Предмет та методи хімії
Роль хімії в розвитку галузей промисловості і сільського господарства. Основні закони хімії. Періодична система елементів Д.І. Менделєєва. Механізм утворення ковалентного зв’язку. Оксиди, їх номенклатура, класифікація, способи добування, властивості.
| Рубрика | Химия |
| Вид | курс лекций |
| Язык | украинский |
| Дата добавления | 12.01.2011 |
| Размер файла | 2,3 M |
Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже
Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.
Якщо до рівноважної системи докласти зовнішній вплив, то система реагує таким чином, аби зменшити цей вплив, протидіяти йому.
Якщо тиск збільшується, хімічна рівновага зміщується в бік зменшення об'єму реагуючої системи.
Якщо тиск зменшується, хімічна рівновага зміщується в бік збільшення об'єму реагуючої системи.
Якщо температура підвищується, хімічна рівновага зміщується в бік ендотермічної реакції.
Якщо температура знижується, хімічна рівновага зміщується в бік екзотермічної реакції.
Якщо збільшується концентрація одного з реагентів, хімічна рівновага зміщується в бік прямої реакції.
Якщо зменшується концентрація одного з реагентів, хімічна рівновага зміщується в бік зворотної реакції.
Якщо збільшується концентрація одного з продуктів, хімічна рівновага зміщується в бік зворотної реакції.
Якщо зменшується концентрація одного з продуктів, хімічна рівновага зміщується в бік прямої реакції.
13. Розчини та їх класифікація. Гідратна теорія розчинів Д.І. Меделєєва
Розчин - гомогенна система змінного складу, що містить розчинювану речовину, розчинник і продукти їх взаємодії.
Розчинник - компонент розчину, який перебуває у тому самому агрегатному стані, що й розчин. Якщо усі складові розчину перебувають в однаковому агрегатному стані, то розчинником вважається речовина, масова частка якої у розчині найбільша. Воду традиційно вважають розчинником навіть тоді, коли її масова частка у розчині значно менша від масової частки розчиненої речовини.
За розчинністю у воді всі речовини поділяються на добре розчинні, малорозчинні й практично нерозчинні. Мірою розчинності речовини за даних умов є її вміст у насиченому розчині.
Насиченим називається розчин, в якому речовина за даних умов більше не розчиняється.
Насичений розчин перебуває у рівновазі з розчинюваною речовиною.
Перенасичений розчин містить більше розчиненої речовини, ніж її потрібно для насичення за певної температури.
Ненасиченим називається розчин, в якому речовина ще може розчинятися, оскільки він містить речовини меньше, ніж це визначено її розчинністю.
Розчинність речовини у даному розчиннику - це здатність речовини розчинятися у даному розчиннику за певних умов.
Розчинність - концентрація (масова або молярна) насиченого розчину. Вона визначається відношенням маси розчиненої речовини до об'єму розчину (одиниці вимірювання - г/л) або відношенням кількості розчиненої речовини до об'єму розчину (одиниці вимірювання - моль/л).
Досить часто розчинність (коефіцієнт розчинності) твердих та рідких речовин визначають максимальною масою речовини, яка за певних умов (температури, тиску) може розчинитися в даному розчиннику масою 100 г. Її позначають літерою S (ес).
Розчинність газів визначають об'ємом газу, який за певних умов може розчинитися в даному розчиннику об'ємом 1 л.
Розчинність залежить від природи речовини, температури і тиску.
Розчинність твердих речовин практично не залежить від тиску, оскільки під час розчинення не відбувається суттєвої зміни об'єму системи. З підвищенням температури, як правило, розчинність збільшується.
Розчинність газів у воді з підвищенням температури зменшується. Розчинність газів збільшується зі зниженням температури і збільшенням тиску.
Розчинність рідин у рідині зазвичай збільшується з підвищенням температури і практично не залежить від тиску. Багато які рідини змішуються необмежено (вода - етанол).
Розчинення - складне фізико-хімічне явище, під час якого залежно від природи речовини може домінувати або фізичний, або хімічний процес.
Процес взаємодії між молекулами розчинника і структурними частинками розчиненої речовини називається сольватацією, а продукти взаємодії - сольватами.
Якщо розчинником є вода, то процес взаємодії - гідратація, а продукти взаємодії - гідрати.
Часто сольвати (гідрати) настільки міцні, що їх можна виділити з розчину в кристалічному стані.
Кристали, що містять зв'язану кристалізаційну воду, називаються кристалогідратами.
Розчини багатьох речовин проводять електричний струм у той час, як чисті компоненти, взяті окремо, є діелектриками.
Деякі розчини мають колір, відмінний від кольору їх компонентів:
Ці факти, а також виділення або поглинання теплоти під час розчинення, засвідчують, що в процесі розчинення змінюються деякі властивості компонентів розчину, розриваються одні й утворюються інші хімічні зв'язки. Проте сталого складу розчин не має. Розчин не можна вважати ні сумішшю компонентів, ні індивідуальною сполукою.
Гідратна теорія розчинів Д.І. Менделєєва:
1) при розчиненні солей, кислот і основ у воді відбувається дисоціація цих речовин з утворенням електрично заряджених частинок - катіонів і аніонів.;
2) електрична провідність водних розчинів солей, кислот і основ пропорційна загальній концентрації іонів в розчині.
14. Способи вираження концентрації розчинів (масова частка розчиненої речовини, молярна концентрація, еквівалентна концентрація)
Склад розчину можна виразити як часткою розчиненої речовини (масовою, об'ємною, молярною), так і концентрацією.
Масова частка розчиненої речовини W (дубль-ве) - це відношення маси розчиненої речовини до маси розчину.
Масова частка W як відношення однотипних величин (маси до маси) не має своєї одиниці вимірювання, вона виражається у частках одиниці або у відсотках.
Приклад: У воді масою 450 г розчинили натрій нітрат масою 50 г. Визначити масову частку натрій нітрату в добутому розчині.
Молярна концентрація розчиненої речовини C (це) є відношенням кількості розчиненої речовини до об'єму розчину і показує вміст кількості речовини V (ню) у розчині об'ємом 1 л.
де
c - молярна концентрація розчину [моль/л] або [М];
н р. р. - кількість розчиненої речовини [моль];
V р-ну - об'єм розчину [л].
Одиниця вимірювання - моль/л.
Приклад: Обчислити молярну концентрацію калій карбонату, якщо під час розчинення його масою 69 г утворився розчин об'ємом 250 мл.
Вираз концентрації розчину в грам-еквівалентах розчинної речовини, що міститься в 1 л розчину, часто називають еквівалентним (або нормальним). Грамм - еквівалентом речовини називається кількість грамів речовини, чисельно однакову його еквівалентом. Для складних речовин - на цю кількість речовини, відповідне безпосередньо чи опосередковано при хімічних перетвореннях 1 грамові водню чи 8 грамам кисня.
Молярна концентрація еквівалентів (нормальність) розчину:
або
де
cе - молярна концентрація еквівалентів розчину [моль-екв/л];
N - нормальність розчину [н];
не - кількість еквівалентів розчиненої речовини [моль-екв];
V р-ну - об'єм розчину [л].
15. Теорія електролітичної дисоціації. Дисоціація основ, кислот, солей. Ступінчаста дисоціація
Електроліти - речовини, які у водних розчинах або розплавах існують у вигляді йонів, що зумовлює проходження електричного струму (йонну провідність).
До електролітів належать речовини з йонним та ковалентним полярним типами зв'язку:
Неелектроліти - речовини, водні розчини яких або розплави не проводять електричного струму. Це глюкоза C6H12O6, етиловий спирт C2H5OH, пропан C3H8, бутан C4H10, діетиловий спирт C2H5 - O - C2H5, ацетон CH3 - C (O) - CH3.
Електролітична дисоціація - розпад речовин на йони у водних розчинах або в розплавах.
Сучасний зміст теорії дисоціації можна звести до трьох положень:
1. Електроліти під час розчинення у воді розпадаються (дисоціюють) на іони - позитивні і негативні.
Іони перебувають у стійкіших електронних станах, ніж атоми. Вони можуть складатися з одного атома - прості іони (Na+, Mg2+, Al3+) або з кількох атомів - складні іони (NO3-, SO42-, PO43-).
2. Під дією електричного струму іони набувають напрямленого руху: позитивно заряджені іони переміщуються до катода, негативно заряджені - до анода. Тому перші називаються катіонами, а другі - аніонами.
3. Дисоціація - оборотний процес: паралельно з розщепленням молекул на іони (дисоціація) відбувається процес сполучення іонів (асоціація).
Механізм електролітичної дисоціації залежить від виду хімічного зв'язку. Ступінчастість дисоціації полягає в тому, що багатоосновні кислоти і багатокислотні основи дисоціюють ступінчасто, іони водню відщеплюються від молекул не одночасно, а послідовно:
H3PO4 = H+ + H2PO4 - ,
H2PO4 - =H+ + HPO42-,
HPO42 - = H+ + H2PO4-3
При розчиненні електролітів у воді диполі води (полярного розчинника) за рахунок орієнтаційної диполь-діпольної або іон-діпольної взаємодії притягуються до полярних молекул або іонів речовини, що розчиняється. Таким чином, першою стадією дисоціації завжди є гідратація (сольватація). У речовинах з полярними молекулами, наприклад у хлороводні HCl, під дією молекул розчинника відбувається сильне зміщення зв'язуючи електронів і зв'язок H - Cl стає іонним. Цю другу стадію дисоціації називають поляризацією молекул речовини, що розчиняється. Третьою стадією є саме дисоціація, тобто руйнування поляризованої молекули й утворення гідратованих іонів.
Для речовин з ковалентним полярним зв'язком:
1. Поляризація зв'язку під впливом молекул води, внаслідок чого відбувається “йонізація”, тобто перетворення ковалентного зв'язку в йонний і розпад молекул HCl на йони H+ і Cl-
2. Гідратація - взаємодія утворених йонів з молекулами води, внаслідок чого утворюються гідратовані йони:
Дисоціація - оборотний процес. Як правило, він не відбувається до кінця, а в системі встановлюється динамічна рівновага, тобто такий стан, при якому швидкість дисоціації дорівнює швидкості зворотного процесу - утворення вихідних молекул. Тому у рівняннях дисоціації замість знака „ дорівнює ” ставлять знак оборотності.
Дисоціація солей, кислот, основ.
Електролітичну дисоціацію виражають рівняннями, як і будь-які інші хімічні реакції. Записуючи ці рівняння, звичайно не зазначають формул молекул води, які приєднуються до іонів, бо в хімічних реакціях електролітів вони не беруть участь.
Рівняння дисоціації кислот записуються так:
HCl = H+ + Cl-, або HCl + H2O = H3O+ + Cl-
Розглянемо дисоціацію кислот (сірчаної) як багатоосновної детальніше.
HCl = H+ + HSO4-, або HCl + H2O = H3O+ + Cl-
Аналогічно відбувається і дисоціація трьохосновної фосфорної кислоти.
H3PO4 = H+ + H2PO4 - , H2PO4 - =H+ + HPO42-, HPO42 - = H+ + H2PO4-3
Кислоти дисоціюють на іони водню і іони кислотного залишку. Дисоціація кислот за першим ступенем відбувається значно сильніше, ніж за другим. Це пов'язано тим, що позитивно заряджений іон H+ відщеплюється від нейтральної молекули кислоти легше, ніж від негативно заряджених іонів.
Дисоціація лугів і солей відбувається в одну стадію. Внаслідок їх дисоціації утворюються іони металу та гідроксид іон.
NaOH = Na+ + OH-
Ba (OH) 2 = Ba2+ + 2OH-
Солі дисоціюють на іони металу і іони кислотного залишку.
NaNO3 = Na+ NO3-; Al2 (SO4) 3 = 2Al3+ + 3SO42-
Загальна сума зарядів позитивно заряджених іонів, що утворюються в результаті дисоціації, завжди дорівнюють загальній сумі зарядів негативно заряджених іонів.
16. Ступінь і константа дисоціації. Сильні і слабі електроліти
Для кількісної характеристики електролітичної дисоціації введено поняття ступінь дисоціації. Ступінь дисоціації a (альфа) - відношення числа частинок n, що розпалися на йони, до загального числа частинок N розчиненої речовини А.
де:
б - ступінь дисоціації [%];
n - кількість дисоційованих частинок;
N - вихідне число частинок.
Ступінь дисоціації залежить від концентрації електроліту і температури. З теорії електролітичної дисоціації випливає, що чим менша концентрація електроліту в розчині, тим більший ступінь дисоціації. При безкінечному розбавлянні розчину ступінь дисоціації наближається до 1 (100 %).
Константа дисоціації кількісно характеризує дисоціацію як рівноважний оборотний процес.
Для реакції
де:
K - константа дисоціації [моль a+b-c/л a+b-c]; - активна концентрація катіонів A b+ [моль/л]; - активна концентрація аніонів B a - [моль/л]; - активна концентрація недисоційованої речовини AaBb [моль/л]; a, b, c - стехіометричні коефіцієнти.
На відміну від ступеня дисоціації К залежить тільки від природи електроліта і температури, але не залежить від концентрації розчину.
Сумарна константа дисоціації
Ксум = К1К2К3. При цьому К1 > К2 > К3.
Залежно від ступеня електролітичної дисоціації всі електроліти поділяють на сильні та слабкі. Такий поділ досить умовний, оскільки ступінь дисоціації залежить від температури розчину, концентрації електроліту, і внаслідок цього може змінюватися у досить широких межах. Чим більша константа дисоціації К, тим сильніший електроліт. Сильні електроліти (a ? 1) під час розчинення у воді майже повністю дисоціюють на йони, тому в рівняннях дисоціації ставлять g. До сильних електролітів належать всі розчинні солі, наприклад, ZnSO4, NaCl, Ca (NO3) 2, K3PO4, CuOHCl, NaHCO3 та ін. Всі солі дисоціюють у водних розчинах на іони металів та кислотних залишків:
FeSO4 > Fe2+ + SO42-
K2SO4 > 2K+ + SO42-
ZnOHCl > ZnOH+ + Cl-
NaHCO3 > Na+ + HCO3-
Cr2 (SO4) 3 > 2 Cr3+ + 3 SO42-
Сильні електроліти - кислоти: HCl (HBr, HI), HNO3, H2SO4, HClO4. Вони дисоціюють на катіони водню і аніони кислотного залишку:
HCl > H+ + Cl-
HNO3 > H+ + NO3-
H2SO4 > 2 H+ + SO42-
Сильні електроліти - розчинні гідроксиди - луги: NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2. Вони дисоціюють на катіони металів і гідроксильні групи ОН-:
КОН > К+ + ОН-
NaOH > Na+ + OH-
Ca (OH) 2 > Ca2+ + 2 OH-
Ba (OH) 2 > Ba2+ + 2 OH-
Сильні електроліти - кислоти HNO3; H2SO4; HClO4; НCl. Вони дисоціюють з утворенням катіону водню (Н+) та аніону кислотного залишка: наприклад,
HClO4 = H+ + ClO4-
Чим більша константа дисоціації К, тим сильніший електроліт.
Слабкі електроліти (a ? 1) під час розчинення у воді погано (неповністю) дисоціюють на йони. Їхня дисоціація є оборотним процесом, тому в рівняннях дисоціації ставлять знак D.
Нині слабкими вважають всі електроліти, у розчинах яких є хоча б яка-небудь частка недисоційованих молекул.
Кислоти: HNO2, H2CO3, H2SO3, H2S, НF, HClO, H3PO4, H2SiO3, - належать до слабких електролітів і дисоціюють поступово і оборотно:
HNO2 > H+ + NO2-
H2CO3 > H+ + HCO3-
HCO3 - > H+ + CO32-
Багатооснoвні кислоти дисоціюють у кілька стадій. Кожну стадію можна охарактеризувати відповідним ступенем дисоціації:
H2SO4 <> H++ HSO4 - б1 - ступінь дисоціації за першою стадією;
HSO4 - <> H+ + SO42 - б2 - ступінь дисоціації за другою стадією.
Кислота дисоціює за першою стадією повніше, ніж за другою: б1 > б2. Це зумовлено двома причинами:
іону Н+ легше відокремитися від електронейтральної частинки - молекули H2SO4 (перша стадія дисоціації), ніж від протилежно зарядженої - йона HSO4 - (друга стадія);
двозарядний іон SO42 - міцніше сполучається з катіоном Н+ (це зменшує дисоціацію за другою стадією), ніж однозарядний йон HSO4-.
Слабкі гідроксиди - це основи - нерозчинні: Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Fe (OH) 2, Cr (OH) 2, Fe (OH) 3, - і амфотерні: Ве (ОН) 2, Zn (OH) 2, Al (OH) 3, Sn (OH) 2, Sn (OH) 4, Pb (OH) 2, Pb (OH) 4, Cr (OH) 3, - також дисоціюють поступово і оборотно, наприклад:
Mg (OH) 2 > MgOH+ + OH-
MgOH+ > Mg2+ + OH
Cr (OH) 3 > Cr (OH) 2+ + OH-
Cr (OH) 2+ > CrOH2+ + OH-;
CrOH2+ > Cr3+ + OH-
NH4OH > NH4+ + OH-
NH4OH - це розчинна речовина, але відноситься до слабких електролітів)
17. Реакція обміну між електролітами, умови їх необоротності
Реакції між електролітами в розчинах відбуваються між іонами, тому молекулярну реакцію можна записати в іонному вигляді. У цьому випадку молекули слабких електролітів: основ, кислот, води, нерозчинних солей, - на іони не розкладаються і в обох частинах рівняння записуються в молекулярному вигляді. Процеси, в яких утворюються слабкі електроліти або осади, доходять до кінця, є незворотними. Якщо ж всі речовини - сильні електроліти і розкладаються на іони, таке рівняння є оборотним, до кінця не доходить. Замість знака рівності у зворотних реакціях ставлять дві протилежно напрямлені стрілочки.
При взаємодії різних електролітів відбуваються реакції обміну іонами:
А+В - + С+ D - - С+В - + А+ D-
Відмінна риса обмінних реакцій - елементи, що входять до складу реагуючих речовин, не міняють свого ступеня окислення. До обмінних реакцій у розчинах відносяться реакції: нейтралізації, гідролізу, осадження, розчинення, комплексоутворення. Реакції між ними можна записувати в молекулярному, іонно-молекулярному та скорочено-іонному вигляді. Що відбувається при взаємодії електролітів у розчині? Розглянемо реакцію між розчинами магній хлориду MgCl2 і натрій гідроксиду NaOH:
MgCl2 + 2NaОН = Mg (OH) 2v + 2NaCl.
Розчин вихідної солі містить катіони Магнію та аніони Хлору
MgCl2 = Mg2+ + 2Cl-,
а розчин лугу - катіони Натрію і гідроксид-іони:
NaOH = Na+ + OH-.
Під час реакції йони Mg2+ і ОН-, сполучаючись, утворюють осад малорозчинної основи Mg (OH) 2, а йони Na+ і Cl - залишаються у розчині.
Змінимо наведене вище хімічне рівняння, беручи до уваги стан (дисоційований, недисоційований) кожного реагенту і продукту. Замість формул обох реагентів записуємо формули іонів, які були в розчинах сполук до реакції, разом із відповідними коефіцієнтами (враховуємо індекс 2 у формулі солі Магнію та коефіцієнт 2 перед формулою лугу):
Mg2+ + 2Cl - + 2Na+ + 2OH - =.
У правій частині рівняння залишаємо формулу Mg (OH) 2, а замість формули натрій хлориду записуємо формули відповідних йонів з урахуванням коефіцієнта 2, який був у попередньому рівнянні:
Mg2+ + 2Cl - + 2Na+ + 2OH - = Mg (OH) 2v + 2Na+ + 2Cl-.
В обох частинах нового рівняння є однакові йони - Na+ і Cl-, причому кожний - в однаковій кількості. Вилучивши їх, отримуємо запис, який називають йонно (молекулярним рівнянням):
Mg2+ + 2ОН - = Mg (OH) 2v.
Йонно-молекулярне рівняння - це рівняння, яке містить формули речовин і формули йонів.
Йонно-молекулярне рівняння вказує на те, щo саме відбувається під час хімічного перетворення, які частинки взаємодіють у розчині і які утворюються. Складаючи таке рівняння, кожну речовину подають у тій формі (дисоційованій, недисоційованій), яка переважає в реакційній суміші чи є в ній єдино можливою.
При складанні йонно-молекулярного рівняння дотримуються такої послідовності дій:
1. Записують "звичайне" хімічне рівняння (його називають молекулярним).
2. За таблицею розчинності визначають, які реагенти і продукти реакції розчиняються у воді, а які не розчиняються.
3. З'ясовують, які реагенти і продукти реакції є сильними електролітами, а які - слабкими електролітами або неелектролітами.
4. У молекулярному рівнянні формули розчинних сильних електролітів замінюють на формули відповідних йонів, ураховуючи при цьому індекси та коефіцієнти. Спочатку записують катіони, потім - аніони.
5. Із обох частин отриманого рівняння вилучають однакові йони (у разі їх наявності) в однакових кількостях.
6. Якщо всі коефіцієнти виявляться кратними, їх ділять на відповідне число.
Молекулярне рівняння
HI + KOH = KI + H2O
Йонно-молекулярне рівняння
H+ + OH - = H2O
Для того щоб скласти молекулярне рівняння за даним йонно (молекулярним рівнянням, необхідно замінити кожний йон на формулу відповідного сильного й розчинного електроліту, а потім дописати формули інших реагентів (продуктів) - розчинних сильних електролітів.
Не всі реакції обміну є можливими. Для з'ясування можливості реакції обміну потрібно мати відомості про розчинність і силу електролітів. Необхідно також знати, що фторидна кислота HF, хлоридна HCl, йодидна HI, сульфідна H2S, нітратна HNO3 - леткі кислоти, а карбонатна Н2СО3 і сульфітна Н2SО3 - нестійкі.
18. Гідроліз. Ступінь гідролізу
Визначення гідролізу
Гідроліз - це хімічна реакція іонного обміну між водою і розчиненим у ній речовиною з утворенням слабкого електроліту. (У загальному випадку обмінна взаємодія розчиненої речовини з розчинником зветься - сольволіз).
У більшості випадків гідроліз супроводжується зміною p розчину.
Більшість реакцій гідролізу - оборотні:
Pb (NO3) 2 + H2O - Pb (OH) (NO3) + HNO3
Na2HPO4 + H2O - NaH2PO4 + NaOH
Частковий гідроліз - реакція обмінної взаємодії солі з водою є зворотною.
Деякі реакції гідролізу протікають незворотньо.
Повний гідроліз - реакція обмінної взаємодії солі з водою є практично незворотною. Повному гідролізу піддаються солі, що утворені слабкою основою і слабкою кислотою, якщо в результаті реакції утворюються нерозчинні речовини і (або) гази/
Причиною гідролізу є взаємодія іонів солі з молекулами води з гідратної оболонки з утворенням малодисоційованих з'єднань чи іонів.
Здатність солей піддаватися гідролізу залежить від двох факторів:
1) властивостей іонів, що утворять сіль;
2) зовнішніх факторів.
Можна навести чотири випадки взаємодії солей з водою:
1. Солі, що складаються з аніонів сильних кислот та катіонів сильних основ (NaCl, KNO3, Ba (ClO4) 2 та інш.), при розчині у воді не гідролізують, бо при цьому практично не відбувається ніякого зміщення йонної рівноваги води.
2. Солі, що складаються з аніонів слабких кислот та катіонів сильних основ, легко гідролізують. При цьому солі одноосновних кислот розкладаються з утворенням сильної кислоти, а солі багато основних кислот утворюють кислі солі та вільні гідроксид-йони. Розчин солі має лужну реакцію.
Наприклад:
CH3COO-+Na++H2O-CH3COOH+Na++OH-
CH3COO-+H2O-CH3COOH+OH-
3. Солі що складаються з катіонів слабих основ та аніонів сильних кислот, гідролізують з утворенням основ (одно кислотні основи) або основних солей. Розчин солі має кислу реакцію.
Наприклад:
NH4++Cl-+H2O-NH4OH+H++Cl-
NH4++H2O-NH4OH+H+
4. Солі, що складаються з аніонів слабких кислот і катіонів слабких основ, при гідролізі утворюють два малодисоційованих або погано розчинних електроліти. Для подібних солей характерним є повний гідроліз, середовище розчину є нейтральним, а утворені слабка основа і слабка кислота характеризуються майже однаковим ступенем дисоціації.
Наприклад:
NH4++ CH3COO-+ H2O- NH4OH+ CH3COOH
Ступінь і константа гідролізу.
Різні солі гідролізують неоднаково. З кількісного боку гідроліз оцінюють з допомогою ступеня та константи гідролізу.
Ступінь гідролізу показує відношення концентрації прогідролізованої солі до її загальної концентрації у розчині, виражають у відсотках.
Константа гідролізу - це константа хімічної рівноваги, застосована для реакцій гідролізу. Наприклад, для реакції гідролізу
NH4++CN-+H2O-NH4OH+HCN
Константа гідролізу у даному випадку запишеться
Kr= ([NH4OH] * [HCN]) / ([NH4+] * [CN-])
Для 0,01-молярного розчину NH4OH константа гідролізу дорівнюватиме:
Kr= (0,0095*0,0095) / (0,0005*0,0005) = 361.
Гідроліз відбувається тим сильніше, чим слабкіші або гірше розчинні електроліти утворюються в результаті взаємодії солі з водою. Сприяє гідролізу також збільшення кількості води, тобто розведення розчину, підвищення температури, оскільки підвищення температури підвищує ступінь дисоціації води. Тоді ступінь гідролізу залежить від концентрації та від температури, константа гідролізу головним чином залежить від природи солі та від температури.
Якщо дана сіль здатна гідролізу вати лише за однією схемою, то у розведеному розчині константа її гідролізу практично не залежить від концентрації.
Проте гідроліз, як зворотний процес, можна поглиблювати або послаблювати. Поглиблення відбувається при нагріванні розчину, бо з підвищенням температури зростає константа гідролізу при розведенні концентрованих розчинів, а також при введені речовин, які зв'язують хоч один з продуктів реакції. Щоб знизити гідроліз, тобто змістити рівновагу в бік утворення відповідних йонів, необхідно додавання кислоти (у випадку солей кислот слабких основ і сильних кислот) або лугу (у випадку солей сильних основ і слабких кислот). Для зміщення рівноваги вліво, а отже, зниження гідролізу, треба збільшити концентрацію йонів водню, тобто в систему ввести сильну кислоту. Коли ж до розчину ввести луг, тобто ввести гідроскид-йони, то рівновага зміститься вправо і гідроліз поглибиться.
19. Окислювально-відновні реакції (ОВР), їх класифікація. Найважливіші окисники і відновники, їх використання
Окислювально-відновні реакції - це реакції, при протіканні яких відбувається передача електронів від одних частинок до інших.
Розглянемо реакцію окислення міді киснем:
2 Сu + O2 = 2 CuO
На початку ступінь окислення міді і кисню як простих речовин був нуль, а в сполуці стає відповідно +2 і - 2. Цей процес записується у вигляді переходу електронів:
Cu0 - 2 e - = Cu+2
O20 + 2 * 2e - = 2 O-2
Процес віддачі електронів називається окисленням, а атом, який віддає електрони, називається відновником: мідь - відновник, в реакції окислюється.
Процес приєднання електронів називається відновленням, а атом, який приймає електрони, називається окисником: кисень - окисник, в реакції відновлюється.
Класифікація окисно-відновних реакцій
1. Міжмолекулярні - реакції, в яких елемент окисник і елемент відновник входять до складу різних молекул.
2. Внутрішньомолекулярні - реакції, в яких елемент окисник і елемент відновник входять до однієї і тієї ж молекули.
3. Реакції дисмутації - один і той же елемент відіграє і роль окисника, і роль відновника.
Можливість проходження окисно-відновної реакції залежить від природи атомів або йонів, що входять до складу реагуючих речовин і продуктів реакції, а також від характеру зв'язку між атомами у молекулі, до складу якої входить "йон" - окисник і "йон"-відновник.
Катіони активних металів (К+, Ва2+, Са2+, Rb+) у всіх середовищах і катіони (Al3+, Sn2+, Zn2+, Cr3+), що входять до складу амфотерних гідроксидів, у середовищі сильних кислот ведуть себе, як елементарні йони, утворюючи солі:
KCl, ZnSO4, Sn (ClO4) 2, Ca (NO3) 2.
Елементи ж з високими ступенями окиснення (P+5, S+6, Mn+7, Cr+6, V+5) у всіх середовищах і катіони амфотерних гідроксидів у лужному середовищі входять до складу сполук у вигляді комплексних аніонів, наприклад РО43-, МоО42-.
В ролі окисників і відновників можуть виступати як прості речовини: кисень, водень, галогени, метали, - так і складні сполуки: кислоти, оксиди, солі, в складі яких містяться атоми елементів, здатних віддавати або приєднувати електрони і змінювати ступені окислення. Наприклад, кислоти реагують з металами з виділенням водню, азотна кислота окислює багато речовин і відновлюється до оксидів азоту, метали реагують з киснем і неметалами з утворенням оксидів і солей.
Процеси окислення-відновлення дуже поширені і тому надзвичайно важливі. До них належать процеси утворення крохмалю, глюкози, целюлози в природі, одержання металів з руди, синтез неорганічних речовин, органічних сполук, полімерних матеріалів та багато іншого.
Окисно-відновні реакції використовуються при спалюванні різних видів палива для обігрівання приміщень, одержання високих температур для різних цілей, а також в роботі реактивних та двигунів внутрішнього згоряння
Окисно-відновні реакції застосовуються в аналізі багатьох речовин при якісному та кількісному визначенні різних елементів.
Немає жодного металургійного процесу, який проходив би без окисно-відновної реакції. Окисно-відновні реакції використовуються також при перетворенні хімічної енергії в електричну (гальванічні елементи) і навпаки - при електрохімічному добуванні хлоратів, перйодатів, металів тощо.
В останні десятиліття підвищився інтерес до так званих паливних елементів, в яких електричний струм одержують в результаті взаємодії двох речовин, здатних горіти. Найкраще в цьому відношенні зарекомендували себе воднево-кисневі електрохімічні генератори.
Нині най перспективним є використання воднево-кисневого елемента для перекриття піків навантаження гідроелектростанцій у формі зворотного електролізера.
Складання рівнянь окисно-відновних реакцій за допомогою методу електронного балансу
Будь-який окисно-відновний процес умовно можна поділити на дві напівреакції, одна з яких є реакцією окислення, а друга - реакцією відновлення. В цих реакціях кількість електронів, які віддає відновник або приймає окисник, може бути різною, а для складання рівнянь ця кількість повинна бути однаковою. Тому при складанні окисно-відновних реакцій застосовується метод електронного балансу: для числа відданих і приєднаних електронів у напівреакціях знаходять найменше спільне кратне число, за яким легко знайти найменшу кількість молекул окислювача і відновника, які брали участь у реакції, і розставити коефіцієнти в рівнянні. Розглянемо метод електронного балансу на прикладі:
Приклад: Методом електронного балансу скласти рівняння реакції
C + HNO3 > CO2 + NO + H2O
Розв'язання: Визначаємо ступені окислення елементів
С0 + H+N+5O3-2 > C+4O2-2 + N+2O-2 + H2+O-2
З цього видно, що ступені окислення змінили карбон і нітроген. Складаємо електронні рівняння, визначаємо, який елемент - окисник, а який - відновник:
C0 - 4 e - = C+4 - відновник, напівреакція окислення.
N+5 + 3 e - = N+2 - окисник, напівреакція відновлення.
Найменше спільне кратне для числа відданих і прийнятих електронів буде 12. Тому біля відновника ставимо коефіцієнт 3, а біля окисника - 4:
C0 - 4 e - = C+4 |3
N+5 + 3 e - = N+2 |4
Одержані коефіцієнти підставляємо в рівняння реакції:
3 C + 4 HNO3 > 3 CO2 + 4 NO + H2O
За кількістю атомів водню підбираємо коефіцієнт перед формулою води
3 С + 4 HNO3 = 3 CO2 + 4 NO + 2 H2O
Величину та знак ступеня окислення атомів у сполуках визначають, виходячи з таких положень:
1) для простих речовин ступінь окислення дорівнює нулю, наприклад: Н20, O20, N20, Cl20, F20, Br20, I20, Fe0, Cu0, S0 та ін.;
2) гідроген (водень) у всіх сполуках з неметалами має ступінь окислення +1, а з металами - 1, наприклад: H+1Cl, H2+1S, NH3+1, H+1NO3; NaH-1, CaH2-1;
3) оксиген (кисень) у сполуках має ступінь окислення - 2, наприклад: СaO-2, Al2O3-2, KO-2H, H2SO4-2, BaCO3-2. Винятком є пероксиди, де кисень буде - 1: Н2О2-1, та фторид кисню: О+2F2;
4) ступінь окислення металів у сполуках завжди є позитивним: Na+1Cl, Cu+2SO4, Fe+3Cl3, Cr+6O3, Cr+2O;
5) ступінь окислення неметалів за воднем завжди буде негативним, а за киснем - позитивним, наприклад: H+1Cl-1, Cl2+1O-2, Cl2+3О3-2, Cl2+5O5-2, Cl2+7O7-2; H2S-2, H2S+6O4;
6) у сполуках алгебраїчна сума всіх ступенів окислення повинна дорівнювати нулю, наприклад:
Н2+1О-2: - 2 * (+1) + (-2) = 0;
H2+1S+6O4-2: - 2 * (+1) + (+6) + 4 * (-2) = 0;
Fe2+3O3-2: - 2 * (+3) + 3 * (-2) = 0;
H+1N+5O3-2: - +1 +5 +3 * (-2) = 0.
З цього положення можна визначити невідомий ступінь окислення будь-якого атома. Наприклад, у фосфаті натрію невідомий ступінь окислення фосфору Na3PхO4. Знаємо, що ступінь окислення натрію в сполуках +1, кисню - 2, тому складаємо алгебраїчне рівняння: 3 * (+1) + х + 4 * (-2) = 0; 3 + х = 8; х = +5.
Поняття про електроліз
Електролізом називаються процеси, які відбуваються при проходженні електричного струму крізь розчини або розплави електролітів. У цьому випадку на катоді відновлюються позитивно заряджені іони - катіони, а на аноді окислюються негативно заряджені іони - аніони, тобто катод є окисником, а анод - відновником.
Електроліз широко використовується в промисловості для одержання різних речовин, тому що електричний струм - найсильніший з окисників і відновників. Катод і анод виготовляють або з графіту (інертні електроди), або з металів (активні електроди), які можуть брати участь у процесі електролізу. При проведенні електролізу визначають місце катіону металу в ряду напруг. Якщо метал знаходиться за воднем, його можна одержувати з водних розчинів солей в чистому вигляді на катоді. Якщо метал розташований до водню в ряду напруг, при електролізі розчинів його солей на катоді буде відновлюватись водень Н2 з води. Одержання таких металів можна вести тільки з розплавів солей.
Анодні процеси залежать від типу кислотного залишку в солях. Якщо аніон - залишок безкисневої кислоти (Cl-, Br-, F - та ін.), то на аноді утворюється чистий неметал (Cl2, Br2, F2). Якщо кислотні залишки від кисневмісних кислот (SO42-, NO3-, CO32-), на аноді окислюються не ці іони, а іони ОН - з води і виділяється кисень О2.
20. Неметали сьомої групи
Галогени
Загальна характеристика
|
Символи ознаки |
F |
Cl |
Br |
I |
As |
|
|
Назва |
Флор |
Хлор |
Бром |
Йод |
Астат |
|
|
Протонне число |
9 |
17 |
35 |
53 |
85 |
|
|
Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня |
2s22p5 |
3s23p5 |
4s24p5 |
5s25p5 |
6s26p5 |
|
|
Найхарактерніші ступені окиснення |
-1, 0 |
-1, 0, +1, +3, +5,+7 |
-1, 0, +1, +3, +5,+7 |
-1, 0, +1, +3, +5,+7 |
-1, 0, +1, +3, +5,+7 |
|
|
Формула оксиду в найвищому ступені окиснення |
Cl2O7 |
Br2O |
I2O7 |
As2O7 |
||
|
Формула гідрату вищого оксиду |
HClO4 |
HBrO4 |
HIO4 |
HAsO4 |
Електронні формули:
9F1s22s22p5
17Cl1s22s22p63s23p5
35Br 1s22s22p63s23p63d104s24p5
53I 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f05s25p5
У групі від Флуору до Йоду електронегативність зменшується, йонні та атомні радіуси збільшуються, посилюються металічні й послаблюються неметалічні властивості, окисні властивості послаблюються, а для Йоду характерні відновні властивості.
Молекула двохатомна, зв'язок - ковалентний неполярний.
Галогени належать до р-елементів.
Загальні властивості галогенів
Фізичні властивості галогенів.
|
Формула |
Агрегатний стан |
Колір |
Запах |
Отруйність |
Розчинність у воді |
|
|
F2 |
Газ |
Зеленкувато-жовтий |
+ |
Сильно |
Хімічна взаємодія: 2F2+2H2O=4HF+O2h (бурхливо реагує) |
|
|
Cl2 |
Газ |
Жовто-зелений |
+ |
Сильно |
В 1 об'ємі води розчиняється 2,3 об'єми хлору, Хімічна взаємодія: Cl2 + H2O D HCl + HClO |
|
|
Br2 |
Рідина |
Темно-бурий |
+ |
Сильно |
Погано розчиняється |
|
|
I2 |
Твердий кристалічний |
Темно-сірий |
- |
- |
Погано розчиняється |
Хімічні властивості галогенів.
Мають високу реакційну здатність, що зумовлена низькими значеннями енергії дисоціації молекули.
1. Взаємодіють з металами:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 , 2Al + 3Br2 = 2AlBr3
2Cu + I2 = 2CuI (CuI2 - не існує)
Фтор практично не реагує з Fe, Cu, Ni, Al, Zn через утворення плівки фторидів.
2. Взаємодіють з неметалами:
3F2 + S = SF6
Фтор не взаємодіє тільки з киснем, азотом та алмазом.
У сполуках з Флуором неметали виявляють вищі ступені окиснення.
Бром менш хімічно активний, ніж хлор. Йод з неметалами реагує тільки при нагріванні.
2P + 5Cl2 = 2PCl5
H2 + Br2 = 2HBr
3Cl2 + I2 = 2ICl3
Галогени між собою утворюють інтергалогени: ClF3, BrF3, ICl3 тощо.
3. Взаємодіють з воднем
H2 + F2 = 2HF
H2 + Cl2 = 2HCl
4. Взаємодіють з водою
5. Взаємодіють з розчинами лугів:
а) приєднання (за кратними зв'язками):
б) заміщення (за простими зв'язками):
активніший галоген витискує менш активний із розчинів галогеноводневих кислот:
Cl2 + MgBr2 = MgCl2 + Br2
Br2 + 2NaI = 2NaBr + I2
окиснення складних речовин:
2FeCl2 + Cl2 = 2FeCl3
CO + Cl2 = COCl2 - фосген
відновні властивості йоду:
2KClO3 + I2 = 2KIO3 + Cl2
Способи добування та застосування галогенів
Добування галогенів.
Фтор добувають електролізом розчину KHF2 у безводній HF;
Хлор: електролізом водного розчину натрій хлориду (промисловий спосіб); взаємодією сильних окисників з хлоридною кислотою (лабораторний спосіб):
Бром - витісненням хлором з розчинів солей; Йод - із супутніх вод нафтових родовищ.
Застосування галогенів.
Фтор широко застосовують для синтезу хладоагентів і полімерних матеріалів - фреонів, тефлону, флуоропластиків, що відрізняються високою хімічною стійкістю до дії концентрованих кислот, лугів, розчинників, окисників. З флуоропласту виготовляють хімічну апаратуру. Рідкий фтор використовують як окисник ракетного палива, а сполуки Флуору - в медицині.
Хлор використовують для знезаражування питної води, як окисник у різних галузях хімічної промисловості, у металургії кольорових металів для очищення їх.
Бром і йод в основному застосовують у виробництві ліків, для різних синтезів і в хімічному аналізі. Йод використовують як антисептичний і кровоспинний засіб.
21. Неметали шостої групи
Усі елементи VIA групи (головної підгрупи VI групи) мають однакову будову зовнішнього енергетичного рівня, яка наближається до будови наступних у періоді інертних елементів.
ns2np4
Тому всі вони, за винятком Полонію Ро, виявляють виражені неметалічні властивості. Це р-елементи з двома неспареними електронами на зовнішньому р-підрівні. Усі вони (крім Оксигену) мають на зовнішньому шарі вільні d-орбіталі, які під час збудження атома можуть займати неспарені електрони зовнішніх s - і p-орбіталей. Їх найнижчий ступінь окиснення - 2, а найвищий (крім Оксигену і Полонію) +6.
|
Елементи |
Протонне число |
Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня |
Найхарактерніші ступені окиснення |
Елементи |
|||
|
Назва |
Символ |
Вищого оксиду |
Гідрату вищого оксиду |
||||
|
Оксисен |
О |
8 |
2s22p4 |
-2, 0,+2 |
- |
- |
|
|
Сульфур |
S |
16 |
3s23p4 |
-2, 0, +4, +6 |
SO3 |
H2SO4 |
|
|
Селен |
Se |
34 |
4s24p4 |
-2, 0, +4, +6 |
SeO3 |
H2SeO4 |
|
|
Телур |
Te |
52 |
5s25p4 |
-2, 0, +4, +6 |
TeO3 |
H2TeO4 |
|
|
Полоній |
Po |
84 |
6s26p4 |
-2, 0, +4 |
PoO2 |
PoO (OH) 2 |
|
|
Формула гідридів у найнижчому ступені окиснення - RH2 |
Оксиди та гідрати оксидів цих елементів (за винятком Оксигену та Полонію) мають кислотні властивості. Сполуки цих елементів (крім Оксигену) з типовими металами (лужними та лужноземельними) є солями. У межах групи неметалічні властивості послаблюються, а металічні посилюються (Ро - метал) відповідно до зменшення електронегативності (зверху вниз).
Оксиген
Будова атома Оксигену
|
Можливі ступені окиснення |
-2 |
-1 |
0 |
+1 |
+2 |
+4 |
|
|
Приклади |
H2O |
H2O2 |
O2 |
O2F2 |
OF2 |
O3 (OO2) |
Ізотопи: 16O, 17O, 18O
Поширення в природі.
Оксиген - найпоширеніший елемент у природі. Входить до складу води, багатьох мінералів і гірських порід, а також органічних речовин і живих організмів. Половина маси земної кори припадає на Оксиген.
Оксиген утворює дві алотропні модифікації - кисень O2 та озон O3.
Явище існування хімічного елемента у вигляді двох або кількох простих речовин, відмінних за властивостями і будовою, називається алотропією, а самі прості речовини - алотропними модифікаціями.
Кисень
Фізичні властивості. Кисень - безбарвний газ, без смаку і запаху, мало розчинний у воді (у 100 об'ємах води при 20оС розчиняється близько 3 об'ємів кисню), трохи важчий за повітря (с=1,43 г/л).
Хімічні властивості.
Кисень - активний неметал, сильний окисник. Лише у Флуору F сильніші окисні властивості.
взаємодіє з металами (за винятком золота, платини та платинових металів) з утворенням оксидів і пероксидів:
4Li + O2 = 2Li2O
6Na + 2O2 = 2Na2O + Na2O2
4K + 3O2 = K2O2 + K2O4
взаємодіє з усіма неметалами (крім галогенів) з утворенням кислотних або несолетвірних оксидів:
S + O2 = SO2
4P + 5O2 = 2P2O5
2C + O2 = 2CO
взаємодіє із складними органічними та неорганічними речовинами з утворенням оксидів:
Взаємодія речовин з киснем, внаслідок якої виділяється багато тепла і світла, називається горінням.
Добування кисню:
а) у промисловості - електролізом води та рідкого повітря;
б) у лабораторних умовах: розкладом калій перманганату за підвищеної температури:
розкладом гідроген пероксиду за наявності каталізатора манган (ІV) оксиду:
розкладом калій хлорату (бертолетової солі) під час нагрівання і за наявності каталізатора манган (ІV) оксиду:
розкладом нітратів лужних металів під час нагрівання:
з пероксидів:
Використання кисню:
у медицині для підтримки процесів дихання (кисневі палатки, кисневі коктейлі і пінки);
для інтенсифікації технологічних процесів;
у металургії як окисник (кисневе дуття);
для полегшення дихання в особливих умовах, під час підземних і підводних робіт, висотних і космічних польотів (кисневі прилади);
як окисник ракетного палива.
Озон
Молекула озону O3 (OO2) складається з трьох атомів Оксигену і має кутову форму:
Один з атомів Оксигену виявляє ступінь окиснення +4 (О+4О2 - 2).
Фізичні властивості. Озон - газ синього кольору із своєрідним різким запахом, розчинність у воді майже в 7 разів вища, ніж у кисню. Отруйний навіть у малих концентраціях.
Озон присутній в атмосфері Землі. Біля поверхні Землі озону мало. Його концентрація у повітрі коливається - вночі менша, вдень - більша. Влітку й навесні озону в повітрі у 3,5 рази більше, ніж узимку і восени. Над полярними частинами Землі вміст озону в повітрі вищий, ніж над екватором, в атмосфері міст - вищий, ніж у сільській місцевості. З віддаленням від поверхні Землі концентрація озону збільшується і досягає максимуму на висоті 20 - 25 км. Там утворюється так званий озоновий шар. Він забезпечує збереження життя на Землі, оскільки затримує найбільш згубну для живих організмів частину ультрафіолетової радіації Сонця, що спричинює онкологічні (ракові) захворювання. Крім того озон так само, як і вуглекислий газ, поглинає інфрачервоне випромінювання Землі і тим самим запобігає її охолодженню. Хімічні властивості. Озон - дуже сильний окисник. Він дуже активний. Це пояснюється тим, що озон - нестійка сполука, він легко розкладається з утворенням атомів Оксигену:
O3 = O2+O....2O = O2
Атоми Оксигену хімічно активніші за молекули кисню. Тому озон виявляє сильніші окисні властивості, ніж кисень окиснює плюмбум сульфід, перетворюючи його на сульфат:
витісняє йод із водного розчину йодидів - це якісна реакція на озон:
Добування. У лабораторії озон добувають дією електричних розрядів на кисень у приладах, що називаються озонаторами:
Використання озону ґрунтується на тому, що він - сильний окисник:
для інтенсифікації технологічних процесів;
очищення димових газів, промислових і побутових стоків (особливо від фенольних і ціанідних забруднень);
дезінфекції питної води і повітря;
для добування камфори, ваніліну шляхом окиснення вуглеводнів та іншої малоцінної сировини;
для вибілювання тканин і мастил.
Сульфур
Будова атома:
Електронна конфігурація 1s22s22p63s23p4
Розміщення електронів зовнішнього енергетичного рівня за енергетичними комірками:
|
Ступінь окиснення |
-2 |
0 |
+2 |
+4 |
+6 |
|
|
Приклад |
H2S |
S |
SCl2 |
SO2 |
SO3 |
Ізотопи: 32S (95%), 33S, 34S, 36S
У природі Сульфур зустрічається у вигляді самородної сірки, піриту, сульфідів, сульфатів.
Сірка
Хімічний елемент Сульфур утворює дві алотропні модифікації - ромбічну і моноклінну сірку. Обидві складаються з молекул S8. Сульфур дає не тільки кристалічні модифікації - ромбічну й моноклінну сірку, а й аморфну - пластичну сірку. Кожна має свою будову кристалічних граток.
У природі сірка трапляється у вільному стані (самородна сірка) і у вигляді різних мінералів:
|
Сульфідних |
Сульфатних |
|
|
FeS2 - залізний колчедан, пірит PbS - свинцевий блиск Cu2S - мідний блиск ZnS - цинкова обманка HgS - кіновар |
CaSO4 * 2H2O - гіпс Na2SO4 * 10H2O - глауберова сіль MgSO4·* 7H2O - гірка сіль |
Сірка входить до складу білків, тому без сірки неможливий розвиток рослин і тварин.
Фізичні властивості. Сірка - тверда речовина жовтого кольору, не має металічного блиску, не проводить електричний струм, нерозчинна у воді, але розчиняється у сірковуглеці СS2 та інших органічних розчинниках. За стандартних умов стійкішою є ромбічна модифікація. Хімічні властивості. За високих температур сірка взаємодіє з усіма речовинами, за винятком азоту, золота і платини, виявляючи, залежно від умов властивості окисника чи відновника: взаємодіє з металами з утворенням сульфідів:
взаємодіє з неметалами (за винятком азоту, йоду та інертних газів):
взаємодіє з окисниками і відновниками:
Застосування сірки.
виробництво сульфатної кислоти та сульфатів;
добування барвників, гуми, чорного пороху, сірників, ліків;
у сільському господарстві для боротьби зі шкідниками.
22. Неметали п'ятої групи
Елементи VA групи, або головної підгрупи V групи періодичної системи мають однакову будову зовнішнього енергетичного рівня ns2np3, яка відрізняється від будови зовнішнього енергетичного рівня наступних у періодах інертних елементів на три електрони. Тому вони (за винятком Стибію і Бісмуту) виявляють неметалічні властивості. Це - р-елементи, що мають по три неспарених електрони на зовнішньому р-підрівні. Всі вони, крім Нітрогену, на зовнішньому рівні мають вільні d-орбіталі, на які під час збудження атома можуть переходити розпаровані електрони зовнішнього s-підрівня. Тому їх найнижчий ступінь окиснення - 3, а найвищий +5. Максимально можлива валентність Нітрогену - IV.
|
Елемент |
Протонне число |
Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня |
Найхарактерніші ступені окиснення |
Формули гідратів оксидів із найвищим ступенем окиснення |
||
|
Назва |
Символ |
|||||
|
Нітроген |
N |
7 |
2s22p3 |
-3, 0, +1, +2, +3, +4, +5 |
Подобные документы
Предмет біоорганічної хімії. Класифікація та номенклатура органічних сполук. Способи зображення органічних молекул. Хімічний зв'язок у біоорганічних молекулах. Електронні ефекти, взаємний вплив атомів в молекулі. Класифікація хімічних реакцій і реагентів.
презентация [2,9 M], добавлен 19.10.2013Предмет, задачі, значення і основні поняття аналітичної хімії. Система державної служби аналітичного контролю, його організація в державі. Способи визначення хімічного складу речовини. Класифікація методів аналізу. Напрями розвитку аналітичної хімії.
реферат [19,8 K], добавлен 15.06.2009Місце хімії серед наук про природу, зумовлене предметом її вивчення й тісними зв'язками з іншими науками. Роль хімії в народному господарстві, у побуті, її внесок у створення різноманітних матеріалів. Значення хімії у розв’язанні сировинної проблеми.
презентация [1,8 M], добавлен 04.02.2014Значення хімії у розв'язанні сировинної проблеми. Значення хімії у створенні нових матеріалів. Неметалічні матеріали, біотехнології. Основні напрямки досліджень. Сфери застосування сучасних нанотехнологій. Напрями розвитку хімічного комплексу.
презентация [14,0 M], добавлен 27.04.2016Хімічний зв’язок між природними ресурсами. Значення хімічних процесів у природі. Роль хімії у створенні нових матеріалів. Вивчення поняття синтетичної органічної та неорганічної речовини, хімічної реакції. Застосування хімії в усіх галузях промисловості.
презентация [980,0 K], добавлен 13.12.2012Значення хімії для розуміння наукової картини світу. Склад хімічних речовин. Виокремлення найважливіших галузей хімії: органічної, еорганічної, аналітичної та фізичної. Розвиток хімічної технології. Діалектико-матеріалістичне сприйняття природи.
презентация [7,9 M], добавлен 12.05.2015Дослідження значення хімії - однієї з наук про природу, що вивчає молекулярно-атомні перетворення речовин. Основне призначення та галузі застосування хімії: сільське господарство, харчова промисловість, охорона здоров'я людей. Використання хімії у побуті.
презентация [240,5 K], добавлен 27.04.2011Класифікація неорганічних сполук. Типи хімічних зв’язків у комплексних сполуках, будова молекул. Характеристика елементів: хлор, бор, свинець. Способи вираження концентрації розчинів. Масова частка розчиненої речовини, молярна концентрація еквіваленту.
контрольная работа [34,5 K], добавлен 17.05.2010Основні положення атомно-молекулярного вчення. Періодичний закон і система хімічних елементів Менделєєва. Електронна теорія будови атомів. Характеристика ковалентного, водневого і металічного зв'язку. Класифікація хімічних реакцій і поняття електролізу.
курс лекций [65,9 K], добавлен 21.12.2011Теорія Резерфорда про будову атома. Порядок заповнення електронами енергетичних рівнів і підрівнів. Особливості ковалентного, іонного та водневого зв'язків. Основні закони термохімії та зміст правила ле Шательє. Розчинність твердих речовин, рідин і газів.
лекция [1,3 M], добавлен 13.11.2010
