ЗАНЯТИЕ 1. ТЕМА: ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ

ЗАНЯТИЕ 1.
ТЕМА: ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ ХИМИИ
1. ПРЕДМЕТ И ЗАДАЧИ ХИМИИ
Окружающий нас мир образован различными видами материи, которая находится в
состояниинепрерывного движения, изменения и развития. При этом одни формы
движения могут переходитьв другие. Так механическое движение переходит в тепловое,
тепловое – в химическое, химическое –в электрическое и т.д. Отдельные формы движения
материи изучаются различными естественныминауками: физикой, химией, биологией и
др.
Химия – наука о веществах, их свойствах, строении и взаимных превращениях.
Предметом изучения химии являются химические элементы и их соединения, а также
закономерности, которымподчиняются различные химические реакции.
Под химической реакцией (химическим изменением) понимается процесс образования из
однихвеществ, других, новых веществ. При этом происходят такие физические изменения
как: выпадениеили растворение осадков, выделение газов, изменение цвета, температуры,
образование пламени,взрыв. Поэтому химия тесно связана с физикой. Химия также
связана и с биологией, посколькужизненные процессы сопровождаются непрерывными
химическими реакциями.
Современная химия настолько обширная область естествознания, что многие её разделы
посуществу являются самостоятельными науками, хотя и тесно взаимосвязанными:
неорганическаяхимия, органическая химия, биохимия, физическая химия, аналитическая
химия,фармацевтическая химия и др.
В современной жизни, особенно в производстве, химия играет очень важную роль, решая
при этомследующие задачи:
— изучение строения веществ;
— описание веществ (выявление их свойств);
— определение для веществ области применения;
— разработка способов получения веществ.
Отсюда важнейшая задача химии – всемерное развитие химической промышленности,
полноеиспользование во всех областях достижений современной химии.
Химические методы исследования и химические теории находят применение в физике,
биологии,медицине, – в разрешении их проблем.
ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ, ЗНАКИ, ФОРМУЛЫ
Одно из основных понятий химии – понятие о химическом элементе. Под химическим
элементомпонимается определенный вид атомов содинаковым положительным зарядом
ядра. Сейчас известно 114 химическихэлементов (многие получены ядернымсинтезом). Из
них в природе найдено 88.
Элементы принято обозначатьхимическими знаками или символами,состоящими только
из первой или изпервой и одной из последующих буквлатинского наименования. Такие
символывведены в науку в 1813 г. Шведскимхимиком Берцелиусом. Химический знак
обозначает не только название, но также1 атом и 1 моль атомов данного элемента.
Из химических элементов состоят всевещества, которые подразделяются напростые и
сложные. Простые вещества состоят из атомов, молекул или кристаллов,образованных
одним химическим элементом.
Сложные вещества состоят из молекул или кристаллов, образованных разными
химическими элементами. Если один элемент образует несколько простых веществ, такое
явление называется аллотропией (О2 и О3; Р4 и Рn…). Элементарный состав веществ
обозначаютхимической формулой. При этом вещества с атомным строением (металлы,
некоторые неметаллы –C, Si, В) обозначают как и элемент символом.
Химическая формула – это условная запись химического состава вещества, выполненная
припомощи химических символов и индексов: H2O, NaOH, H3PO4…
Она обозначает:
1). Химический состав вещества;
2). 1 молекулу вещества;
3). 1 моль вещества.
По химической формуле можно определить массовую долю ω (или w) каждого элемента в
веществе:
В природе распространены не чистые вещества, а в основном смеси: воздух, вода, горные
породы… Смеси могут быть гомогенными (однородными) – воздух, сплавы металлов или
гетерогенными (неоднородными) – дым, туман, суспензии… Как чистые вещества, так и
смесинаходят разнообразное применение в хозяйстве.
2. АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОЕ УЧЕНИЕ
Основы этого учения заложил и впервые применил в химической практике русский
учёный-энциклопедист М.В.Ломоносов. Главные положения учения изложены в его
работе «Элементыматематической химии», вышедшей в 1741 году. Сущность учения
можно свести к следующему:
1. все вещества состоят из молекул (по Ломоносову «корпускул»);
2. молекулы состоят из атомов (по Ломоносову – из «элементов»);
3. частицы вещества, то есть молекулы и атомы, находятся в непрерывном хаотическом
движении; тепловое состояние тел есть результат движения этих частиц;
4. молекулы простых веществ состоят из одинаковых атомов, а молекулы сложных
веществ – из разных атомов.
Лишь через 67 лет после М.В.Ломоносова атомно-молекулярное учение стало известно в
зарубежной Европе благодаря трудам английского учёного Джона Дальтона.
Окончательно же оноутвердилось в науке в середине 19 века. Велики заслуги в развитии
учения таких учёных как АмедеоАвогадро, Жозеф Пруст, Д.И. Менделеев и других. В
1860 на Международном химическом съездебыли приняты определения понятий
«молекула» и «атом».
Молекула – наименьшая частица данного вещества, обладающая его химическими
свойствами. Химические свойства молекулы определяются её составом и строением.
Атом – это наименьшая электронейтральная частица химического элемента, состоящая из
положительного ядра и отрицательно заряженных электронов.Молекулы в химических
реакциях разрушаются и образуются вновь, а атомы остаютсянеизменными.
Согласно современным представлениям из молекул состоят лишь газообразные и жидкие
(в парах)вещества, а твёрдые – только имеющие молекулярную кристаллическую
решётку. Большинство жетвёрдых неорганических веществ имеют немолекулярное
строение и состоят из ионов или атомов,образуя макротела (обычно – кристаллы).
В 1808 году французский учёный Жозеф Пруст сформулировал закон постоянства состава
– один из основных законов химии:«Всякое чистое вещество молекулярного строения
имеет постоянный качественный иколичественный состав независимо от способа
получения и местонахождения».Понятно, что этот закон неприменим к веществам в
ионном, металлическом и атомном состоянии.Например, оксид урана (+6) обычно
записывают UO3, на деле же его простейшая формула лежит впределах от UO2,5 до UO3.
На основании этого закона, учитывая валентность элементов, составляюти записывают
химические формулы веществ: Н2О, СО2, С2Н5 ОН и другие.
3. ЗАКОН СОХРАНЕНИЯ МАССЫ ВЕЩЕСТВ
Современные методы исследования позволяют определить очень малые массы атомов с
большойточностью. Так m A(Н) = 1,674 × 10 -27 (кг), m A(С) = 1,993 × 10 -26 (кг).
Естественно, что такимималыми величинами пользоваться неудобно, поэтому в химии
традиционно применяются неабсолютные значения атомных масс, а относительные. С
1961 г. за единицу атомной массы сталиприменять 1/12 массы атома ¹²С.
Аr – относительная атомная масса–этовеличина, которая показывает во сколько раз
масса данного атома больше 1/12 массы атома¹²С.В периодической системе указаны
точныезначения Аr с учетом распространенности вприроде разных изотопов данного
элемента.При расчетах принято их округлять:
Ar (H) = 1; Ar(C) = 12 ;Ar (O) = 16; Ar(Fe) = 56.
Лишь Аr(Cl) = 35,5. Аr – одна из главныххарактеристик химического элемента.
Молекулы веществ состоят из атомов и ихмассы также ничтожно малы. Поэтому в
расчетах применяют относительнуюмолекулярную массу.
Мr – относительная молекулярная масса – этовеличина, которая показывает во сколько
размасса данной молекулы больше 1/12 массыатома 12С. Мr численно равна сумме Аr
всехатомов, входящих в состав молекулы, поэтомуее легко сосчитать по формуле
вещества,например:
Мr(H2SO4) = 1—2+ 32 + 16—4 =98; Mr(CaCO3) = 40 + 12 + 16 —3 = 100.
В химических реакциях молекулы разрушаются и образуются вновь. В 1748 году
М.В.Ломоносовоткрыл закон, характеризующий количественную сторону химических
реакций. Этот закон былназван законом сохранения массы веществ Ломоносов
экспериментально подтвердил его в 1756году. Современная формулировка этого закона
такова:Масса исходных веществ равна массе продуктов реакции.
С точки зрения атомно-молекулярного учения этот закон можно объяснить так. В
химическихреакциях атомы не исчезают и не возникают вновь, они лишь группируются в
новые молекулы.Общее число атомов каждого элемента до реакции и после нее остается
неизменным (отсюданеобходимость коэффициентов). А поскольку атомы имеют
постоянную массу – не изменяется ихсуммарная масса до реакции (т.е. масса исходных
веществ), и суммарная масса после реакции, (т.е.масса продуктов реакции).
2 Cu + O2 → 2 CuO
2 атома 1 молекула 2 молекулы
( 2 атома) (2 атома) (4 атома)
64 · 2 + 16 · 2 = 2· ( 64 + 16)
128 +32 = 160
160 = 160
Закон сохранения массы лишь частный случай общего закона сохранения массы веществ
и энергии,который выражается уравнением Эйнштейна:Е = mс2
Закон сохранения массы – материальная основа для составления уравнений химических
реакций,он позволяет производить по ним количественные расчеты.
Задания
1. Укажите сумму всех коэффициентов в уравнении реакции взаимодействия
концентрированной нитратной кислоты с медью.
2. Вычислите молекулярную массу вещества с формулой К[А1(ОН)4(Н2О)2]
3. Значение закона сохранения массы заключается в следующем:
1)
он подтверждает, что вещества не исчезают бесследно и не образуются из ничего;
2)
подтверждает выводы о том, что сущность химических реакций заключается в
перегруппировке атомов исходных веществ и образовании новых соединений;
3)
позволяет составлять уравнения химических реакций и проводить расчеты по ним.
4. Среди приведенных явлений выберите химические:
а)
выпадение снега;
б)
ржавение железа;
в)
плавление сахара;
г)
гниение древесины; ,
д)
горение дров;
е)
конденсация воздуха.
5. Среди перечисленных явлений выберите физические:
а)
скисание молока;
б)
плавление свинца;
в)
горение бензина;
г)
таяние снега;
д)
опадение листвы;
е)
выпадение осадка.
6. Что означают коэффициент и индекс? В чем отличие между ними?
Что означает запись: a) 4Fe, б) 502, в) ЗН20, г) 60, д) 2С02? При взаимодействии водорода
Н2 и кислорода 02 образуется вода Н20. Составьте уравнение этой реакции.
7. При горении (взаимодействии с кислородом 02) железного порошка Feобразуется оксид
железа(ІІІ) Fe203. Составьте уравнение этой реакции.
8. При разложении сахарозы С12Н22Оп образуется уголь С и вода Н20. Составьте уравнение
этой реакции.
9. При разложении воды под действием электрического тока образовалось 0,6 г водорода
и 4,8 г кислорода. Какая масса воды, которая разложилась? Составьте уравнение этой
реакции.
10. Определите массу оксида кальция, который образуется при взаимодействии 3,43 г
кислорода и 8,57 г кальция. Составьте уравнение этой реакции.
11. Определите массу хлорида натрия, который образуется при взаимодействии натрия
массой 10 г с хлором массой 14 г. Составьте уравнение этой реакции.
12.
При нагревании 111г малахита (CuOH)2 С03 образовалось 80 г оксида меди(И), 9 г
воды и углекислый газ. Какая масса угле¬кислого газа, который выделился? Составьте
уравнение этой реакции.
13.
Проверьте, правильно ли подобраны коэффициенты в уравне¬ниях реакций. Если
найдете ошибки, исправьте их:
а)
Са + 02 = 2СаО;
б)
Na + 2S = 2Na2S;
в)
ЗР+2Са = Са3Р2;
г)
2К + Н20 = 2КОН + Н2;
д)
А1203 + 2НС1 = 2А1С13 + Н20;
е)
2СаС03 = 2СаО + С02.
14.
Проверьте, правильно ли подобраны коэффициенты в уравне¬ниях реакций. Если
найдете ошибки, исправьте их:
а)
2Na + 02 =Na20;
б)
Ca + 2S = 2CaS;
в)
ЗР + 2Ва = 2Ва3Р2;
г)
Na + 2H20 = 2NaOH + 2H2;
д)
CaO + 2HC1 = 2CaCl2 + H20;
е)
Al (OH )3 = 2A1203 + H20.
15.
Найдите соответствие между исходными веществами и продук¬тами реакции.
Запишите уравнения реакций.
Исходные вещества: Продукты реакции:
1)
С и 02;
a)
Na2S;
2)
Na и S;
б)
СаС12;
3)
Са и С12.
в)
С02.
16.
Найдите соответствие между исходными веществами и продук¬тами реакции.
Запишите уравнения реакций.
Исходные вещества: Продукты реакции:
1)
N и 02;
a)
CaS;
2)
Са и S;
б)
КС1;
3)
К и С12.
в)
N02.
ЗАНЯТИЕ 2
ТЕМА: МОЛЬ – ЕДИНИЦА КОЛИЧЕСТВА ВЕЩЕСТВА. МОЛЯРНАЯ МАССА,
МОЛЯРНЫЙ ОБЪЕМ. ПОСТОЯННАЯ АВОГАДРО. ОТНОСИТЕЛЬНАЯ
ПЛОТНОСТЬ ГАЗОВ.
1. МОЛЬ
Наряду с широко известными характеристиками вещества – массой и объёмом в химии
используется и такая специфическая величина как количество вещества – n (другое
применяемоеобозначение-n). Имеется в виду «вещество» в широком понимании, т.е.
материя.
Единицей измерения количества вещества служит м о л ь. 1 моль любого вещества
содержит 6,02 ´1023 структурных единиц данного вещества (атомов, молекул, ионов …).
Эта величина носитназвание постоянной Авогадро и обозначается Na :
o 1 моль Na содержит 6,02 ´ 1023 атомов натрия;
o 1 моль Na+ содержит 6,02 ´ 1023 ионов натрия;
o 1 моль NaCl содержит по 6,02 ´ 1023ионов как натрия, так и хлора;
o 1 моль Cl2 содержит 6,02 ´ 1023 молекул хлора.
1 моль – это такое количество вещества, в котором содержится столько же структурных
единиц, что и в 12 г изотопа 12С.
2. МОЛЯРНАЯ МАССА
Масса 1 моль вещества, выраженная в граммах, называется молярной массой и
обозначаетсяМ(г/моль). Численное значение молярной массы легко определить, для этого
используютПериодическую систему. М численно равна:
− у веществ с атомным строением – Ar;
− у веществ с молекулярным строением – Mr.
Можно записать, что {Ar} = M (г/моль) и {Mr} = M (г/моль), где г/моль — обычная в
химии единицаизмерения молярных масс:
М(Сu) = 64 г/моль; М(H2O) = 18 г/моль; М(C6H12O6) = 180 г/моль.
3. ЗАКОН АВОГАДРО
Изучение свойств газов позволило итальянскому учёному Амедео Авогадро в 1811 году
выдвинутьгипотезу, которая впоследствии была подтверждена опытными данными и
стала называтьсязаконом Авогадро:
«В равных объёмах разных газов при одинаковых условиях (температуре и давлении)
содержитсяодинаковое число молекул».
Поскольку 1 моль любого вещества, в том числе и газа, содержит одинаковое число
частиц,следовательно, при одинаковых условиях 1 моль любого газа занимает одинаковый
объём. Принормальных условиях (н.у.), то есть температуре 273 К (0о С) и давлении
101,325 кПа (760 мм рт.ст.), этот объём легко рассчитать.
Vm(O2) = 32г/моль : 1,43г/л = 22,4 л/моль.
Тот же результат получаем и для других газов:
Vm(H2) = 2г/моль : 0,09г/л = 22,4 л/моль;
Vm(N2) = 28г/моль : 1,25 г/л = 22,4 л/моль.
Итак, при н.у. молярный объём газов составляет:
Vm = 22,4 л/моль
Если вещество газообразное, то его молярная масса может быть определена с помощью
законаАвогадро. Следствие из закона гласит:
массы двух газов, взятых в одинаковых объёмах, относятся как их молярные массы
m1 / m2 = M1 / M2. Другое следствие из закона может быть применено для определения
объёма газа: объёмыучаствующих в реакции газов относятся друг к другу как небольшие
целые числа(численноравные стехиометрическим коэффициентам)
V1 / V2 = n1 / n2
Отношение массы одного газа к массе другого газа (при одинаковом объёме) называется
относительной плотностью первого газа по второму. Измерения газов обычно производят
приусловиях, отличных от стандартных. В этом случае для приведения газа к н.у. можно
воспользоваться объединённым газовым законом Бойля – Мариотта и Гей – Люссака:
PV / T = P0V0 / T0 => V = P0V0T / PT0
Где
 V0 – объём газа при н.у., то есть при P0 = 101,325 кПа и T0 = 273K;
 V – объём газа при давлении Р и температуре Т.
Если известно количество вещества или масса газа, а нужно вычислить объём, то
применяютуравнение Клапейрона – Менделеева:
PV =mRT / M или PV = nRt
Где R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/ моль × град.
Задания
1. Укажите единицу измерения молярного объема:
А) моль -1
Б) л/моль
В) г/моль
Г)л/кг
2. Установите соответствие между определением и понятием, к которому оно относится:
1) химический элемент
2) атом
3) молекула
4) относительная атомная масса
А) наименьшая частица вещества, которая сохраняет его свойства
Б) вид атомов с одинаковым зарядом ядра
В) наименьшая химически неделимая частица вещества, которая имеет ядро
Г) вещества, которое не имеет примесей
Д) отношение массы атома к массе 1/12 атома Карбона
3. Укажите фамилию ученого, который открыл закон объемных соотношений:
А) Менделеев
Б) Лавуазье
В) Бутлеров
Г) Авогадро
4. Вычислите молярные массы веществ по их формулам:
Mg(N03)2, Cu(OH)2, А1(No3)3,k[А1(oН)4(Н2o)2],
Na2[Zn(CN)4], Mg(HC03)2.
5. Вычислите количество вещества атомов кислорода, которые содержатся в 1 моль а)
оксида марганца(Н); б) оксида марганца(Ш); в) оксида марганца(ІУ); г) оксида
марганца(У11).
6. Вычислите количество вещества атомов кислорода, которые содержатся в 1 моль а)
оксида азота(1); б) оксида азота(Н);
в)
оксида азота(ІІІ); г) оксида азота(У).
7. Какое количество вещества содержится в 1 кг: а) хлорида натрия; б) оксида азота(Н); в)
сульфида алюминия; г) фосфида кальция; д) фторида бария.
8. Какое количество вещества содержится в 700 г: а) хлорида калия; б) оксида
углерода(ІУ); в) сульфида алюминия; г) фосфида бария; д) фторида кальция.
9. Какое количество вещества атомов углерода и водорода содержится в 1 моль веществ:
а) СН4; б) С2Н6; в) С4Н10; г) С6Н6?
10. Какое количество вещества содержится в оксиде фосфора(У) массой 560 г?
Определите число молекул.
11. Какое количество вещества атомов кислорода содержится в 1 моль вещества:
а)
оксида натрия;
б)
оксида углерода(ІІ);
в)
оксида серы(1У);
г)
оксида серы (УІ);
д)
оксида марганца(УІІ);
е)
оксида бора(ІІІ);
ж)
оксида фосфора(У).
12. Используя формулу для расчета массовой доли элемента в веществе, определите, какое
количество вещества атомов кислорода и хлора содержится в 100 г таких оксидов:
а)
С120;
б)
С102;
в)
С1207.
13. Масса образца азотной кислоты HN03 225 г. Вычислите количество вещества: а)
азотной кислоты; б) атомов азота; в) атомов водорода; г) атомов кислорода в этом образце.
14. Образец соединения углерода с водородом массой 0,8 г содержит 0,05 моль вещества.
Найдите молярную массу этого вещества и определите его формулу.
15. Определите формулу соединения хрома с кислородом, в котором массовая доля
кислорода равняется 48 %.
16. В оксиде некоторого двухвалентного металла массовая доля кислорода составляет
53,35%. Определите металл. Напишите формулу.
17. Вычислите количество вещества и число атомов кислорода, который содержится:
а)
в 3 г сернистого газа S02;
б)
40 г углекислого газа.
18. В составе некоторого соединения на один атом кальция приходится один атом
углерода и три атома кислорода. Напишите формулу, вычислите массовые доли элементов
и отношение масс. Какому количеству вещества соответствует его масса 47,5 г? 19. В
составе некоторого соединения на два атома калия приходится один атом кремния и три
атома кислорода. Напишите формулу, вычислите массовые доли элементов и отношение
масс. Какому количеству вещества соответствует его масса 475 г?
20. В составе некоторого соединения на два атома натрия приходится один атом серы и
четыре атома кислорода. Напишите формулу, вычислите массовые доли элементов и
отношение масс. Какому количеству вещества соответствует ее масса
252,5 г?
ЗАНЯТИЕ 3
ТЕМА:СТРОЕНИЕ АТОМА. СОСТАВ ЯДРА АТОМА, РАДИОАКТИВНОСТЬ.
СТРОЕНИЕ ЯДРА АТОМА
В 1932г. после открытия протона и нейтрона учеными Д.Д. Иваненко (СССР) и В.
Гейзенберг (Германия) была выдвинута протонно-нейтронная модель ядра атома.
Согласно этой модели:
- ядра всех химических элементов состоят из нуклонов: протонов и нейтронов
- заряд ядра обусловлен только протонами
- число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента
- число нейтронов равно разности между массовым числом и числом протонов (N=A-Z)
Условное обозначение ядра атома химического элемента:
X – символ химического элемента
А – массовое (нуклонное)число, которое показывает :
- массу ядра в целых атомных единицах массы (а.е.м.)
(1а.е.м. = 1/12 массы атома углерода)
- число нуклонов в ядре
- (A = N + Z) , где N – число нейтронов в ядре атома
Z – зарядовое (протонное)число, которое показывает:
- заряд ядра в элементарных электрических зарядах (э.э.з.)
( 1э.э.з. = заряду электрона = 1,6 х 10 -19 Кл)
- число протонов
- число электронов в атоме
- порядковый номер в таблице Менделеева
Модель строения атома
Научные исследования, проводившиеся в конце XIX - начале XX вв. позволили
предложить следующую модель строения атома:
1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную
часть пространства внутри атома.
2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре.
3. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов ( нуклонов). Число протонов в ядре равно
порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его
массовому числу.
4. Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются электроны. Их число равно
положительному заряду ядра.
Ядро - это центральная позитивно заряженная часть атома, в которой сосредоточена его
масса.
Электрон - частица с негативным зарядом, который условно принят за -1.
Нейтрон - нейтральная частица, не имеющая электрического заряда. Масса нейтрона
равна 1 а. е. м.
Протон - положительно заряженная частица, с такой же массой, как и нейтрон. Заряд
протона равен заряду электрона и противоположен по знаку.
Число протонов в ядре атома равно числу электронов. Это число определяет заряд ядра
атома элемента и его порядковый номер элемента в таблице Менделеева.
При известных условиях нейтрон может превращаться в протон и наоборот.
Атомные массы элементов в периодической таблице являются средним значением из
массовых чисел природных смесей из изотопов. Поэтому они не могут, как считал
Менделеев, служить главной характеристикой атома и элемента. Такой характеристикой
является заряд ядра атома. Он определяет число электронов в нейтральном атоме, которые
распределяются вокруг ядра по определенным орбитам и определяют химические
свойства атомов. В результате этого было дано новое определение химического элемента
и уточнена формулировка периодического закона:
Химический элемент - это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.
Свойства элементов, а также свойства и формы их соединений находятся в периодической
зависимости от заряда ядра атома элемента.
Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре
(или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).
Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.
Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .
Открытое Беккерелем явление радиоактивности было первым примером ядерных реакций
- превращений ядер одного элемента в ядра другого элемента. Сейчас известно очень
много ядерных реакций; все они относятся к физическим явлениям и поэтому в обычном
курсе химии не рассматриваются.
Радиоактивность
Открытие радиоактивности связывают с именем А. Беккереля, который в 1896 г.
обнаружил самопроизвольное испускание ураном ранее неизвестного излучения. Термин
радиоактивность (лат. radio – излучаю, activus – действенный) был предположен в 1898
г. М. Кюри. В последующие два года работами Э. Резерфорда было установлено, что это
излучение состоит из трех видов – положительно заряженных α-лучей, отрицательно
заряженных β-лучей и незаряженных γ-лучей, которые вскоре были идентифицированы
соответственно как пучки ядер гелия
(α-лучи), пучки электронов (β-лучи) и
электромагнитное излучение (фотоны) с частотами, значительно превышающими частоты
рентгеновского излучения (γ-лучи). Испускание α- и β-лучей сопровождается
превращением химических элементов:
На основании изучения этих типов радиоактивного превращения было сформулировано
правило смещения (К. Фаянс, Ф. Содди, 1913 г.): α-распад сопровождается образованием
изотопа элемента с массой на 4 единицы меньше, смещенного в периодической таблице на
два номера к началу, а β-распад приводит к образованию изотопа элемента, смещенного
на один номер к концу периодической системы (без изменения массового числа).
Кроме основного β-распада известны еще два его варианта – испускание позитрона
и электронный захват. Испускание позитрона сопровождается превращением
протона в нейтрон, в результате чего атомный номер элемента уменьшается на единицу:
Электронный захват обусловлен захватом электрона из электронной оболочки атома
протоном:
В результате электронного захвата атомный номер элемента уменьшается на единицу:
Кроме природных (естественных) радиоактивных изотопов
начиная с 1934 года получено более 1200искусственных изотопов. Супруги Ирен и
Фредерик Жолио-Кюри получили первые искусственные изотопы
,
Устойчивость атомного ядра зависит от отношения числа нейтронов к числу протонов, а
также четности или нечетности их числа, при этом ядра с четными числами протонов и
нейтронов, как правило, устойчивее ядер с нечетными числами нуклонов (табл. 11.1).
Число устойчивых изотопов Число протонов Число нейтронов
157
четное
четное
52
четное
нечетное
50
нечетное
четное
5
нечетное
нечетное
Таблица 11.1.
Число устойчивых изотопов с разными числами нуклонов.
На рис. 11.1 приведен пояс устойчивости атомных ядер. Видно, что с возрастанием
атомного номера отношение числа протонов к числу нейтронов для устойчивых ядер
возрастает. Большинство радиоактивных изотопов расположено вне пояса устойчивости.
Рисунок 11.1.
Зависимость числа нейтронов от числа протонов в ядрах устойчивых изотопов.
Ядра с числом протонов 84 и более неустойчивы. Ядра с числом нуклонов 2, 8, 20, 28, 50,
82, 126 более устойчивы, чем ядра элементов, расположенных рядом в периодической
системе. Эти числа называют магическими .
Модель 11.1. Стабильность ядер.
Спонтанное деление – еще один тип радиоактивного распада. Оно представляет собой
самопроизвольный распад тяжелых ядер с Z ≥ 92 на два (реже на три или четыре)
осколочных ядра, соответствующих середине периодической системы. Поскольку
отношение N/Z для изотопов тяжелых элементов больше, чем для устойчивых изотопов
середины периодической системы, спонтанное деление сопровождается испусканием 2–4
нейтронов и последующими β-распадами осколочных ядер.
Радиоактивное превращение природных радиоактивных изотопов тяжелых элементов,
начинающееся с одного родоначальника и заканчивающееся стабильным изотопом,
объединены в так называемые радиоактивные ряды . Теоретически возможны четыре
радиоактивных ядра с массовыми числами A = 4n, 4n + 1, 4n + 2 и 4n + 3, где n – целое
число. В природе обнаружены три радиоактивных ряда: ряд урана-238 (A = 4n + 2; n = 51–
59), завершающийся свинцом-206, ряд тория-232 (A = 4n, n = 52–58), завершающийся
свинцом-208, ряд актиноурана (A = 4n + 3, n = 51–58), начинающийся с урана-235 и
завершающийся свинцом-207. Эти ряды существуют потому, что их родоначальники
имеют периоды полураспада T 1/2 (т. е. время, за которое распадается половина
исходного количества радиоактивного изотопа), соизмеримые со временем существования
Земли *). Четвертый радиоактивный ряд (A = 4n + 1, n = 52–59) называют иногда рядом
нептуния (T 1/2 = 2,2 млн. лет), завершается он висмутом-209.
*) Время жизни Земли оценивается в 4,5 млрд лет.
Рисунок 11.2.
Счетчик Гейгера.
Выше упоминалось, что все элементы тяжелее
радиоактивны, все их изотопы
претерпевают радиоактивный распад (Z = 84–109). Известны только два более легких
радиоактивных элемента,
и
. В природной смеси изотопов следующих элементов
содержатся радиоактивные изотопы:
,
,
,
,
,
,
,
,
,
,
,
,
,
,
,
К ним следует добавить
который образуется в
атмосфере под действием космического излучения и всегда присутствует в живых
организмах. После их гибели поступление углерода-14 прекращается и начинается его
распад
Поскольку T 1/2 углерода-14 составляет 5500 лет, радиоуглеродный метод дает
возможность определять возраст биологических объектов.
Радиоактивное излучение воздействует на вещество и, передавая веществу энергию,
вызывает в нем электронное возбуждение, ионизацию и разрыв химических связей.
Особенно опасно радиоактивное излучение для биологических объектов, поскольку оно
может нарушить нормальное функционирование клеток, приводя к необратимым
последствиям и даже к летальным исходам. Воздействие радиоактивного излучения на
организм зависит от проникающей способности излучения. Из трех видов внешнего
радиоактивного излучения наименьшей проникающей способностью обладает αизлучение, которое практически полностью поглощается кожным покровом. Бетаизлучение способно проникать под кожный покров на глубину до 1 см. Попадание в
организм носителей этих радиоактивных излучений весьма опасно. Наибольшую
опасность представляет собой гамма-излучение, поскольку оно обладает весьма высокой
проникающей способностью.
Задания
1. Обозначьте общую химическую формулу высшего оксида, который образует элемент с
протонным числом 15:
а)PH3
б)H3PO4
в)P2O5
г) P2O3
2. Определите количество вещества бромид-ионов в растворе алюминий бромид, который
содержит указанную соль количеством вещества 1,5 моль.
3. Установите соответствие между объемом газа и его массой в (г):
а) 224 млCl
б) 0,448л О2
в) 67,2 лN2
г) 11,2 л NO
1) 0,34
2) 15,0
3) 0,64
4) 0,71
5) 84,0
4. Укажите, во время какого процесса выделяется бета-частица:
1) 111Pd→111Ag
2) 222Rn →218 Po
3) 216At →212Bi
4) 208Po →204Pb
ЗАНЯТИЕ 4
ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.
1. ОКСИДЫ
Оксидами называют вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в
степениокисления - 2.Э2Оn
Например:
Na2O – оксид натрия
H2O – оксид водорода
FeO – оксид железа(ІІ)
Fe2O3 – оксид железа(ІІІ)
Близки к оксидам пероксиды, в которых кислород находится в степени окисления – 1 и
образуетцепочку из двух атомов:
Na – O – Na оксид натрия
Na – O – O – Na пероксид натрия
H – O – H оксид водорода
H – O – O – H пероксид водорода
Ba = O оксид бария
Настоящие оксиды делятся на следующие группы:
1).Основные оксиды (солеобразующие), им соответствуют основания:
K2O → KOH щёлочь
Na2O → NaOH щёлочь
CaO → Ca(OH)2 щёлочь
FeO → Fe(OH)2↓
CuO → Cu(OH)2↓
Основные оксиды реагируют с кислотами и кислотными оксидами :
CaO + CO2 → CaCO3
CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O
Оксиды щелочных или щелочноземельных металлов растворяются в воде, образуя
щёлочь:
K2O + H2O → 2KOH
BaO + H2O → Ba(OH)2
2)Кислотные (солеобразующие), этим оксидам соответствуют кислоты:
SO3 → H2SO4
N2O5 → HNO3
Cl2O7 → HClO4
Кислотные оксиды почти все растворяются в воде, образуя кислоту. Реагируют с
основнымиоксидами и основаниями:
SO3 + H2O → H2SO4
CO2 + H2O → H2CO3
N2O5 + K2O → 2KNO3
Cl2O7 + Li2O → 2LiClO4
CO2 + Ca(OH)2 → CaCO3↓+ H2O
SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O
3) Амфотерные (солеобразующие). Им соответствуют гидроксиды с двойственными
свойствами:
ZnO → Zn(OH)2 ↔ H2ZnO2
Al2O3 → Al(OH)3 ↔ H3AlO3
Cr2O3 → Cr(OH)3 ↔ H3CrO3
В зависимости от окружающей среды амфотерные оксиды реагируют:
В кислой среде как основные:
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
В щелочной среде как кислотные:
Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O
ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O
Оксиды d – металлов в зависимости от степени окисления могут быть основными,
амфотерными икислотными:
+2
CrO– оксид хрома (ІІ) основный, Cr(OH)2↓
+3
Cr2O3 – оксид хрома(ІІІ) амфотерный,_ Cr(OH)3 ↔ H3CrO3
+6
CrO3 – оксид хрома (VІ) кислотный, H2CrO4 – сильная кислота
4).Безразличные или индифферентные (несолеобразующие).
Они не образуют ни кислот, ни оснований и неохотно вступают в химические реакции:
CO – оксид углерода (ІІ)
N2O – оксид азота (І)
Cl2O – оксид хлора (І)
Оксиды металлов по физическим свойствам – твёрдые порошкообразные вещества или
кристаллыразличного цвета.
MgO– белый Cu2O – оранжевый
MnO2 – чёрный CuO– чёрный
Cr2O3 – зелёный Fe2O3 – красно-коричневый
Оксиды неметаллов обычно газы или летучие жидкости и очень редко твёрдые вещества.
CO2, SO2, N2O, NO2 –газыSO3, N2O3 –жидкостиP2O5 –твёрдый
Применение – природные оксиды металлов – руды.
Цветные оксиды металлов используются как пигменты в производстве красок: ZnO, TiO2
– белаякраска; Cr2O3 – зелёная; FeO, Fe2O3 – железный сурик.
Многие оксиды являются катализаторами реакций: K2O, Al2O3, V2O5 и др.
Оксиды неметаллов для получения кислот: SO3, NO2, SO2, P2O5
Получение. Многие оксиды добывают в природе как руды металлов, например: TiO2,
Al2O3, Fe2O3 идр.
Искусственно получают при окислении простых веществ, доокислении низших оксидов
до высших ипри разложении некоторых сложных веществ.
2Mg + O2 → 2MgO
2CO + O2 → 2CO2
CuCO3 → CuO + CO2
2Cr(OH)3 → Cr2O3 + 3H2O
2. ОСНОВАНИЯ
Основания – это электролиты, которые при диссоциации в качестве анионов образуют
гидроксид –анионы ОН-- . Т.к. не все основания являются сильными электролитами,
определить их можно так:
основания – это сложные вещ-ва, состоящие из атомов металла, соединённых с
гидросогруппамиМе (ОН)n
Ме(ОН)n ↔ nOH-- + Men+
Основания по современной номенклатуре называются гидроксидами металлов:
NaOH гидроксид натрия
КОН гидроксид калия
Fe(OH)2 гидроксид железа (+2)
Fe(OH)3 гидроксид железа (+3)
Сохраняются и исторические названия – едкий натр, едкое кали, гашёная известь. Число
гидроксогрупп называется кислотностью основания, т.е. способностью данного основания
нейтрализовывать кислоты:
NaOHоднокислотное
Ва(ОН)2 двухкислотное
Fe(OH)3 трёхкислотное
Основания бывают:
а) Растворимые в воде или щёлочи – гидроксиды щелочных и щелочноземельных
металлов (сюдаотносятся также ТlОН и газообразное основание NH3 ).
Б) Гидроксиды прочих металлов ( в низших степенях окисления ) или нерастворимые
основания:Сu(OH)2 , Fe(OH)2 , Fe(OH)3
в) Амфотерные гидроксиды – при диссоциации одновременно образуют катионы
водорода Н+ игидроксид- аниона ОН--. Это Al(OH)3 , Be(OH)2 , Zn(OH)2 ,Cr(OH)3.
Основания кристаллические вещества различного цвета и растворимости (NH3 – газ).
Щёлочи –мылкие на ощупь, изменяют окраску индикаторов.
Химические свойства:
а) Нерастворимые основания разлагаются при нагревании:
Cu(OH)2 → CuO + H2O
2Fe(OH)3 → Fe2O3 + 3H2O
б) Щелочи изменяют окраску индикатора: лакмус синеет, универсальный индикатор
синеет,фенолфталеин краснеет т.к. щёлочи диссоциируют:
КОН = К+ + ОН–
Ва(ОН)2 = Ва2+ + 2ОН–
NH3 • H2O = NH4+ + OH–
в) Щелочи реагируют с растворами солей:
2NaOH + CuSO4 → Na2SO4 + Cu(OH)2
Ва(ОН)2 + Na2SO4 → 2NaOH + BaSO4
г) Все основания реагируют с кислотами и кислотными оксидами:
Са(ОН)2 + 2НСl → CaCl2 + 2H2O
Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3 + H2O
Cu(OH)2 + 2HCl → CuCl2 + 2H2O
Cu(OH)2 + SO3 → CuSO4 + H2O
Взаимодействие оснований с кислотами называется реакцией нейтрализации, которая
сводится кследующему уравнению:
ОН- + Н+ → НОH
д) Амфотерные гидроксиды взаимодействуют с кислотами и щелочами:
Zn(OH)2 + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O
Al(OH)3 + 3HCl → AlCl3 + 3H2O
Al(OH)3 + NaOH → Na [ Al(OH)4 ]
Получение: щёлочи получают при взаимодействии щелочных и щелочноземельных
металлов илиих оксидов с водой:
2К + 2НОН → 2КОН + Н2↑
К2О + НОН → 2КОН
Реально КОН и NаОН получают при электролизе растворов NaCl и KCl
2KCl + 2H2О ток→ 2KOH + H2↑ + Cl2↑
2NaCl + 2H2O ток→ 2NaOH + H2↑+ Cl2↑
Нерастворимые основания получают при взаимодействии солей данных металлов с
щелочами:
FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Наибольшее значение имеют гидроксиды натрия и калия. Они широко используются в
лабораториикак поглотители влаги, углекислого газа, реактивы; в промышлености в
производстве мыла, бумаги,соды и других веществ. КОН – электролит щелочных
аккумуляторов.
3. КИСЛОТЫ: СТРОЕНИЕ, КЛАССИФИКАЦИЯ, СВОЙСТВА, ПРИМЕНЕНИЕ И
ПОЛУЧЕНИЕ
С точки зрения электролитической диссоциации, кислоты – это электролиты, которые при
диссоциации образуют в качестве катионов только катионы водорода Н+. Также можно
сказать, чтокислоты это сложные вещества, молекулы которых состоят из атомов
водорода, соединённых скислотными остатками.
Кислоты бывают бескислородные и кислородсодержащие.
А) Кислородные кислоты (содержат в кислотном остатке кислород).
HNO3, H2SO4, H3PO4, идр.
Б) Бескислородные (в кислотном остатке нет кислорода).
HCl, HCN, H2S идр.
Кроме того, по числу катионов водорода, которые образует кислота при диссоциации,
кислотыразделяют на:
А) ОдноосновныеHNO3; HCl; HBr; HSCN;
В) ДвухосновныеН2 SO4; H2SO3; H2CrO4; H2S;
С) ТрёхосновныеH3PO4
Номенклатура исходит от названия характеристического атома кислоты:
А) Бескислородные называют
НCl – хлороводородная (соляная)HF – фтороводородная (плавиковая)
H2S – сероводородная
HCN – циановодородная (синильная)
В) Кислородные называют(характеристический атом + -ная, -евая, -овая):
HNO3 – азотнаяH3PO4 – фосфорная
Если один и тот же элемент образует несколько кислородных кислот, то название дают с
прибавлением окончаний –ная, -оватая, -истая, -оватистая, по мере понижения степени
окисленияхарактеристического элемента:
HclO4 – хлорная
HclO3 – хлорноватая
HclO2 – хлористая
HclO – хлорноватистая
Физические свойства: при обычных условиях кислоты являются жидкостями, часто
летучими, илитвёрдыми веществами. Некоторые кислоты существуют только в водных
растворах, например:
H2CrO4 – хромовая
HmnO4 – марганцевая.
Растворы кислот имеют кислый вкус.
Химические свойства: кислоты окрашивают индикаторы – лакмус, универсальный,
метиловыйоранжевый, - в красный цвет.
А) Реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее H:
2HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑
H2SO4 + Fe → FeSO4 + H2↑
Б) Азотная и концентрированная серная взаимодействуют с большинством металлов, но
водород невыделяется
4HNO3 (конц.)+ Cu → Cu(NO3)2 + 2NO2↑ +2H2O
8HNO3 (разб.) + 3Mg → 3Mg(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O
2H2SO4 + 2Ag → Ag2SO4 + SO2↑ + 2H2O
В) С основными оксидами и основаниями.
2HCl + Na2O → 2NaCl + H2O
HCl + NaOH → NaCl + H2O
2HNO3 + CuO → Cu(NO3)2 + H2O
2HNO3 + Cu(OH)2 → Cu(NO3)2 + 2H2O
Г) Реагируют с солями более слабых и более летучих кислот:
«Вытеснительный» рядкислот
H2SO4, HCl (HNO3, H3PO4 ) , H2SO3, H2CO3, H2S, H2SiO3
--------------------------------------------------------------→
H2SO4 + CuCl2 → 2HCl + CuSO4
2HCl + K2CO3 → 2KCl + CO2 + H2O
Кислоты находят разнообразное применение в народном хозяйстве. Они служат для
получениясолей, минеральных удобрений, лекарств, взрывчатых веществ, для обработки
металлов. Особеннобольшое значение имеют серная кислота («кровь» промышленности)
и азотная.
Получение:
А) растворение кислотных оксидов в H2O
SO3 + H2O = H2SO4
SO2 + H2O = H2SO3
Б) вытеснение из солей с последующей отгонкой
tº
H2SO4 + 2NaNO3 = 2HNO3↑ + Na2SO4
3H2SO4 + Ca3(PO4)2 = 2H3PO4 + 3CaSO4↓
В) бескислородные получаются, если растворить в воде соответствующее водородное
соединение,так получают
HF, HCl, HI, H2Se, H2Te, H2S идр.
4. СОЛИ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ.
Соли – это сложные вещества, которые состоят из атомов металла, соединённых с
кислотнымиостатками.
Соли – это электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы
кислотного остатка. Данное определение относится к нормальным или средним солям:
NaC l = Na+ + ClK3PO4 = 3K+ + PO43Кроме них, в зависимости от состава, различают такие группы солей:
Кислые – образуются только многословными кислотами, если для реакции нейтрализации
основание взято в недостатке:
H2SO4 + KOH → KHSO4+ H2O
Кислые соли диссоциируют ступенчато:
KHSO4 = K+ + HSO4- = K+ + H+ + SO42В названиях кислых солей указывается число атомов водорода в анионе:
KHSO4 – гидросульфат калия
Na2HPO4 – дигидрофосфат натрия
Na2HPO4 – гидрофосфат натрия
Основные – образуются многокислотными основаниями, если для реакции нейтрализации
кислотавзята в недостатке:
Cа(ОН)2 + НСl → Ca(OH)Cl + H2 O
Основные соли диссоциируют ступенчато:
Ca(OH)Cl = Ca(OH)+ + Cl- =Ca2+ + OH- + ClВ названии основных солей указывается число гидроксогрупп:
Al(OH)2Cl – дигидроксохлорид алюминия
Са(OH)Cl–гидроксохлорид кальция.
Двойные соли – образованы несколькими металлами и одной кислотой:
Kal(SO4)2 – сульфат калия алюминия
(NH4)2Fe(SO4)2 – сульфат аммония железа (II)
Диссоциируют двойные соли обычно
Kal(SO4)2 =K+ + Al3+ + 2SO42Комплексные соли – образованы комплексными ионами:
K4[ (Fe(CN)6)] – гексаферрицианид калия
K3 [(Fe(CN)6)] – гексаферроцианид калия
[(Cu(NH3)4)]SO4 – сульфат тетраамминмеди
Комплексные соли диссоциируют ступенчато:
K3(Fe(CN)6) = 3K+ + Fe(CN)63- =3K+ + Fe3+ + 6CNФизические свойства: соли – вещества с ионной кристаллической решеткой, имеют
разный цвет ипо-разному растворяются в воде:
хорошо растворяются все нитраты, ацетаты, хлориды (крoмеAgCl , Hg2Cl2)
плохо растворяется большинство фосфатов, силикатов, карбонатов, сульфидов…
На плохой растворимости этих солей основывается качественный анализ неорганических
соединений:
Ag+ + Cl- → AgCl↓ ;
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
Pb2+ + S2- → PbS↓ ;
Ca2+ + CO32- → CaCO3↓
Химические свойства:
Реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений левее металла в составе соли
Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4
Cu + 2AgCl → 2 Ag + CuCl2
Со щелочами реагируют соли тяжелых металлов (а также Be, Al, Ti):
3NaOH + FeCl3 → 3NaCl + Fe(OH)3↓
2KOH + CuSO4 → K2SO4 + CuCl2
С кислотами в соответствии с «вытеснительным рядом кислот»:
H2SO4, HCl (HNO3, H3PO4 ) , H2SO3, H2CO3, H2S, H2SiO3
--------------------------------------------------------------→
H2SO4 + 2KCl → 2HCl + K2SO4
2HNO3 + CaCO3 → H2O + CO2 + Ca(NO3)2
Реакция может идти и в том случае, если новая соль выпадает в осадок:
H3PO4 + AlCl3 → AlPO4 + 3HCl
Реагируют друг с другом, если при этом образуется осадок (Таблица растворимости!):
AgNO3 + KCl → AgCl↓ + KNO3
3BaCl2 + Al2(SO4)3 → 3BaSO4↓ + 2AlCl3
Очень важным свойством некоторых солей является их гидролиз: ионообменная реакция
соли сводой, ведущая к образованию новых малодиссоциированных ионов или веществ.
Выделяют трислучая гидролиза:
Соли сильных оснований и слабых кислот гидролизуются с образованием щелочной
среды(карбонаты, силикаты, сульфиды):
K2CO3 = 2K+ + CO32+ HOH = H+ + OHH+
+ CO32- → HCO3K2CO3 + HOH → 2K+ + HCO3- + OHщелочная среда. Соли слабых оснований и сильных кислот гидролизуются с образованием
кислотной среды( сульфаты, хлориды, нитраты).
AlCl3 = Al3+ + 3Cl+ HOH = H+ + OHAl3+
+ OH- → AlOH2+
AlCl3 + HOH → AlOH2+ + H+ + 3Clкислая средасоли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами,
подвергаются полному гидролизу(разрушаются водой):
Al2S3 = 2Al3+ + 3S26HOH = 6H+ + 6OHAl2S3
+ 6HOH → 2Al(OH)3 + 3H2S
Гидролиз солей приходится учитывать при использовании минеральных удобрений в с/х,
приполучении и применении лекарств и химических реактивов.
Область применения солей очень обширна. Они используются в быту, медицине, химии,
промышленности, с/хозяйстве и т.д. Вот несколько примеров:
Na2CO3 – кальцинированная сода (карбонат натрия) – производство стекла, мыла, очистка
сточныхвод от солей тяжелых металлов, стирка белья, смягчение воды/
NaHCO3 – пищевая сода;NaCl – поваренная соль; AgNO3 – ляпис; CaCl2 – хлористый
кальций (в медицине);CaSO4 • 0.5H2O – алебастр, полуводный гипс (в строительстве);
KclO3 – бертолетова соль; KNO3 –калиевая селитра т. Д.
Для получения солей можно использовать следующие способы:
металл + неметалл:
Cu + Cl2 → CuCl2
основание + кислота (нейтрализация):
NH3 + HNO3 → NH4NO
KOH + HNO3 → KNO3 + H2O
металл + кислота ( ряд напряжений):
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
оксид металла + кислота:
CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O
металл + соль:
Fe + CuCl2 → Cu + FeCl2
оксид основный + оксид кислотный:
CuO + SO3 → CuSO4
соль + соль:
AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO3
соль + кислота:
CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2
соль + щелочь:
Al(NO3)3 + 3KOH → Al(OH)3 + 3KNO3
Задания
1. Составьте электронно-точечные формулы атомов натрия, углерода, фтора,
кальция, серы, хлора. Определите валентность этих элементов.
2. Составьте электронно-точечные формулы хлорида натрия, фторида натрия,
оксида углерода, фторида углерода, хлорида углерода, фторида кальция, хлорида
кальция, сульфида кальция, сульфида углерода, фторида серы, хлорида серы.
3. Приведите по одному примеру молекул с одинарной, двойной и тройной
ковалентной связью.
4. Какие молекулы называют диполями?
5. В какой из двух молекул длина связи больше: а) Н 2,12: б) НС1, НВг; в) NH3, РН3;
г) СН4, СС14?
6. Определите степени окисления элементов в соединениях с водородом: СН4, NH3,
H2S, HCl, СаН2.
7. Исходя из положения элементов в Периодической системе, определите
возможные валентности и степени окисления:
а)
калия, б) магния; в) брома; г) фосфора; д) серы.
8. К атомам каких элементов смещены общие электронные пары в соединениях,
формулы которых HCl, С02, NH3, OF2?
9. Проставьте степени окисления элементов в соединениях, формулы которых НВг ,
ТеС14, Se6, NF3, CS2, Хе04, СС14, РС15, SnO,, СгОч, SbCl,, Мп207.
10. Укажите формулу кислоты, которая может образовать кислые соли:
А) Ортофосфатная
Б) Бромидная
В) Метановая
Г) Уксусная
2. Укажите название химического элемента, который образует кислотные оксиды:
1) Калий
2) Цинк
3) Фосфор
4) Меркурий
3. Обозначьте класс веществ, с которыми реагируют щелочи:
1) Кислотные оксиды
2) Основные оксиды
3) Неметаллы
4) Основания
ЗАНЯТИЕ 5
ТЕМА:ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА
ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА.
1. Периодическая система химических
(естественная система химических элементов)
элементов
Д.
И.
Менделеева
Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства
химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в
периодической
зависимости
от
значения
заряда
из
атомных
ядер.
Периодическая
система
-
графическое
выражение
периодического
закона.
Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по
возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию
зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов
в
ядре
любого
атома
этого
элемента.
Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда
химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в
группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением
атомов.
В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть
длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных
электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом
валентных
электронов).
Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные),
совпадающие
с
группами
длиннопериодной
таблицы.
У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное
номеру
периода.
Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого
периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не
синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего
щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим
благородный
газ
(He,
Ne,
Ar,
Kr
и
т.
д.).
В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две
подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп,
которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA,
VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой
группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы:
остальные
аналогично.
Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.
В периодах (с увеличением порядкового номера)









увеличивается заряд ядра,
увеличивается число внешних электронов,
уменьшается радиус атомов,
увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
увеличивается электроотрицательность,
усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"),
ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"),
ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.
В группах (с увеличением порядкового номера)









увеличивается заряд ядра,
увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в Агруппах),
уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только
в А-группах),
усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность";
только в А-группах),
возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в
А-группах),
ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в
А-группах),
снижается
устойчивость
водородных
соединений
(повышается
их
восстановительная активность; только в А-группах).
Рекомендации к теме
Проработав эту тему, Вы должны усвоить следующие понятия: атом, атомное ядро,
электронная оболочка, протоны, нейроны, электроны, массовое число, химический
элемент, изотопы, электронное облако, электронный слой, орбиталь, электронный
подуровень, электронный уровень, электронная формула, валентная электронная формула,
энергетическая
диаграмма.
Вы должны знать: законы заполнения орбиталей электронами (принцип наименьшей
энергии, принцип Паули, правило Хунда), структуру периодической системы элементов.
Вы должны уметь: определять состав атома по положению элемента в периодической
системе, и, наоборот, находить элемент в периодической системе, зная его состав;
изображать схему строения, электронную конфигурацию атома, иона, и, наоборот,
определять по схеме и электронной конфигурации положение химического элемента в
ПСХЭ; давать характеристику элемента и образуемых им веществ по его положению в
ПСХЭ; определять изменения радиуса атомов, свойств химических элементов и
образуемых ими веществ в пределах одного периода и одной главной подгруппы
периодической
системы.
Пример 1. Определите количество орбиталей на третьем электронном уровне. Какие это
орбитали?
Для определения количества орбиталей воспользуемся формулой Nорбиталей = n2, где n номер уровня. Nорбиталей = 32 = 9. Одна 3s-, три 3p- и пять 3d-орбиталей.
Пример 2. Определите, у атома какого элемента электронная формула 1s22s22p63s23p1.
Для того, чтобы определить, кокой это элемент, надо выяснить его порядковый номер,
который равен суммарному числу электронов атома. В данном случае: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 =
13. Это алюминий.
2. Строение электронной оболочки атома
Атомнаяорбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - .
Каждой орбитали соответствует электронное облако.
Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех
типов: s, p, d и f.
Электронное облако - часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с
вероятностью 90 (или более) процентов.
Примечание: иногда понятия "атомнаяорбиталь" и "электронное облако" не различают,
называя и то, и другое "атомной орбиталью".
Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными
облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный
("энергетический") уровень, их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у
других атомов.
Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические)
подуровни:
s-подуровень (состоит из одной s-орбитали), условное обозначение - .
p-подуровень (состоит из трех p-орбиталей), условное обозначение .
d-подуровень (состоит из пяти d-орбиталей), условное обозначение .
f-подуровень (состоит из семи f-орбиталей), условное обозначение .
Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.
При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного
уровня), например: 2s, 3p, 5d означает s-подуровень второго уровня, p-подуровень
третьего уровня, d-подуровень пятого уровня.
Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n. Общее число
орбиталей на одном уровне равно n2. Соответственно этому, общее число облаков в одном
слое равно также n2.
Обозначения: - свободнаяорбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным
электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).
Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы
(формулировки даны упрощенно):
1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания
энергии орбиталей.
2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов.
3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные
орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.
Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n2.
Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...
Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:
Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная
конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы,
энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев
("электронная схема").
Примеры электронного строения атомов:
Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в
образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те
предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca
внешние электроны - 4s2, они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s2, но у
него есть 3d6, следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная
электронная формула атома кальция - 4s2, а атома железа - 4s23d6.
Задания
1. Установите последовательность возрастания электроотрицательности элементов:
А) Флуор
Б) Цезий
В) Хлор
Г) Карбон.
2. Обозначьте порядковый номер химического элемента, в электронной оболочке атома
которого заполняется столько электронных слоев, сколько в атомах элемента с
порядковым номером 10.
А) 2
Б) 4
В) 18
Г) 19.
ЗАНЯТИЕ 6
ТЕМА:ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ СВЯЗЕЙ
Химическая связь
Все взаимодействия, приводящие к объединению химических частиц (атомов, молекул,
ионов и т. п.) в вещества делятся на химические связи и межмолекулярные связи
(межмолекулярные взаимодействия).
Химические связи - связи непосредственно между атомами. Различают ионную,
ковалентную и металлическую связь.
Межмолекулярные связи - связи между молекулами. Это водородная связь, иондипольная связь (за счет образования этой связи происходит, например, образование
гидратной оболочки ионов), диполь-дипольная (за счет образования этой связи
объединяются молекулы полярных веществ, например, в жидком ацетоне) и др.
Ионная связь - химическая связь, образованная за счет электростатического притяжения
разноименно заряженных ионов. В бинарных соединениях (соединениях двух элементов)
она образуется в случае, когда размеры связываемых атомов сильно отличаются друг от
друга: одни атомы большие, другие маленькие - то есть одни атомы легко отдают
электроны, а другие склонны их принимать (обычно это атомы элементов, образующих
типичные металлы и атомы элементов, образующих типичные неметаллы);
электроотрицательность таких атомов также сильно отличается.
Ионная связь ненаправленная и не насыщаемая.
Ковалентная связь - химическая связь, возникающая за счет образования общей пары
электронов. Ковалентная связь образуется между маленькими атомами с одинаковыми
или близкими радиусами. Необходимое условие - наличие неспаренных электронов у
обоих связываемых атомов (обменный механизм) или неподеленной пары у одного атома
и свободной орбитали у другого (донорно-акцепторный механизм):
H-H
H2
(одна общая пара электронов; H
одновалентен);
б)
NN
N2
(три общие пары электронов; N
трехвалентен);
в)
H-F
HF
(одна общая пара электронов; H и F
одновалентны);
NH4+
(четыре общих пары электронов; N
четырехвалентен)
а) H· + ·H
г)
H:H
По числу общих электронных пар ковалентные связи делятся на



простые (одинарные) - одна пара электронов,
двойные - две пары электронов,
тройные - три пары электронов.
Двойные и тройные связи называются кратными связями.
По распределению электронной плотности между связываемыми атомами ковалентная
связь делится нанеполярную и полярную. Неполярная связь образуется между
одинаковыми атомами, полярная - между разными.
Электроотрицательность - мера способности атома в веществе притягивать к себе общие
электронные пары.
Электронные пары полярных связей смещены в сторону более электроотрицательных
элементов. Само смещение электронных пар называется поляризацией связи.
Образующиеся при поляризации частичные (избыточные) заряды обозначаются + и -,
например:
.
По характеру перекрывания электронных облаков ("орбиталей") ковалентная связь
делится на -связь и -связь.
-Связь образуется за счет прямого перекрывания электронных облаков (вдоль прямой,
соединяющей ядра атомов), -связь - за счет бокового перекрывания (по обе стороны от
плоскости, в которой лежат ядра атомов).
Ковалентная связь обладает направленностью и насыщаемостью, а также
поляризуемостью.
Для объяснения и прогнозирования взаимного направления ковалентных связей
используют модель гибридизации.
Гибридизация атомных орбиталей и электронных облаков - предполагаемое
выравнивание атомных орбиталей по энергии, а электронных облаков по форме при
образовании атомом ковалентных связей.
Чаще всего встречается три типа гибридизации: sp-, sp2 и sp3-гибридизация. Например:
sp-гибридизация - в молекулах C2H2, BeH2, CO2 (линейное строение);
sp2-гибридизация - в молекулах C2H4, C6H6, BF3 (плоская треугольная форма);
sp3-гибридизация - в молекулах CCl4, SiH4, CH4 (тетраэдрическая форма); NH3
(пирамидальная форма); H2O (уголковая форма).
Металлическая связь - химическая связь, образованная за счет обобществления
валентных электронов всех связываемых атомов металлического кристалла. В результате
образуется единое электронное облако кристалла, которое легко смещается под действием
электрического напряжения - отсюда высокая электропроводность металлов.
Металлическая связь образуется в том случае, когда связываемые атомы большие и
потому склонны отдавать электроны. Простые вещества с металлической связью металлы (Na, Ba, Al, Cu, Au и др.), сложные вещества - интерметаллические соединения
(AlCr2, Ca2Cu, Cu5Zn8 и др.).
Металлическая связь не обладает направленностью насыщаемостью. Она сохраняется и в
расплавах металлов.
Водородная связь - межмолекулярная связь, образованная за счет частичного
акцептирования пары электронов высокоэлектроотрицательнного атома атомом водорода
с большим положительным частичным зарядом. Образуется в тех случаях, когда в одной
молекуле есть атом с неподеленной парой электронов и высокой
электроотрицательностью (F, O, N), а в другой - атом водорода, связанный сильно
полярной связью с одним из таких атомов. Примеры межмолекулярных водородных
связей:
H—O—H ··· OH2, H—O—H ··· NH3, H—O—H ··· F—H, H—F ··· H—F.
Внутримолекулярные водородные связи существуют в молекулах полипептидов,
нуклеиновых кислот, белков и др.
Мерой прочности любой связи является энергия связи.
Энергия связи - энергия необходимая для разрыва данной химической связи в 1 моле
вещества. Единица измерений - 1 кДж/моль.
Энергии ионной и ковалентной связи - одного порядка, энергия водородной связи - на
порядок меньше.
Энергия ковалентной связи зависит от размеров связываемых атомов (длины связи) и от
кратности связи. Чем меньше атомы и больше кратность связи, тем больше ее энергия.
Энергия ионной связи зависит от размеров ионов и от их зарядов. Чем меньше ионы и
больше их заряд, тем больше энергия связи.
Строение вещества
По типу строения все вещества делятся намолекулярные и немолекулярные. Среди
органических веществ преобладают молекулярные вещества, среди неорганических немолекулярные.
По типу химической связи вещества делятся на вещества с ковалентными связями,
вещества с ионными связями (ионные вещества) и вещества с металлическими связями
(металлы).
Вещества с ковалентными связями могут быть молекулярными и немолекулярными. Это
существенно сказывается на их физических свойствах.
Молекулярные вещества состоят из молекул, связанных между собой слабыми
межмолекулярными связями, к ним относятся: H2, O2, N2, Cl2, Br2, S8, P4 и другие простые
вещества; CO2, SO2, N2O5, H2O, HCl, HF, NH3, CH4, C2H5OH, органические полимеры и
многие другие вещества. Эти вещества не обладают высокой прочностью, имеют низкие
температуры плавления и кипения, не проводят электрический ток, некоторые из них
растворимы в воде или других растворителях.
Немолекулярные вещества с ковалентными связями или атомные вещества (алмаз, графит,
Si, SiO2, SiC и другие) образуют очень прочные кристаллы (исключение - слоистый
графит), они нерастворимы в воде и других растворителях, имеют высокие температуры
плавления и кипения, большинство из них не проводит электрический ток (кроме графита,
обладающего электропроводностью, и полупроводников - кремния, германия и пр.)
Все ионные вещества, естественно, являются немолекулярными. Это твердые тугоплавкие
вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. Многие из них
растворимы в воде. Следует отметить, что в ионных веществах, кристаллы которых
состоят из сложных ионов, есть и ковалентные связи, например: (Na+)2(SO42-), (K+)3(PO43-),
(NH4+)(NO3-) и т. д. Ковалентными связями связаны атомы, из которых состоят сложные
ионы.
Металлы (вещества с металлической связью) очень разнообразны по своим
физическим свойствам. Среди них есть жидкость (Hg), очень мягкие (Na, K) и очень
твердые металлы (W, Nb).
Характерными физическими свойствами металлов является их высокая
электропроводность (в отличие от полупроводников, уменьшается с ростом температуры),
высокая теплоемкость и пластичность (у чистых металлов).
В твердом состоянии почти все вещества состоят из кристаллов. По типу строения и типу
химической связи кристаллы ("кристаллические решетки") делят на атомные (кристаллы
немолекулярных веществ с ковалентной связью), ионные (кристаллы ионных веществ),
молекулярные (кристаллы молекулярных веществ с ковалентной связью) и
металлические (кристаллы веществ с металлической связью).
Рекомендации к теме
Проработав эту тему, Вы должны усвоить следующие понятия: химическая связь,
межмолекулярная связь, ионная связь, ковалентная связь, металлическая связь,
водородная связь, простая связь, двойная связь, тройная связь, кратные связи, неполярная
связь, полярная связь, электроотрицательность, поляризация связи, - и -связь,
гибридизация атомных орбиталей, энергия связи.
Вы должны знать классификацию веществ по типу строения, по типу химической связи,
зависимость свойств простых и сложных веществ от типа химической связи и типа
"кристаллической решетки".
Вы должны уметь: определять тип химической связи в веществе, тип гибридизации,
составлять схемы образования связей, пользоваться понятием электроотрицательность,
рядом электроотрицательностей; знать как меняется электроотрицательность у
химических элементов одного периода, и одной группы для определения полярности
ковалентной связи.
Задания
1. Составьте электронно-точечные формулы атомов натрия, углерода, фтора, кальция,
серы, хлора. Определите валентность этих элементов.
2. Составьте электронно-точечные формулы хлорида натрия, фторида натрия, оксида
углерода, фторида углерода, хлорида углерода, фторида кальция, хлорида кальция,
сульфида кальция, сульфида углерода, фторида серы, хлорида серы.
3. Приведите по одному примеру молекул с одинарной, двойной и тройной ковалентной
связью.
4. Какие молекулы называют диполями?
5. В какой из двух молекул длина связи больше: а) Н2,12: б) НС1, НВг; в) NH3, РН3; г) СН4,
СС14?
6. Определите степени окисления элементов в соединениях с водородом: СН4, NH3, H2S,
HCl, СаН2.
7. Исходя из положения элементов в Периодической системе, определите возможные
валентности и степени окисления:
а)
калия, б) магния; в) брома; г) фосфора; д) серы.
8. К атомам каких элементов смещены общие электронные пары в соединениях, формулы
которых HCl, С02, NH3, OF2?
9. Проставьте степени окисления элементов в соединениях, формулы которых 1Вг , ТеС14,
Se6, NF3, CS2, Хе04, СС14, РС15, SnO,, СгОч, SbCl,, Мп207.
10. Укажите тип связи, которая образуется между атомами Кальция и Оксигена:
А) ковалентная полярная
Б) ковалентная неполярная
В) ионная
Г) металлическая
Составьте структурные и электронные формулы соединений с водородом следующих
элементов: а) селен; б) фосфор; в) кремний; г) бром; д) теллур; е) мышьяк. Какие
валентности проявляют элементы в этих соединениях?
11.
К атомам каких элементов смещены общие электронные пары в соединениях,
формулы которых HCl, С02, NH3, OF2?
12.
Проставьте степени окисления каждого элемента в формулах соединений: Na2S03,
КС103, NaCl, Na2Cr04, NH4C104.
13.
Изобразите схемы образования молекул метана, бромоводорода, кислорода и воды
с использованием формул Льюиса. Укажите, к атомам каких элементов смещены общие
электронные пары в этих соединениях.
14.
В структурной формуле хлорной кислоты проставьте над символами химических
элементов степень окисления и валентность.
о
II
Н — О — С1 = О
II
О
15.
В каком соединении полярность связи наименьшая: йодоводород, хлороводород,
бромоводород, вода, сероводород, хлор, метан СН4,фосфин РН3?
16.
Как изменяется в ряду Н20, H2S, H2Se, Н2Те длина, энергия и полярность связи?
Почему?
17.
Составьте уравнение реакции серы с: а) кислородом, б) водородом, в) натрием.
Расставьте степени окисления элементов, укажите вид связи в каждом из соединений.
18.
Вычислите разницу между электроотрицательностями элементов: LiCl, ВеСІ, ВСІ,
СС1, NC1, ОСІ, F Cl. Укажите наиболее полярную и наименее полярную связи.
19.
Пользуясь разницей электроотрицательностей, выберите формулу наиболее
полярной молекулы: Н2, HCl, HF, C1F, Cl2, F2.
20.
Химические элементы главной подгруппы VI группы образуют с водородом
молекулы состава H2R. Как изменяется при увеличении порядкового номера элемента: а)
полярность связи Н R в этих молекулах; б) длина этой связи?
ЗАНЯТИЕ 7
ТЕМА: ГЕНЕТИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ МЕЖДУ ОСНОВНЫМИ КЛАССАМИ
НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ
Генетические связи - это связи между разными классами, основанные на их
взаимопревращениях.
Зная классы неорганических веществ, можно составить генетические ряды металлов и
неметаллов. В основу этих рядов положен один и тот же элемент.
Среди металлов можно выделить две разновидности рядов:
1. Генетический ряд, в котором в качестве основания выступает щёлочь. Этот ряд можно
представить с помощью следующих превращений:
металл→основныйоксид→щёлочь→соль
Например, K→K2O→KOH→KCl
2. Генетический ряд, где в качестве основания выступает нерастворимое основание, тогда
ряд можно представить цепочкой превращений:
металл→основныйоксид→соль→нерастворимое основание→
→основный оксид→металл
Например, Cu→CuO→CuCl2→Cu(OH)2→CuO→Cu
Среди неметаллов также можно выделить две разновидности рядов:
1. Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда выступает растворимая
кислота. Цепочку превращений можно представить в следующем виде:
неметалл→кислотныйоксид→растворимаякислота→соль
Например, P→P2O5→H3PO4→Na3PO4
2. Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда выступает нерастворимая
кислота:
неметалл→кислотныйоксид→соль→кислота→
→кислотный оксид→неметалл
Например, Si→SiO2→Na2SiO3→H2SiO3→SiO2→Si
Задания:
Осуществите превращения по схеме, укажите типы реакций, назовите вещества
1.Al→Al2O3→AlCl3→Al(OH)3→Al2O3
2. P→P2O5→H3PO4→Na3PO4→Ca3(PO4)2
3. Zn→ZnCl2→Zn(OH)2→ZnO→Zn(NO3)2
4.Cu →CuO→CuCl2→Cu(OH)2→CuO→Cu
5.N2O5→HNO3→Fe(NO3)2→Fe(OH)2→FeS→FeSO4
6.
Почему для получения меди из раствора сульфата меди(ІІ) нельзя использовать
натрий и калий, ведь они активнее меди? Возможно ли их использовать для получения
меди из расплава оксида меди(ІІ)?
7.
Сернистый газ (оксид серы(1У)) подобно углекислому газу вызывает помутнение
известковой воды. Ангидридом какой кислоты он является? Напишите уравнение
реакции. Какое вещество выпадает в осадок?
8.
Какие оксиды при взаимодействии с соляной кислотой образуют следующие соли:
СаС12, HgCl2, FeCl3? Напишите уравнения этих реакций.
9.
Напишите уравнения реакций нейтрализации, в результате которых образуются
соли: K2S04, Mg(N03)2, ZnS04, СаС12, Al (N03 )3.
10.
Напишите уравнения реакций нейтрализации, в результате которых образовались
соли такого состава: BaS04; Al (N03 )3; К3Р04; Са3(Р04)2; K2S04; CuCl2.
11.
Напишите уравнения реакций получения хлорида цинка всеми известными вам
способами.
12.
Приведите примеры получения солей путем взаимодействия двух оксидов и
запишите уравнения соответствующих реакций.
13.
Как получить сульфат магния исходя: а) из магния; б) оксида магния; в) гидроксида
магния? Напишите уравнения реакций.
14.
Раствор, который образовался при растворении газообразного оксида в воде,
окрашивает лакмус в красный цвет. Какой это был газ? Предложите два варианта ответа.
Напишите уравнения реакций.
15.
Гидроксиды железа(ІІІ), магния, цинка, кальция при нагревании разлагаются на
соответствующий оксид и воду. Напишите уравнения реакций.
16.
Составьте формулы следующих солей: хлорид кальция, карбонат магния, нитрат
цинка, нитрат алюминия, карбонат калия, сульфат натрия, силикат кальция, хлорид
серебра, сульфит магния, сульфид алюминия.
17.
Составьте формулы следующих солей: карбонат натрия, сульфат бария, сульфит
алюминия, фосфат калия, силикат натрия, нитрат калия, сульфид кальция.
18.
Составьте формулы следующих солей: хлорид натрия, нитрат серебра, карбонат
калия, силикат алюминия, сульфит кальция, фосфат натрия, сульфат бария.
19.
Даны формулы солей: К2С03, Na3P04, Fe(N03)3, K2Si03. Составьте формулы
соответствующих им кислот.
20.
Как вы считаете, формула какого соединения «лишняя» в этом ряду Н2С03, КОН,
H2S03, H2S04, HCl? К какому классу неорганических соединений относится это
соединение?
21.
Как вы считаете, формула какого вещества лишняя в этом ряду: Са(ОН)2, КОН,
Na2O, Cu(ОН)2? К какому классу неорганических соединений относится это вещество?
22.
Напишите формулы и названия следующих веществ: а) оксид, который входит в
состав воздуха и необходим для фотосинтеза; б) оксид, который образуется в атмосфере
при вспышке молнии; в) оксид, который «гасят» водой; г) оксид, из которого в основном
состоит песок; д) ядовитый оксид, который называют угарным газом; е) оксид, который
образуется при ржавлении изделий из железа.
23.
Вычислите массу: а) 1,5 моль азотной кислоты; б) 1,5 Ю22 молекул фосфорной
кислоты; в) 5,6 л бромоводорода.
24.
Вычислите, где содержится больше атомов кислорода: а) 3,7 моль H2S04 или 100 г
СаО ; б) 78,4л С02 или 4,2 моль NaOH.
ЗАНЯТИЕ 8
ТЕМА:ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. КЛАССИФИКАЦИЯ. ТЕПЛОВОЙ
ЭФФЕКТ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ.
1. КЛАССИФИКАЦИЯ РЕАКЦИЙ В НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
1) Реакция соединения:
А + В → АВ
2H2 + O2 → 2H2O
2) Реакция разложения:
АВ → А + В
CaCO3 → CaO + CO2↑
3) Реакция замещения:
АВ + С → СВ + А
2HCl + Zn → ZnCl2 + H2↑
4) Реакция обмена:
AB + CD → CB + AD
NaOH + HCl → NaCl + HOH
Реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления всех или некоторых
реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. К таковым
относятся:
ТЕПЛОВОЙ ЭФФЕКТ ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
Химические реакции протекают с поглощением или выделением энергии. Например,
разложениемногих веществ требует затраты энергии (поглощение). Такие реакции
называютэндотермическими:
2H2O → 2H2↑ + O2↑
CaCO3 → CaO + CO2↑
Другие реакции, например, горение топлива, происходят с выделением энергии:
CH4 + 2O2 → CO2↑ + 2H2O + Q кДж
C + O2 → CO2↑ + Q кДж
Эти реакции называют экзотермическими. Иногда энергетические изменения,
происходящие прихимических реакциях, гораздо важнее, чем образование новых веществ.
Например, реакции горениятоплива.
Раздел химии, изучающий тепловые явления при химических реакциях, получил название
термохимии.
Количество теплоты, которая поглощается или выделяется в химической реакции,
называетсятепловым эффектом химической реакции Q.
Установлено, что если при образовании какого-либо соединения поглощается
(выделяется)некоторое количество теплоты, то столько же теплоты выделяется
(поглощается) при разложенииэтого вещества:
2H2 + O2 → 2H2O + Q1, если 2H2O → 2H2↑ + O2↑ - Q2
то в соответствии с законом сохранения энергии Q1 =Q2.
Чем больше энергии выделяется при образовании вещества, тем больше энергии нужно
затратитьна его разложение.Потому то такие вещества как H2O, CO2 очень прочные.
Тепловые эффекты (их относят к 1 мольвещества) можно включать в уравнения –
термохимические уравнения:
Экзотермические
H2 + ½O2 → H2O + 286 кДж, или
2H2 + O2 → 2H2O + 572 кДж.
Эндотермические
N2 + O2 → 2NO – 180,5 кДж, или
½N2 + ½O2 → NO – 90,5 кДж.
В современной учебной и научной литературе по термохимии всё реже встречается
понятие«тепловой эффект». Обычно говорят об энтальпии(от греческого «enthalpo»
нагреваю) ΔН. Этувеличину иногда называют теплотой реакции. Так теплоту образования
веществ обозначают ΔНобр.
Для стандартных условий, то есть нормального атмосферного давления 101,325 кПа и
температуры298К (+250С) принято обозначение энтальпии ΔН0. Экзотермические
реакции сопровождаютсяуменьшением энтальпии продуктов реакции и энтальпия
реакции отрицательна, – ΔНо, а вэндотермической реакции энтальпия продуктов выше
энтальпии реагентов и теплота реакцииположительна, +ΔНо. Теплоту реакции можно
определить по формуле, следующей из закона Гесса(русский академик Герман Иванович
Гесс)∆Нореакции= Σ (∆Нопрод.) ─ Σ (∆Нореаг)
Теплота реакции равна разности между суммой теплотобразования продуктов реакции и
суммой теплотобразования реагентов.Для того, чтобы воспользоваться этой формулой,
необходимознать значения теплот образования веществ при стандартныхусловиях. Они
указаны в специальных справочных таблицах.
Химические реакции, которые проходят с выделением тепла, называются
экзотермическими.
Химические реакции, которые проходят с поглощением тепла из окружающей среды,
называются эндотермическими.
Тепловой эффект химической реакции — это количество тепла, которое выделяется или
поглощается в результате реакции между определенным количеством реагентов.
Обозначается Q, выражается в джоулях (Дж) или килоджоулях (кДж).
Тепловой эффект реакции при постоянном давлении называется энтальпией реакции Н.
Энтальпия — это внутренняя энергия. При эндотермических процессах внутренняя
энергия увеличивается, а при экзотермических — уменьшается.
+АН = -Q и -АН = + Q.
Химические уравнения, в которых приводится численное значение теплового эффекта
реакции, называются термохимическими. В термохимических уравнениях обязательно
указывают агрегатное состояние вещества: кристаллическое (к), жидкое (ж), газообразное
(г).
Задания
1. Теплота сгорания фосфора составляет 760 КДж/моль. Вычислите количество теплоты,
которое выделиться при сгорании 55,8 г фосфора.
2.Оксид железа(П) можно восстановить с помощью оксида углерода(П) до железа. Эта
реакция сопровождается выделением 1318 кДж тепла при восстановлении 1 моль
вещества. Составьте уравнение термохимической реакции по этим данным.
3.Количество тепла от сгорания фосфора 760,1 кДж/моль. Напишите термохимическое
уравнение и вычислите, сколько тепла образуется при сгорании 55 г фосфора.
4.При взаимодействии 4,2 г железа с серой выделилось 7,15 кДж тепла. Составьте
термохимическое уравнение этой реакции.
5.При соединении 18 г алюминия с кислородом образуется 547 кДж тепла. Составьте
уравнение этой реакции.
6.Путем сжигания серы получили 32 г оксида серы(1У) и выделение тепла,
соответственно, 146,3 кДж. Составьте термохимическое уравнение этой реакции.
7.При сжигании 6,08 г магния выделилось 152,5 кДж тепла. Составьте термохимическое
уравнение образования оксида магния.
8.Сколько тепла тратится на разложение известняка массой 500 г?
СаС03 —>Са0 + С02-157 кДж.
9.Вычислите количество тепла, которое выделится при сгорании1.5 моль
оксида
углерода(Н), если тепловой эффект химической реакции равняется 566 кДж.
10.Какая масса углерода сгорает, если при этом выделяется 2050 кДж тепла? Тепловой
эффект реакции равняется393.5 кДж.
11.Используя уравнение, определите, какой объем аммиака (н. у.) вступил в реакцию, если
выделилось 584,4 кДж тепла.
4NH3 (г)+ 502 (Г) -» 4NO(г) + 6Н20(ж) +1168,8 кДж.
12.Термохимическое уравнение реакции горения фосфора: 4Р + 502 =2Р205 +3010 кДж.
Сколько тепла выделится при сгорании 31кг фосфора?
13.Термохимическое уравнение реакции оксида меди(ІІ) с соляной кислотой: