H2O
-3
N - окислитель; N - восстановитель
+5
2Pb(N+5O3-2)2
2PbO + 4N+4O2 + O20
N+5 - окислитель; O-2 - восстановитель
Опыт. Разложение дихромата аммония
(N-3H4)2Cr2+6O7 –t
Cr2+3O3 + N20 +
4H2O
+6
Cr - окислитель; N-3 - восстановитель.
Диспропорционирование окислительно-восстановительная
реакция, в которой один элемент
одновременно повышает и понижает
степень окисления.
Cl20 + 2KOH
KCl+1O + KCl-1 + H2O
3K2Mn+6O4 + 2H2O
2KMn+7O4 +
+4
Mn O2 + 4KOH
3HN+3O2
HN+5O3 + 2N+2O + H2O
2N+4O2 + 2KOH
KN+5O3 + KN+3O2 +
H2O
Составление уравнений
окислительно-восстановительных
реакций
A Электронный баланс - метод
нахождения коэффициентов в
уравнениях окислительновосстановительных реакций, в
котором рассматривается обмен
электронами между атомами
элементов, изменяющих свою
степень окисления. Число
электронов, отданное
восстановителем равно числу
электронов, получаемых
окислителем.
Уравнение составляется в несколько
стадий:
1. Записывают схему реакции.
KMnO4 + HCl
KCl + MnCl2 + Cl2 +
H2O
2. Проставляют степени окисления
над знаками элементов, которые
меняются.
KMn+7O4 + HCl-1
KCl + Mn+2Cl2 + Cl20
+ H2O
3. Выделяют элементы, изменяющие
степени окисления и определяют
число электронов, приобретенных
окислителем и отдаваемых
восстановителем.
Mn+7 + 5ē
2Cl-1 - 2ē
Mn+2
Cl20
4. Уравнивают число приобретенных и
отдаваемых электронов,
устанавливая тем самым
коэффициенты для соединений, в
которых присутствуют элементы,
изменяющие степень окисления.
Mn+7 + 5ē
Mn+2
2
-1
0
5
2Cl - 2ē
Cl2
––––––––––––––––––––––––
2Mn+7 + 10Cl-1 2Mn+2 + 5Cl20
5. Подбирают коэффициенты для всех
остальных участников реакции.
2KMn+7O4 + 16HCl-1
2KCl + 2Mn+2Cl2
+ 5Cl20 + 8H2O
Типичные реакции окислениявосстановления
Реакции с участием перманганата
калия в качестве окислителя
При взаимодействии перманганата
калия с восстановителем образуются
различные продукты восстановления в
зависимости от pH среды.
Реакции в кислой среде.
5K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4
6K2S+6O4 + 2Mn+2SO4 + 3H2O
электронный баланс
Mn+7 + 5ē
Mn+2
+4
+6
S – 2ē
S
Фиолетовый раствор KMnO4
2
5
обесцвечивается при добавлении
раствора K2SO3.
Реакции в нейтральной среде
3K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + H2O
3K2S+6O4
+2Mn+4O2 + 2KOH
электронный баланс
S+4 – 2ē
S+6
Mn+7 + 3ē
Mn+4
3
2
Фиолетовый раствор KMnO4 после
окончания реакции обесцвечивается и
наблюдается выпадение бурого
осадка.
Реакции в щелочной среде.
K2S+4O3 + 2KMn+7O4 + 2KOH
+2K2Mn+6O4 + H2O
электронный баланс
S+4 – 2ē
S+6
Mn+7 + 1ē
Mn+6
K2S+6O4
1
2
Фиолетовый раствор KMnO4
превращается в зеленоватый раствор
K2MnO4.
Окислительные свойства азотной
кислоты
Окислителем в молекуле (см. также
"Азотная кислота") азотной кислоты
является N+5, который в зависимости
от концентрации HNO3 и силы
восстановителя (например, активности
металла - см. также тему " Азотная
кислота") принимает от 1 до 8
электронов, образуя
N+4O2; N+2O; N2+1O; N20; N3
H3(NH4NO3);
1)
Cu0 + 4HN+5O3(конц.)
Cu+2(NO3)2 +
2N+4O2 + 2H2O
электронный баланс:
Cu0 – 2ē
Cu+2
N+5 + ē
N+4
1
2
2)
3Ag0 + 4HN+5O3(конц.)
3Ag+1NO3 +
N+2O + 2H2O
электронный баланс:
Ag0 - ē
Ag+
N+5 + 3ē
N+2
3
1
Пероксид водорода в окислительновосстановительных реакциях
1. Обычно пероксид водорода
используют как окислитель:
H2O2 + 2HI-1
I20 + 2H2O
электронный баланс:
2I- - 2ē
I20
-2
[O2] + 2ē
2O-2
1
1
При действии сильных окислителей
пероксид водорода может окисляться,
образуя кислород и воду.
5H2O2 + 2KMn+7O4 + 3H2SO4
5O20 +
2+
K2SO4 + 2Mn SO4 + 8H2O
электронный баланс:
[O2]-2 - 2ē
O20
+7
Mn + 5ē
Mn+2
5
2