Химия - примеры с решением заданий и выполнением задач

Содержание:

Химия - естественная наука

Слово "химия" имеет несколько значений. Химией называют одну из наук, а также учебный предмет в школе, университете. Иногда это слово употребляют как сокращенное название промышленности.

Химия - естественная наука. На уроках природоведения вы узнали, что существует несколько наук о природе. Среди них есть и химия.

Химия - наука про вещества и их превращения.

В разные времена ученые проводили много экспериментов с веществами и пытались понять явления, которые наблюдали. Вони выдвигали разные гипотезы, создавали теории, которые они наблюдали во время новых опытов.

Теперь, изучая вещества - как естественные, так и добытые в лабораториях, - химики определяют их состав и внутреннее строение, исследуют свойства, предлагают сферы их использования. Благодаря достижениям ученых развиваются промышленность, техника, медицина, растет уровень жизни людей.

Вещества и их превращения в окружающем мире

Вещества есть повсюду - в воздухе, природной воде, грунте, живых организмах (рис.1). Они распространены не только на Земле, но и на других планетах.

Рис.1. Вещества и их смеси в природе

В природе каждое мгновение происходят превращения веществ. Так, живые существа при дыхании употребляют часть кислорода, что есть в воздухе, а выдыхают воздух с повышенным содержанием углекислого газа. Этот газ выделяется также при пожарах, гниении и разложении частиц растений, животных. Зеленые листья поглощают углекислый газ и воду, которые превращаются в растениях в органические вещества и кислород, который поступает в атмосферу. В недрах планеты на протяжении миллионов лет образовывались различные минералы, нефть, природные газ, уголь. Неисчислимое количество процессов происходит в реках, морях и океанах. 

Человек каждый день совершает превращения веществ, даже не догадываясь об этом.

Мыло, которым мы моем руки, при растворении превращается в вещества, которые проявляют моющее действие. Зубная паста нейтрализует остатки кислот во рту. При приготовлении еды из одних веществ образуются другие, с новым вкусом, цветом, запахом. Пищевая сода, которая добавлена к муке, при нагревании выделяет углекислый газ, который распушает тесто. Уксусом можно удалить накипь в чайнике, а соком лимона - вывести некоторые пятна на одежде. Эти и другие явления объясняет наука химия.

Химия и другие науки

Все естественные науки связаны между собой (схема 1), влияют друг на друга и взаимно обогащаются. Изолированное развитие каждой из них невозможно. 

Схема 1

Связь химии с другими естественными науками

Превращение одних веществ в другие сопровождаются различными физическими явлениями, например выделением или поглощением теплоты. Поэтому химикам необходимо хорошо знать физику. Ученый-биолог, не знакомый с законами химии, не сможет понять превращения веществ, которые происходят в живых организмах. Химические знания необходимы и геологу. Применяя их, он успешно будет проводить поиск полезных ископаемых. Врач, фармацевт, косметолог, металлург, кулинар, люди многих других профессий не достигнут высокого мастерства, если не будут иметь соответствующей химической подготовки.

Химия - точная наука. Прежде чем провести химический эксперимент и после его завершения ученый-химик проводит необходимые расчеты. Их результаты дают возможность делать правильные выводы. Значит, деятельность химика невозможна без знания математики.

За последние полтора века появилось много новых наук, которые стремительно развиваются. Среди них - родственные с химией физическая химия, биохимия, геохимия, агрохимия, космохимия, экологическая химия.

Тысячелетиями люди жили в гармонии с природой. Но в последнее время ситуация ухудшилась. Окружающая среда все больше загрязняется производственными и бытовыми отходами. Внесение на поля чрезмерного количества удобрений, попадание выхлопных газов из двигателей автомобилей в воздух, вредных веществ с производств в водоемы и грунт приводят к уничтожению растений, гибели животных, ухудшения здоровья людей. Серьёзную угрозу для всего живого составляет химическое оружие - особые, чрезвычайно ядовитые вещества. Уничтожение запасов такого оружия требует немалых усилий, денег и времени. В преодолении всех этих проблем участвуют химики.

Взаимоотношения человека и природы изучает наука экология. Главное задание ученых-экологов - защита окружающей среды от загрязнения. Сохранение природы зависит и от бережного отношения к ней каждого человека, понимания процессов, которые происходят при попадании разных веществ в окружающую среду.

Химическая промышленность

На химических заводах совершают переработку различного природного сырья и добывают много веществ. Продукты химических производств необходимы людям для обеспечения надлежащего уровня жизни (схема 2).

Схема 2

Достижения химии - человеку

Еще в середине XVIIІ ст., в период становления науки химии, выдающийся российский ученый Михаил Ломоносов писал: "Широко простирает химия руки свои в дела человеческие... Куда не глянем, везде становятся перед глазами нашими успехи ее старательности". В наше время слова ученого приобрели особенную актуальность. 

Химия - учебный предмет

Химия, как и физика и математика, является фундаментальной наукой. Поэтому предмет "химия" - неотъемлемая составляющая образования (рис. 2).

Рис. 2. Эксперимент в учебной химической лаборатории.

Химические знания необходимы для понимания процессов, которые происходят с веществами в окружающей природе, недрах планеты, живых организмах. Недостаток этих знаний может привести к негативным последствиям при использовании веществ.

Выводы:

• Химия - наука про вещества и их превращения, одна из естественных наук. Она находится в тесных связях с физикой, биологией, математикой. Химией также называют учебный предмет.
• Вклад химической науки в развитие цивилизации постоянно растет. Достижения ученых-химиков внедряют в промышленность, технику, медицину.
• Одним из самых важных заданий человечества является сохранение природы, предотвращение ее загрязнения. Успешно выполнять его помогают химические знания.

Как возникла и развивалась наука химия

Химия - давняя и одновременно молодая наука. Правильные представления про состав веществ, их внутреннее строение и превращения сложились только в последние полтора-два столетия.

Зарождение науки химии. Люди с давних времен несознательно совершали многочисленные превращения веществ. Научившись добывать огонь, они сжигали древесину для обогрева жилья, приготовления еды. Изготовляя вино, человек использовал процесс брожения, благодаря которому виноградный сахар превращался в спирт. На подобном процессе основано пивоварение. Позже были изобретены способы получения металлов из руд, создано производство стекла, фарфора, бумаги, пороха, кирпичей.

Исследователи считают, что химия как ремесло возникла задолго до начала нашей эры в Древнем Египте (рис. 3). Слово "химия" связывают с первым названием этой страны - Кемет. В Египте развивались металлургия, керамическое производство, парфюмерия, покраска тканей, изготовление лекарств. Многие тайны, связанные с превращением веществ, знали только жрецы.

Рис. 3

Химические ремесла в Древнем Египте:

• а - стеклодувы;
• б - произведение гончаров;
• в - бальзамирование;
• г - добывание металлов.

Над внутренним строением веществ раздумывали древнегреческие философы. Они утверждали, что вещества состоят из мельчайших и неделимых частиц - атомов. Но довести это в те времена было невозможно.

В древних арабских странах химию называли алхимией ("ал" - широко употребляемый арабский префикс). Там начали развиваться родственные с этой наукой минералогия, аптечное дело, а также разнообразные производства - ростки современной химической технологии.

В средневековье алхимия распространилась в Европу. Немало произведений арабских и греческих ученых, философов было переведено на латынь. Пытаясь добыть "философский камень", который превращал бы любой металл в золото, предотвращал старение человека, оберегал его от болезней, алхимики проводили множество опытов (рис. 4).

Рис. 4. Эксперименты европейских алхимиков.

Они добыли много веществ, разрабатывали разделение и очищение, изучали свойства. Им принадлежат многие, часто случайные, открытия. Алхимики также изготовляли различные виды лабораторной посуды и оборудования.

Каждая наука становится настоящей, когда открывают её законы, а на основании добытых знаний создают теории. Первые теории превращений веществ возникли в Европе во второй половине XVII ст., но оказались ошибочными. В XVIII ст. открыли закон сохранения массы веществ во время химической реакции (см. 21). Это дало толчок стремительному развитию науки химии.

Современная химия

Теперь химия имеет крепкий теоретический фундамент. Опираясь на него, ученые прогнозируют существование еще неизвестных веществ со свойствами, необходимыми для применения на практике, и успешно совершают их добывание.

Благодаря новым веществам, которые выдерживают высокие температуры, глубокий вакуум, имеют уникальные свойства, люди научились использовать атомную энергию, создали компьютер, совершенствуют средства связи, исследуют планеты и космические пространство. Растет применение полимерных материалов вместо древесины, стекла, металлов. Ученые создают медицинские препараты, которые помогают победить болезни.

Ученые не только изучают вещества и их превращения, но и обнаруживают причины и закономерности этих явлений, исследуют их зависимость от температуры, давления, других факторов. Они оптимизируют методы переработки природного сырья - нефти, угля, природного газа, металлических руд, чтобы добывать максимальное количество нужных веществ с наименьшими потерями.

Химики работают в хорошо оснащенных лабораториях (рис. 5). Возможности современной химии неограниченны. 

Рис. 5. Химическая лаборатория.

За самые выдающиеся достижения в химии каждый год одному или нескольким ученым присуждают престижную награду - Нобелевскую премию.

Много наших соотечественников выбрали жизненный путь, связанный с химической наукой. Они работают в университетах, научно-исследовательских институтах Национальной академии наук, отраслевых лабораториях.

Отечественные химики обогатили теоретическую и экспериментальную химию, добыли десятки тысяч новых веществ, разработали сотни методов химического анализа веществ, изобрели много материалов с полезными свойствами. Результаты их деятельности успешно внедряются в разные сферы деятельности людей.

Выводы:

• Становление химии происходило на протяжении нескольких тысяч лет.
• Химии как фундаментальной науке положило начало открытие закона сохранения массы веществ во время их превращений.
• Современная химическая наука имеет крепкое теоретическое основание и широкие возможности для исследований. Ученые-химики добывают много веществ и изучают их свойства с целью эффективного использования на практике. 

Начальные химические понятия

Химию начинают изучать с ознакомления с разными свойствами веществ и их свойствами. Эта наука, как и другие - математика, биология, физика, имеет собственные термины, понятия, законы.

Мир веществ чрезвычайно интересен и многообразен. От того, насколько успешными будут ваши шаги в его познании, зависит формирование интереса к химии и будущие достижения в учебе.

Вещества. Атомы, молекулы

Вещество: в повседневной жизни мы сталкиваемся со многими веществами. Среди них - вода, сахар, кухонная соль, пищевая сода, крахмал, лимонная кислота, мел, железо... Этот список можно значительно расширить. В сотни и тысячи раз больше веществ добывают в лабораториях, на заводах, используют для практических нужд.

Сейчас известно больше 20 млн веществ. Многие из них встречаются в природе. В воздухе есть различные газы, среди которых преобладают азот и кислород; в реках, морях, океанах - вода и растворенные в ней вещества; в земной коре - многочисленные минералы (рис. 28), руды и т.д. Большое количество веществ содержится в живых организмах.

Рис. 28. Минералы.

Алюминия, цинка, ацетона, извести, полиэтилена, многих других веществ в природе нет; их производят на заводах (рис. 29).

Рис. 29. Вещества, добытые человеком.

Некоторые вещества, которые есть в природе, можно добыть из других веществ. Так, при нагревании марганцовки выделяется кислород, а при нагревании мела - углекислый газ. Ученые при высоких температуре и давлении превращают графит в алмаз. Кристаллики искусственных алмазов очень мелкие и не пригодны для изготовления ювелирных украшений. Их используют в бурильных и шлифовальных приборах, инструментах для обработки металлов и камня.

Неотъемным признаком вещества является масса. Световые лучи, электрическое и магнитное поля не имеют массы, поэтому к веществам не относятся.

Из веществ состоят физические тела. Физическими телами являются, например, капля воды, кристалл минерала, осколок стекла, зерно пшеницы, яблоко, орех, а также предметы, изготовленные человеком: часы, игрушка, книжка, бусы и т.д.

Для веществ или их смесей, которые используют в строительстве, для изготовления различного оборудования, предметов бытового употребления, художественных изделий, существует общее название - материалы (рис. 30). Первыми в истории человечества были только природные материалы - древесина, камень, глина. Спустя некоторые время люди научились выплавлять из руд железо и другие металлы, изготовлять стекло, известь, цемент.

Рис. 30. Строительные материалы. 

В наше время вместо традиционных материалов все шире используют разнообразные пластмассы. 

Агрегатные состояния вещества

Известно три агрегатных состояния вещества - твердое, жидкое и газообразное. Во время нагревания большинство твердых веществ плавится, а жидкости закипают, превращаясь в пар. В случае понижения температуры происходят обратные превращения. Газы под влиянием высокого давления сжижаются. Во всех этих явлениях атомы и молекулы не разрушаются. Значит, вещество, меняя свое агрегатное состояние, не превращается в другое вещество. 

Каждый знает про три агрегатных состояния воды, которые существуют в природе: лед, вода, водяной пар. Сахар может находиться в твердом и жидком состояниях. При нагревании он сначала плавится, потом образованная жидкость темнеет и появляется неприятный запах. Это свидетельствует о превращении сахара в другие вещества. Значит, газообразного состояния для сахара не существует. Графит не удается расплавить; при температуре 3500он сразу превращается в пар.

Атомы, молекулы

На уроках природоведения вы узнали о том, что вещества состоят из множества самых мелких, невидимых частиц - атомов, молекул.

Атом - наименьшая частица вещества, которая не имеет электрического заряда и состоит из ядра и электронов, которые двигаются вокруг него.

Ядра атомов заряжены положительно, а электроны имеют отрицательный заряд (рис. 31).

Атомы могут отличаться друг от друга составом (например, количеством электронов), а также массой.

Атомами образовано небольшое количество веществ. Среди них - графит, алмаз, некоторые минералы, несколько газов. 

Молекула - частица вещества, которое состоит из двух и большего количества соединенных атомов.

Газ водород состоит из молекул, каждая из которых содержит два одинаковых атома (рис. 32, а). Молекула воды образована тремя атомами (рис. 32, б); два из них одинаковые, такие же, что и в молекуле водорода, а третий - другого состава и в 16 раз тяжелее.

Модели молекул: а - водорода, б - воды. 

Молекулярных веществ - большинство. Среди них почти все газы, органические вещества (за некоторыми исключениями), кислоты и т.д.

Атомы и молекулы в газах и жидкостях беспорядочно двигаются, а в твердых веществах находятся в определенных "позициях" и испытывают незначительные колебания. 

Выводы:

• Физические тела состоят из веществ. Неотъемлемый признак вещества - масса.
• Большинство веществ может находиться в трёх агрегатных состояниях - твердом, жидком и газообразном. 
• Вещества и их смеси, которые используют в строительстве, для изготовления оборудования, разных предметов, называют материалами. 
• Атом - наименьшая частица вещества, которая не имеет электрического заряда и состоит из ядра и электронов, которые двигаются вокруг него.
• Молекула - частица вещества, которая состоит из двух и большего количество соединенных атомов.

Физические свойства веществ. Как изучают вещества

В необъятном мире веществ нет двух абсолютно одинаковых. Каждое вещество имеет определенные свойства.

Свойства вещества - это признаки, по которым оно отличается от другого вещества или подобно ей.

Физические свойства веществ

Железо легко отличить от древесины по цвету, особым блеском, а также наощупь: металл всегда кажется холоднее, потому что лучше проводит теплоту. Использовав магнит, определяем, что железо притягивается к нему, а древесина - нет. В отличии от железа древесина в воде не тонет, потому что её плотность меньше, чем плотность воды, а плотность железа - больше.

Свойства вещества, которые определяют наблюдениями или измерениями, называют физическими. 

Самыми важными физическими свойствами вещества являются:

• агрегатное состояние при определенных температуре и давлении;
• цвет, блеск (или их отсутствие);
• запах (или его отсутствие);
• растворимость (или нерастворимость) в воде;
• температура плавления;
• температура кипения;
• плотность;
• теплопроводность;
• электропроводность (или неэлектропроводность).

Перечень физических свойств твердых веществ можно расширить, включив в него твердость, пластичность (или хрупкость). Описывая жидкость, указывают, какой она является - подвижной или маслянистой.

Цвет вещества, запах и вкус определяют при помощи органов чувств, а плотность, электропроводность, температуры плавления и кипения - измерениями.

Сведения о физических свойствах многих веществ вмещены в специальной литературе, в частности в справочниках.

Большинство физических свойств веществ зависит от её агрегатного состояния. Так, плотность льда, воды и водяного пара разная. Газообразный кислород бесцветный, а жидкий - голубой.

Температуры кипения веществ меняются с изменением давления. Например, вода при пониженном давлении закипает при температуре меньше 100 ^оС. Плотность любого газа зависит от давления и температуры.

Знание физических свойств нередко помогает "узнавать" вещества. Например, единственный металл красного цвета - медь. Соленый вкус имеет только кухонная соль. Йод - почти черное твердое вещество, которое при нагревании превращается в темно-фиолетовый пар (рис. 33). Для определения многих веществ обращают внимание на совокупность их свойств.

Рис. 33. Нагревание йода.

Среди твердых веществ различают кристаллические и аморфные. Сахар, кухонная соль (рис. 34, а), пищевая сода, лимонная кислота, глюкоза, медный купорос (рис. 29), большинство минералов состоят из кристаллов. Кристаллу каждого вещества присуща определенная форма, которая обусловлена упорядоченным размещением в нём атомов, молекул. Металлы также имеют кристаллическое строение: их кристаллы обычно очень мелкие. Аморфными веществами являются, например, крахмал, мука, полиэтилен, стекло (рис. 34, б). Все твердые частицы такого вещества отличаются по форме и не похожи на кристаллы.

Рис. 34. Кристаллическое (а) и аморфное (б) вещества: а - каменная соль; б - стекло.

Кроме физических свойств, каждое вещество имеет химические свойства. Они определяются в способности к превращениям в другие вещества. 

Как изучают вещества

На уроках химии вы будете работать с разными веществами. Вам необходимо уметь описывать их вид, обнаруживать определенные свойства, сравнивать с другими веществами, научиться отличать одно вещество от другого.

Изучая вещество, ученые-химики определяют:

• его физические свойства;
• состав вещества, то есть то, из каких частей оно состоит, сколько и каких атомов содержат его молекулы;
• строение вещества в твердом состоянии (размещение в нем наименьших частиц);
• химические свойства.

Состав вещества устанавливают, совершая его химический анализ, а внутреннее строение исследуют с помощью специальных приборов.

Тщательного изучения требуют впервые полученные вещества. Если новое вещество проявляет свойства, ценные для практики, то для него предлагают соответствующие сферы применения. Иногда исследуют известное вещество, чтобы подтвердить или уточнить сведения о нем.

Химический эксперимент

Химия - экспериментальная наука. Она не может развиваться без проведения разнообразных опытов с веществами.

Прежде чем начать эксперимент, химик осознает его цель, собирает информацию про вещества, с которыми будет работать. Потом он составляет план эксперимента, определяет условия его проведения. Во время опыта ученый наблюдает за веществами, фиксирует изменения, что происходят с ними, совершает необходимые измерения. Результаты наблюдений, измерений, соответствующие вычисления он записывает в лабораторный журнал. После завершения эксперимента химик анализирует и объясняет полученные результаты, делает выводы.

Итогом проведения ряда опытов может быть выявление определенной закономерности. На основании многих закономерностей ученые создают теорию. Совокупность теорий составляет основу каждой науки.

Выводы:

• Свойства вещества - это признаки, по которым оно отличается от другого вещества или подобно ему.
• Исследуя вещество, изучают ее физические и химические свойства, состав, внутреннее строение. Физические свойства определяют наблюдениями, измерениями, без превращения вещества в другое.
• Химический эксперимент совершают по плану, проводя наблюдения, измерения, вычисления. Полученные результаты вместе с выводами записывают в лабораторный журнал. 

Чистые вещества и смеси

В каждом вещества всегда содержится некоторое количество примесей, то есть других веществ. Они попадают в него преимущественно при его добывании, иногда - при упаковке или использовании. Вещество, в котором примесей очень мало (например, меньше 1 г в 1 кг), принято считать чистым. С такими веществами работают в научной лаборатории, школьном химическом кабинете. Чистые сахар и кухонную соль мы используем в питании. 

Если содержании примесей существенно, имеем смесь веществ. В природе очень редко встречаются чистые вещества, а преобладают смеси. То же самое касается пищевых продуктов, лекарственных и косметических средств, товаров бытовой химии, строительных материалов.

Каждое вещество, которое содержится в смеси, называют компонентом.

Существуют однородные и неоднородные смеси.

Однородные смеси

Поместим небольшую порцию сахара в стакан с водой и будем перемешивать смесь, пока весь сахар не растворится. Образованная жидкость будет иметь сладкий вкус. Значит, сахар не исчезает, а остается в смеси. Но его кристалликов мы не увидим, даже рассматривая каплю жидкости в мощный микроскоп. Изготовленная смесь из сахара и воды является однородной (рис. 35); в ней равномерно перемешаны самые мелкие частицы (молекулы) этих веществ.

Рис. 35. Однородная смесь (водный раствор сахара)

Смеси, компоненты которых нельзя выявить наблюдением, называют однородными.

Большинство металлических сплавов - тоже однородные смеси. Так, в сплаве золота с медью, который используют для производства ювелирных украшений, нет красных частиц меди и желтых частиц золота, а содержатся "тщательно" перемешанные атомы обоих металлов.

Из материалов, которые являются однородными смесями веществ, изготовляют много предметов разнообразного назначения (рис. 36).

Рис. 36. Предметы, изготовленные из однородных смесей.

К однородным смесям принадлежат все смеси газов, в том числе и воздух. Известно немало однородных смесей жидкостей. Такая смесь образуется при смешении, например, спирта и воды.

Однородные смеси еще называют растворами, даже если они твердые или газообразные.

По некоторым физическим свойствам однородные смеси отличаются от их компонентов. Так, сплав олова со свинцом, который используют для пайки, плавится при более низкой температуре, чем чистые металлы. Вода закипает при 100 ^оС, а водный раствор кухонной соли - при более высокой температуре. Если воду охладить до 0 ^оС, она начнет превращаться в лед. Раствор соли при таких условиях остается жидкостью. В этом можно убедиться зимой, когда укрытые льдом дороги и тротуары посыпают солью или смесью соли с песком. Лед под действием соли плавится и образуется ее водный раствор, который на слабом морозе не замерзает. А песок нужен для того, чтобы дорога не была скользкой. 

Неоднородные смеси

Вам известно, что мел не растворяется в воде. Если его порошок всыпать в стакан с водой, то в образованной смеси всегда будут содержаться частицы мела, которые не видно невооруженным глазом.

Смеси, компоненты которых можно обнаружить наблюдением, называют неоднородными.

К неоднородным смесям (рис. 37) относятся большинство минералов, грунт, строительные материалы, мутная вода, молоко и немало других пищевых продуктов, некоторые лекарственные и косметические средства.

Рис. 37. Неоднородные смеси:

• а - минерал с частицами золота;
• б - смесь воды и серы;
• в - смесь воды и масла;
• г - смесь жидкости с газом.

Некоторые смеси этого типа имеют общие названия. Неоднородную смесь жидкости и газа называют пеной. Она образуется, например, когда в стакан наливают из бутылки газированный напиток (компоненты пены - жидкость и воздух). Хорошо встряхнутую смесь двух жидкостей, которые не растворяются одна в другой, называют эмульсией. Примером эмульсии является молоко; его основные составляющие - вода и жидкие жиры. Если перемешать жидкость с нерастворимыми в ней мелкими частицами твердого вещества (например, муки), то получим суспензию. В атмосфере нередко образуются аэрозоли - дым, туман.

В неоднородной смеси физические свойства компонентов сохраняются. Если сахар смешать с мукой или крахмалом, то эти смеси также будут иметь сладкий вкус. Железная стружка, смешанная с медной или алюминиевой, не теряет свойства притягиваться к магниту. Вода в смеси с песком, мелом или глиной замерзает при температуре 0 ^оС и закипает при 100 ^оС. 

Выводы:

• Каждое вещество содержит примеси. Чистым считают вещество, в котором количество примесей незначительно.
• Смеси веществ бывают однородными и неоднородными. В однородной смеси (растворе) отдельные вещества, или компоненты, нельзя выявить наблюдением, а в неоднородной смеси это возможно. 
• Некоторые физические свойства однородной смеси отличаются от свойств ее компонентов. В неоднородной смеси свойства компонентов сохраняются.

Способы разделения смесей

Часто возникает потребность выделить из смеси один компонент (например, отделить добытый уголь от негорючих веществ) или очистить определенное вещество от примесей. Иногда из смеси добывают каждый компонент для его дальнейшего использования. На уроках природоведения вы узнали про такие способы разделения смесей, как отстаивание, выпаривание, научились выполнять фильтрование. Известны и другие способы разделения смесей. Выбирая способ, учитывают тип смеси, агрегатные состояния компонентов и их отличия физических свойств (схема 3).

Схема 3

Способы разделения смесей:

Отстаиванием можно разделить неоднородную смесь твердого вещества или двух жидкостей. Вещество, что имеет большую плотность, накапливается в нижней части смеси. Например, глина, смешанная с водой, оседает на дно посудины, а древесные опилки всплывают. Встряхнутая смесь воды и бензина достаточно быстро разделяется на два слоя. В верхнем слое обнаруживаем более легкую жидкость - бензин, а в нижнем - воду.

Неоднородные смеси, в которых твердые частицы слишком медленно оседают в жидкости, разделяют центрифугированием. Основой лабораторной центрифуги (рис. 38) является ротор, в котором закрепляют специальные пробирки с неоднородной смесью твердого и жидкого веществ. Во время вращения ротора в пробирках происходит осаждение твердого вещества (оно имеет большую плотность), а над ним остается прозрачная жидкость.

Центрифуга есть в стиральной машинке. В ней жидкость отделяется от белья и вытекает через небольшие отверстия в стенках центрифуги в нижнюю часть машины.

Рис. 38. Лабораторная центрифуга.

Неоднородную смесь твердого вещества и жидкости или твердого вещества и газа можно разделить фильтрованием. С этой целью смесь пропускают через фильтр - специальную бумагу или ткань, вату, песок. Частицы твердого вещества остаются на фильтре, а жидкость или газ проходит через его поры, промежутки между волокнами или частичками.

Процесс фильтрования положен в основу работы респиратора - прибора (рис. 39), который используют люди, которые работают в запыленном пространстве. Он содержит фильтры, которые предотвращают попадание пыли в дыхательные пути. Самый простой респиратор - повязка из нескольких слоёв марли. Фильтр, который извлекает пыль из воздуха, есть также в пылесосе.

Рис. 39. Работник в респираторе.

С помощью магнита из промышленных или бытовых отходов извлекают железо. В такой способ обогащают железную руду - магнетит. Благодаря способности частичек этой руды притягиваться к магниту, ее отделяют от песка, глины, грунта.

Для выделения твердого вещества из однородной смеси с летучей жидкостью используют выпаривание. Смесь помещают в открытую посудину и нагревают. Жидкость постепенно превращается в пар, а в посудине остается твердое вещество.

Перегонка, или дистилляция, - способ разделения смесей (преимущественно однородных) жидкостей, а также очищения жидкости от растворенных в ней веществ. На заводах перегонкой нефти, которая является смесью многих веществ, получают бензин, керосин, дизельное топливо. 

В лаборатории перегонку осуществляют так, как изображено на рисунке 40. В процессе нагревания смеси веществ сначала закипает вещество, которое имеет самую низкую температуру кипения. Его пар выходит из сосуда, охлаждается, конденсируется, а образованная жидкость стекает в приёмник. Когда этого вещества не останется в смеси, температура начнет повышаться, и скоро закипает другой компонент. В этот момент приёмник заменяют на другой. Нелетучие вещества остаются в сосуде. 

Рис. 40. 

Лабораторная установка для перегонки: а - обычная, б - упрощенная. 

1 - смесь жидкостей с разными температурами кипения; 2 - термометр; 3 - водный холодильник; 4 - приёмник; 5 - вода со льдом.

Перегонкой очищают природную воду от примесей. Полученную чистую воду называют дистиллированной. Её используют в научно-исследовательских лабораториях, в производстве веществ для новейшей техники, в фармакологии для приготовления лекарств и т.д.

Разделение разных смесей происходит и в природной среде. Из воздуха на земную поверхность оседают частицы пыли, а во время дождя и снегопада - попадают капли воды, снежинки. Мутная вода после отстаивания становится прозрачной. Вона также очищается от нерастворимых веществ, проходя через песок. На берегах лиманов после испарения остаются соли, которые были растворены в ней. Из воды, которая вытекает из скважины, выделяются растворенные газы.

Иногда непроизвольное разделение смесей является нежелательным. Это касается некоторых пищевых продуктов (майонез, соусы, кремы), косметических средств. Для того, чтобы предотвратить "разрушение" таких смесей, к ним добавляют специальные вещества - стабилизаторы, эмульгаторы. Эти добавки обязательно должны быть безопасными для организма человека.

Выводы:

Существуют различные способы разделения смесей на отдельные вещества (компоненты). Их выбирают с оглядкой на тип смеси, агрегатные состояния и физические свойства компонентов. Неоднородные смеси разделяют отстаиванием, фильтрованием, иногда - при помощи магнита, а однородные - выпариванием, перегонкой (дистилляцией).

Атомы. Химические элементы

Гипотезу о том, что все вещества состоят из невидимых и неделимых частиц - атомов, выдвинули еще древнегреческие философы. Наличие запаха некоторых веществ они объясняли движением атомов и действием на органы чувств, а процесс растворения - проникновением атомов одного вещества между атомами другого вещества.

Доказать существование атомов удалось только в XIX ст. при помощи сложных физических экспериментов. В то же время выяснили, что атом не является цельной, монолитной частицей. Он состоит из ядра и электронов. Одну из первых моделей атома - планетарную - было предложено в 1911 г. Согласно с ней, ядро находится в центре атома и занимает незначительную часть его объема, а электроны движутся вокруг ядра, как планеты вокруг Солнца.

Электрон значительно легче, чем атомное ядро. Он имеет отрицательный заряд, который является наименьшим среди тех, которые существуют в природе. Поэтому величину заряда электрона физики выбрали за единицу измерения зарядов самых мелких частиц (кроме электронов, существуют еще и другие заряженные частицы). Значит, заряд электрона равен -1. Это частицу обозначают так: .

Ядро атома заряжено положительно. Заряд ядра и всех электронов атома одинаковые по величине, но противоположны по знаку. Поэтому атом является электронейтральным. Если заряд ядра атома составляет +1, то такой атом содержит один электрон, если +2 - два электроны и т.д.

Ионы

Некоторые атомы при определенных условиях могут терять один или несколько своих электронов. В этом случае атом превращается в положительно заряженную частицу. Другие атомы присоединяют дополнительные электроны и превращаются в частицы с отрицательным зарядом. Такие заряженные частицы называют ионами. Если атом теряет один электрон, то образуется ион с зарядом +1, а если присоединяет два электрона, то заряд -2. Из противоположно заряженных ионов состоит значительное количество веществ, в том числе кухонная соль.

Химические элементы

Атомы различают по величине заряда их ядер.

Вид атомов с определенным зарядом ядра называют химическим элементом.

Атомы с зарядом ядра +1 принадлежат одному химическому элементу, с зарядом +2 - другому элементу и т.д.

Понятие "химический элемент" используют для классификации атомов. С подобной целью, например, введены сорта фруктов, овощей, цветов и т.п. Нужно помнить: химический элемент - не частица и не вещество (точно так же сорт яблок - это не яблоко). Он не имеет агрегатного состояния, плотности, температур плавления и кипения, других физических свойств.

В настоящее время известно 118 химических элементов. Заряды ядер их атомов составляют от +1 до +118. 

Почти 90 элементов существуют в природе, а остальные (преимущественно с наибольшими зарядами атомных ядер) - искусственные элементы. Их атомы получают ученые на уникальном оборудовании. Ядра таких атомов нестойкие и распадаются.

Названия химических элементов

Каждый элемент имеет название. Современные названия почти всех химических элементов происходят от латинских названий (табл. 1); их всегда пишут с большой буквы. Названия элементов используют и для соответствующих атомов.

Названия химических элементов имеют разное происхождение. Одни связаны со свойствами (цветом, запахом) или названиями веществ, другие - с названиями планет, стран и т.п. Несколько элементов названы в честь известных ученых. Среди этих элементов - Менделевий, Эйнштейний, Коперниций. Происхождение некоторых названий неизвестно, поскольку они образовались очень давно.

Таблица 1

Название и символы некоторых химических элементов

Символы химических элементов

Кроме названия, каждый химический элемент имеет еще и сокращенное обозначение - символ, или знак. В наше время используют символы элементов, большинство из которых предложено почти 200 лет назад шведским химиком Е.-Я. Берцелиусом. Они состоят из одной латинской буквы (первой в латинских названиях элементов) или двух. В таблице 1 такие буквы выделены курсивом.

Произношение символов почти всех химических элементов совпадает с их названиями.

Например, символ элемента Йода I читается как "йод", а не "и", а элемента Железа Fe - "железо", а не "фе". Все исключения собрано в таблице 1.

В некоторых случаях используют общее обозначение химического элемента - Е.

Символы и названия химических элементов содержатся в периодической системе.

Решение задач на тему: Законы химии

Задача №1

Сколько молей составляют и сколько молекул содержат 22 г углекислого газа?

Решение. Число молей углекислого газа v легко рассчитать по формуле v = m/М, где т — масса вещества, г; М — молярная масса, г/моль.

Отсюда v = 22 г/44 г/моль = 0,5 моль. Число молекул получим умножением числа молей на постоянную Авогадро:

Ответ. 0,5 моль; молекул.

Задача №2

Рассчитайте, каковы массы, г: а) одной молекулы озона; б) двух атомов аргона.

Решение. а) молекул (1 моль) имеют массу 48 г.

Одна молекула имеет массу х г:

б) атомов аргона (1 моль) имеют массу 40 г.

Два атома имеют массу г:

Ответ. 

Задача №3

Какой объем при нормальных условиях (н. у.) занимают 1,5 моль метана?

Решение. Одним из следствий закона Авогадро оказывается простая и очень важная формула, применимая при н. у.:

где V — объем, занимаемый газом при н. у.

Отсюда

Ответ. 33,6 л.

Задача №4

Рассчитайте среднюю молярную массу воздуха, имеющего следующий объемный состав: 21% 78% 0,5% и 0,5%

Решение. Так как объемы газов пропорциональны их количествам (закон Авогадро), то среднюю молярную массу смеси можно выражать как через моли, так и через объемы:

Возьмем 1 моль воздуха, тогда = 0,21 моль,  = 0,78 моль, = 0,005 моль и = 0,005 моль. Подставляя эти значения в формулу (**), получаем = (0,21 • 32 + 0,78 28 + 0,005 • 40 + 0,005 • 44)/(0,21 + 0,78 + 0,005 + 0,005) = 28,98 г/моль 29 г/моль.

Именно поэтому в многочисленных расчетных задачах, связанных с относительной плотностью газов по воздуху всегда подразумевается средняя молярная масса воздуха, равная 29 г/моль.

Ответ.  = 29 г/моль.

Задача №5

Определите формулу химического соединения, если массовые доли (%) составляющих его элементов равны: Н — 1,59, N — 22,22, О — 76,19.

Решение. 1-й способ. Формула соединения в общем виде может быть записана как  Для решения задачи необходимо определить значения х, у и z. Для этого следует разделить массовую долю каждого элемента на его относительную атомную массу и найти соотношение между числами атомов Н, N и О в молекуле:

Наименьшее из чисел (1,59) принимаем за единицу и находим отношение:

Оно означает, что в молекуле химического соединения на один атом Водорода приходится один атом Азота и три атома кислорода; следовательно, формула искомого соединения —

2-й способ. Допустим, что в 1 моль искомого соединения содержится 1 моль атомов Водорода, масса которого 1 г. Тогда, зная массовое отношение элементов в соединении, можно рассчитать, сколько граммов азота и кислорода приходится на 1 моль водорода.

Расчет для азота: 1 г водорода составляет 1,59%. Следовательно, на 1% приходится в 1,59 раза меньше граммов водорода, т. е. 1/1,59 г, тогда на 22,22% азота приходится масса больше в 22,22 раза:

Расчет для кислорода:

Таким образом, на 1 моль кислорода приходится 1 моль азота и 3 моль кислорода, а поскольку число атомов в моле любого элемента одинаково (и равно — числу Авогадро), следовательно, формула искомого соединения —

Ответ. Формула соединения —

Задача №6

Массовая доля фосфора в одном из его оксидов равна 43,7%. Плотность паров этого вещества по воздуху равна 9,8. Установите молекулярную формулу оксида.

Решение. 1-й способ. Действуя так же, как и в предыдущей задаче, можно найти относительные количества элементов и определить простейшую формулу оксида:

Простейшая формула оксида — Молярная масса оксида равна = 9,8 • 29 = 284 г/моль. Простейшей формуле соответствует молярная масса 2 • 31 + 5 • 16 = 142 г/моль. Следовательно, истинная формула оксида равна простейшей формуле, умноженной на 2, т. е.

2-й способ. Возьмем 1 моль оксида, масса которого равна 9,8 • 29 = 284 г, и найдем число молей фосфора и кислорода:

В 1 моль оксида фосфора содержится 4 моль фосфора и 10 моль кислорода. Это означает, что формула оксида —

Ответ.

Задача №7

Имеется два сосуда, заполненных смесями газов: а) ; б) Как изменится давление в сосудах при пропускании через эти смеси электрической искры?

Решение. При пропускании искры газы реагируют по уравнениям:

Из уравнения (1) видно, что 1 моль водорода и 1 моль хлора образуют 2 моль хлороводорода. Следовательно, количество вещества (в молях) газа после реакции (1) остается без изменения, объем газовой смеси также не меняется, поэтому и давление в сосуде не изменится.

Количество вещества газа после окончания реакции (2) уменьшается в 1,5 раза; следовательно, уменьшается и давление. В условии задачи намеренно не оговорено, приводится ли смесь к нормальным условиям или нет. Для ответа на поставленный вопрос это несущественно: допустим, что смесь останется при высокой температуре, тогда образовавшаяся вода будет находиться в парообразном состоянии и давление после реакции уменьшится для стехиометрической смеси в 1,5 раза; если же смесь будет приведена к нормальным условиям, давление еще более уменьшится за счет конденсации воды.

Ответ. а) Давление не изменится; б) давление уменьшится.

Задача №8

При нормальных условиях 12 л газовой смеси, состоящей из аммиака и оксида углерода (IV), имеют массу 18 г. Сколько литров каждого из газов содержит смесь?

Решение. Пусть

Массы газов равны:

Составим систему уравнений:

Решая систему, находим: х = 4,62 л, у = 7,38 л.

Ответ. 4,62 л 7,38 л

Задача №9

Сколько граммов воды образуется при реакции 4 г водорода с 48 г кислорода?

Решение. Запишем уравнение реакции:

В том случае, если количества реагирующих веществ не соответствуют отношению стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции, расчет необходимо проводить по тому веществу, которое находится в недостатке и первым заканчивается в результате реакции. При определении «избытка-недостатка» необходимо учитывать коэффициенты в уравнении реакции.

Найдем количества исходных веществ: = 4,0/2 = 2,0 моль, = 48/32 = 1,5 моль. Хотя количество водорода больше, чем кислорода, тем не менее водород находится в относительном недостатке, так как для реакции с 1,5 моль кислорода необходимо 1,5-2 = 3,0 моль водорода, а у нас есть всего лишь 2 моль. Таким образом, расчет количества воды в данном случае надо вести по водороду:  = 2,0 моль; = 2,0 • 18 = 36 г.

Ответ. 36 г

Задача №10

При взаимодействии 0,91 г некоторого металла с раствором соляной кислоты выделилось 0,314 л водорода. Определите этот металл.

Решение. Для решения удобно воспользоваться законом эквивалентов: элементы соединяются друг с другом и замещают один другого в количествах, пропорциональных их эквивалентам.

Согласно закону эквивалентов можно записать

где — масса металла и масса замещенного водорода соответственно; — эквиваленты металла и водорода соответственно. Учитывая условия задачи, запишем

Эквивалент элемента Э, валентность элемента В и его атомная масса связаны между собой соотношением Э = А/В. Предположим, что валентность искомого металла равна 1, тогда его атомная масса равна А = 32,5. Металла с такой атомной массой не существует. Предполагая последовательно, что валентность металла равна 2, 3 и т. д., находим, что искомым металлом является цинк с атомной массой А = 65, который является двухвалентным.

Заметим, что если бы в условии задачи было указано, что металл является двухвалентным в образуемом соединении, то задачу можно решить и другим, более «традиционным» способом. Для этого нужно записать уравнение реакции между искомым металлом и кислотой

По условию задачи,

отсюда = 65.

Ответ. Цинк.

Периодическая система химических элементов

В 1869 г. российский химик Д. И. Менделеев предложил таблицу, в которой разместил в определенной последовательности известные в том время 63 элемента. Её назвали периодической системой химических элементов. Есть два современных варианта периодической системы - короткий и длинный.

В обоих вариантах периодической системы есть горизонтальные фрагменты, которые называют периодами, и вертикальные фрагменты - группы. Пересекаясь, они образуют клетки, где содержится наиважнейшая информация про химические элементы.

Период состоит из одного или двух смежных рядов, а группа - из одного (в коротком варианте периодической системы) или двух отдельных столбцов (в длинном варианте). Номера периодов указывают арабскими цифрами, номера групп - римскими цифрами.

Каждая группа в периодической системе делится на две подгруппы - a и b, которые в длинном варианте отделены друг от друга. Основания деления групп химических элементов на подгруппы скрываются в строении атомов.

Каждая клетка периодической системы пронумерована. В ней содержатся символ химического элемента и его название (рис. 41).

Рис. 41. Клетка периодической системы.

Номер клетки является порядковым (атомным) номером размещенного в ней элемента. Его общее обозначение - Z. Выражение "порядковый номер элемента Неона - 10" сокращенно записывают так: Z(Ne) = 10. Порядковый номер элемента совпадает с величиной заряда ядра его атома и количеством электронов в нём. В периодической системе все химические элементы размещены по возрастанию зарядов ядер атомов.

Значит, из периодической системы можно получить такие сведения о химическом элементе:

• символ;
• название;
• порядковый номер;
• заряд ядра атома;
• количество электронов в атоме;
• номер периода, в котором находится элемент;
• номер группы, в которой он содержится.

Для придания компактности периодической системе химические элементы №58-71 и 90-103 размещены за пределами ее основного поля под общими названиями "Лантаноиды" и "Актиноиды".

Периодическая система химических элементов в большом формате есть в школьном химическом кабинете. Её можно увидеть в научных лабораториях, в также в аудиториях, где студенты слушают лекции по химии. Периодическую систему используют при выполнении упражнений, решении задач.

Выводы:

• Атом - электронейтральная частица, которая состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
• Вид атомов с определенным зарядом ядра называют химическим элементом. Каждый элемент имеет название и символ.
• В данное время известно 118 химических элементов; почти 90 из них существуют в природе.
• Самые важные сведения про химические элементы содержатся в периодической системе. 

Распространенность химических элементов

Вам уже известно, что в природе найдено почти 90 элементов. Они отличаются по распространенности: одни попадаются "на каждом шагу", другие - очень редко. Распределение элементов на Земле изучает наука геохимия. Значительный вклад в её развитие сделал известный ученый В. И. Вернадский.

В атмосфере, гидросфере, литосфере, живых организмах химические элементы распространены неодинаково. Распространенность элемента в определенной среде оценивают, сравнивая количество его атомов с количеством атомов других элементов.

Химические элементы в атмосфере и гидросфере

Атмосфера Земли почти полностью состоит из двух газов - азота и кислорода. Молекул азота в воздухе в четыре раза больше, чем молекул кислорода . Значит, первое место по распространенности в атмосфере занимает элемент Азот, а второе - Кислород. 

Гидросфера - это реки, озера, моря, океаны, в которых растворены незначительные количества твердых веществ и газов. Учитывая состав молекулы воды , легко прийти к выводу, что в гидросфере больше всего атомов Водорода, а на втором месте по распространенности - Кислород.

Химические элементы в литосфере

Литосфера, или земная кора, - твердый поверхностный слой Земли. В нем содержится много элементов (рис. 42).

Рис. 42. Распространенность элементов в земной коре (в процентах от общего количества атомов)

Самыми распространенными являются Кислород (58% всех атомов), Кремний (19,6%) и Алюминий (6,4%). Это три элемента являются составляющими глины, содержатся в грунте, многочисленных минералах и горных породах. Из атомов Кремния и Кислорода состоит песок. 

Химические элементы во вселенной

Результаты анализов образцов лунного грунта, метеоритов, спектральных исследований планет, звезд свидетельствуют о универсальности состава Вселенной. В ней есть элементы, которые попадаются и на Земле, но в ограниченном "ассортименте".

Наиболее распространены во Вселенной два элемента, который имеют наименьшие и наипростейшие по составу атомы - Водород и Гелий. Ученые утверждают, что количество атомов Водорода составляет почти 90% от всех атомов в космическом пространстве, а Гелий по распространенности занимает второе место. Атомов остальных элементов - только 0,1%.

Химические элементы в живых организмах

Подсчитано, что в среднем 80% от массы всех растений приходится на воду. В организмах животных и растений это вещество также преобладает. Итак, самым распространенным элементом в живой природе, как и в гидросфере, является Водород.

Организм человека требует больше 20 химических элементов. Их называют биоэлементами (рис. 43). Они содержатся в воде, многих веществах, которые попадают в организм вместе с едой. Кислород также поступает с кислородом при дыхании. Углерод, Кислород, Водород, Азот, Сера присутствуют в белках, других веществах, из которых состоит наш организм. Калий и Натрий содержатся в крови, клеточных жидкостях, а Кислород, Фосфор и Кальций - в костной ткани. Важными для человека элементами являются Железо, Фтор, Йод. Недостаток Железа в организме приводит к малокровию, Фтора - влечет кариес, а Йода - замедление умственного развития ребенка.

 

Рис. 43. Химические элементы в организме человека (в процентах от общего количества атомов)

Растением необходимо немного меньше элементов. Самые важные среди них - Углерод, Кислород, Водород, Азот, Фосфор, Калий, Магний, Сера. Они поступают в растения из воздуха и грунта с углекислым газом, водой, растворенными в ней веществами. 

Вывод:

• На нашей планете существует почти 90 химических элементов. Они имеют разную распространенность. Азот наиболее распространен в атмосфере, Кислород - в литосфере, Водород - в гидросфере, живых организмах.
• Во Вселенной существуют те же элементы, что и на Земле. Самыми распространенными являются Водород и Гелий.
• Некоторые элементы жизненно необходимы для растений, организмов животных и человека; их называют биоэлементами.

Масса атома. Относительная атомная масса

Важной характеристикой атома является его масса. Почти вся она сосредоточена в ядре. Электроны имеют настолько малую массу, что ею обычно пренебрегают. 

Взвешивать атомы на весах невозможно, поскольку они являются очень мелкими частицами. Их массы были определены при помощи расчетов. 

Масса атома Урана, самого тяжелого среди всех атомов, которые попадаются на Земле, составляет примерно

Записывать и читать это число непросто; можно ошибиться, пропустив ноль или добавив лишний. Существует другой способ его записи - в виде произведения:  (22 - количество цифр после запятой).

Более точное значение массы атома Урана составляет г, а атома Водорода, самого легкого среди атомов, -  г. 

Оперировать такими числами неудобно. Поэтому вместо "обычных", абсолютных масс атомов используют относительные массы.

Относительная атомная масса

Чтобы составить представление о массе любого атома, ее сравнивают с массой другого атома. Раньше для сравнения брали самый легкий атом - атом Водорода. Теперь массы атомов сопоставляют с 1/12 массы атома Углерода (он почти в 12 раз тяжелее, чем атом Водорода). Эту маленькую массу названо атомной единицей массы (сокращенно - а.е.м.):

Масса атома Водорода, которая указана выше, почти совпадает с атомной единицей массы, а масса атома Урана больше неё в 238 раз:

Число, которое получают делением массы атома элемента на 1/12 массы атома Углерода, называют относительной атомной массой элемента. Эту величину обозначают :

Индексом возле буквы А является первая буква в латинском слове relativus - относительный.

Относительная атомная масса показывает, во сколько раз масса атома больше, чем 1/12 масса атома Углерода.

Относительная атомная масса не имеет размерности. Первую таблицу относительных атомных масс составил в начале XIX века английский ученый Дж. Дальтон.

На основании изложенного материала можно прийти к таким выводам:

• относительные атомные массы пропорциональны массам атомов;
• соотношение масс атомов такие же, как и относительных атомных масс.

Значения относительных атомных масс химических элементов записаны в клетках короткого варианта периодической системы. Они определены с очень высокой точностью; соответствующие числа в большинстве своем пяти- или шестизначные (рис. 44) 

 

Рис. 44. Клетка элемента Урана

Для проведения химических расчетов значения относительных атомных масс округляют до целых чисел. Так, для Водорода и Урана:

Значение относительной атомной массы Хлора принято округлять до десятых:

Обратите внимание: почти все химические элементы размещены в периодической системе по увеличению атомных масс.

Выводы:

• Атомы имеют чрезвычайно малую массу. Для сравнения их масс и различных вычислений используют относительные массы атомов.
• Относительная атомная масса является отношением массы атома к  атома Углерода.
• Значения относительных атомных масс химических элементов содержатся в периодической системе.

Простые вещества. Металлы и неметаллы

Простые вещества: Атомы способные соединяться с такими же или другими атомами. Это обуславливает большое разнообразие в мире веществ.

Вещество, образованное одним химическим элементом, называют простым веществом. 

Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Такую классификацию предложил в конце XVIII в. выдающийся французский ученый. А.-Л. Лавуазье.

Металлы

Каждый из нас, не колеблясь, сможет назвать несколько металлов. Они отличаются от остальных веществ особенным "металлическим" блеском (рис. 45) и имеют много других общих свойств. При обычных условиях металлы являются твердыми веществами (только ртуть - жидкость), хорошо проводят электрический ток и теплоту, плавятся в большинстве своем при достаточно высоких температурах (свыше 500). Они пластичные; их можно ковать, вытягивать из них проволоку.

Рис. 45. Металлы

Благодаря своим свойствам металлы играют очень важную роль в жизни людей, о чем свидетельствуют даже названия исторических эпох: медный век, бронзовый век, железный век.

Схожесть металлов обусловлена их внутренним строением. Все они состоят из атомов, которые размещены очень плотно. Часть электронов постоянно переходит от одних атомов к другим. Благодаря этим электронам металлы проводят электрический ток, способны быстро нагреваться и охлаждаться.

Неметаллы

Простых веществ этого типа значительно меньше. К неметаллам принадлежат азот, кислород, графит, алмаз, сера, йод и др. (рис. 46).

Неметаллы отличаются от металлов прежде всего отсутствием металлического блеска.

Рис. 46. Неметаллы

Только графит, йод, кристаллические бор и кремний имеют такой блеск. Неметаллы не проводят электрический ток (исключение - графит). При обычных условиях часть неметаллов находится в газообразном состоянии (ни одного металла-газа не существует), другие являются твердыми веществами и только бром - жидкостью.

Между собой неметаллы существенно отличаются.

Часть неметаллов состоит из атомов. В алмазе, графите, боре, кремнии, красном фосфоре все атомы соединены друг с другом, а в инертных газах - гелии, неоне, аргоне, криптоне и радоне - они рассоединены. 

Другие неметаллы образованы молекулами. Атомы в каждой молекуле крепко соединены между собой, а молекулы только слабо притягиваются друг к другу. Поэтому вещества молекулярного строения имеют невысокие температуры плавления и кипения. 

Из молекул состоят простые вещества Кислорода - кислород и озон. Молекула кислорода содержит два атома, а молекула озона - три (рис. 47).

Рис. 47. Модели молекул: а - кислорода, б - озона

Не только Кислород, но и немало других элементов образуют по два и больше простых вещества. Поэтому простых веществ существует больше, чем химических элементов.

Названия простых веществ

Большинство простых веществ называют так, как и соответствующие химические элементы. Если названия разные, то оба присутствуют в клетке периодической системы; название простого вещества содержится под названием элемента (рис. 48).

Рис. 48. Клетка периодической системы.

Названия простых веществ в середине предложения записывают с прописной буквы; они не являются именами собственными. Пример такого предложения: "Неметалл бор состоит из атомов элемента Бора".

Металлические и неметаллические элементы

Химические элементы, от которых происходят металлы, называют металлическими, а те, которые образуют неметаллы, - неметаллическими. В длинном варианте периодической системы они разграничены диагональной ломанной линией. Металлические элементы размещены слева от нее; их значительно больше, чем неметаллических элементов. 

Элементы Германий, Сурьма, Полоний образуют простые вещества, по некоторым свойствам подобные металлам, а по другим - неметаллам.

Выводы:

• Каждое простое вещество образовано одним элементом.
• Простые вещества делят на металлы и неметаллы, а химические элементы - на металлические и неметаллические. 
• Металлы имеют подобное внутреннее строение и поэтому проявляют немало общих свойств.
• Неметаллы состоят из атомов или молекул и по свойствам отличаются от металлов, а нередко и друг от друга.

Решение задач на тему: Свойства s-металлов и их соединений

Задача №11

При взаимодействии 10,96 г металла с водой выделилось 1,792 л водорода. Определите этот металл, если он в своих соединениях двухвалентен.

Решение. Поскольку металл двухвалентен, его реакция с водой описывается уравнением

Согласно уравнению, v(Me) = = 1,792/22,4 = 0,08 моль. Отсюда атомная масса металла равна А(Ме) = m/v = 10,96/0,08 = 137 г/моль. Этот металл — барий. Ответ. Барий.

Задача №12

Как можно установить, что при горении металлического калия образуется не оксид, а пероксид?

Решение. Пероксид калия, в отличие от оксида, — сильный окислитель. Он окисляет иодиды в кислой среде до йода:

Оксид калия реагирует не с KI, а с :

Задача №13

Напишите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения:

Решение. Натрий образуется при электролизе расплава хлорида натрия:

Натрий реагирует с водородом:

Гидрид натрия полностью гидролизуется под действием воды:

При пропускании избытка сернистого газа через раствор гидроксида натрия образуется гидросульфит натрия:

Задача №14

При действии избытка углекислого газа на 32,9 г неизвестного соединения металла с кислородом образовалось твердое вещество А, и выделился газ В. Вещество А растворили в воде и добавили избыток раствора нитрата бария, при этом выпало 27,58 г осадка. Газ В пропустили через трубку с раскаленной медью, и масса трубки увеличилась на 6,72 г. Установите формулу исходного соединения.

Решение. Из условия задачи ясно, что после пропускания над кислородным соединением металла образовался карбонат металла, причем щелочного (поскольку карбонаты только щелочных металлов достаточно хорошо растворимы в воде), и выделился кислород. Пусть формула исходного соединения — . Уравнения реакций:

Увеличение массы трубки с нагретой медью равно массе прореагировавшего по последней реакции кислорода, поэтому = 6,72/32 = 0,21 моль.

По второй реакции, = 27,58/197 = 0,14 моль = ; следовательно, v(Me) = = 0,28 моль. Отношение коэффициентов в уравнении реакции равно отношению количеств веществ (в молях), поэтому из первого уравнения следует, что х/(у - 0,5л) = 0,14/0,21, откуда получаем, что х : у = 1:2. Поэтому можно заключить, что простейшая формула кислородного соединения —

Так как = v(Me) = 0,28 моль, то молярная масса кислородного соединения равна = 39,2/0,28 = 117,5 г/моль, а атомная масса металла М(Ме) = 117,5 - 32 = 85,5 г/моль. Этот металл — рубидий Rb. Искомая формула — .

Ответ. .

Задача №15

Напишите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения:

Решение. Магний растворяется в разбавленной серной кислоте:

Сульфат магния вступает в обменную реакцию в водном растворе с нитратом бария:

При сильном прокаливании нитрат магния разлагается:

Оксид магния — типичный основный оксид. Он растворяется в уксусной кислоте:

Задача №16

Напишите уравнения реакций, соответствующие следующей схеме (каждая стрелка обозначает одно уравнение реакции):

Определите неизвестные вещества.

Решение. Оксид кальция может образоваться при разложении кислородсодержащих солей кальция, например карбоната и нитрата, поэтому . Карбонат кальция образуется при нейтрализации гидрокарбоната кальция щелочью:

Нитрат кальция получается при действии азотной кислоты на карбонат и гидрокарбонат кальция:

Термическое разложение карбоната и нитрата кальция протекает по уравнениям

Карбонат кальция нерастворим в воде, поэтому его можно получить из нитрата кальция по обменной реакции с растворимым карбонатом:

Ответ.

Задача №17

Смешали 1 моль оксида кальция, 2 моль карбида кальция и 3 моль фосфида кальция. Какой объем воды может вступить в реакцию с 16 г такой смеси? Сколько граммов гидроксида кальция при этом образуется?

Решение. Пусть в смеси содержится х моль СаО, тогда . Общая масса смеси равна т = m(CaO) + = 56x + 64 • 2х + 182 • Зх = 730х = 15г, откуда х = 0,0219 моль.

При действии воды на смесь происходят реакции:

В первую реакцию вступает х моль воды, во вторую — 4х моль, в третью — 18x моль, всего 23x моль воды. В первой реакции образуется х моль , во второй — 2х моль, в третьей — 9х моль, всего — 12х моль .

Ответ:

Задача №18

Объясните, почему при практическом осуществлении электролиза раствора хлорида натрия объем водорода, выделяющегося на катоде, больше объема хлора, выделяющегося на аноде (объемы газов измеряют при одинаковых условиях).

Решение. При электролизе раствора хлорида натрия на электродах протекают следующие процессы:

В растворе в ходе электролиза появляются ионы ОН^-. Если бы катодное и анодное пространства были изолированы друг от друга, то объем водорода, выделяющегося на катоде, был бы равен объему хлора, выделяющегося на аноде, однако образующийся хлор может взаимодействовать со щелочью:

В результате объем получаемого водорода оказывается больше, чем объем хлора, выделяющегося из раствора.

Сложные вещества 

Соединение атомов разных химических элементов порождает чрезвычайно большое количество соответствующих веществ, в десятки тысяч раз большее, чем простых веществ.

Вещество, образованное двумя или большим количеством элементов, называют сложным веществом, или химическим соединением.

Большинство сложных веществ имеют молекулярное строение. Поэтому температуры их плавления и кипения невысокие. Часть таких веществ имеет запах. 

Молекулярным веществом является вода. Её молекула состоит из двух атомов Водорода и одного атома Кислорода. Молекулярное строение имеют угарный и углекислый газы (оба образованы Углеродом и Кислородом), сахар, этиловый спирт, уксусная кислота (образованы Углеродом, Водородом и Кислородом) и др. Количество атомов в молекулах сложных веществ может быть разным - от двух до сотен и даже тысяч.

Некоторые соединения имеют атомное строение. Одни из них является минерал кварц - главная составляющая песка. В нём содержатся соединенные между собой атомы Кремния и Кислорода (рис. 49). 

Рис. 49. Модель строения кварца.

Существуют также сложные вещества, образованные ионами. Это - кухонная соль, мел, пищевая и кальцинированная сода, известь, гипс и много других. 

Кристаллы кухонной соли состоят из положительно заряженных ионов Натрия и отрицательно заряженных ионов Хлора (рис. 50). 

Рис. 50. Модель строения кухонной соли.

Названия сложных веществ

В этой и предыдущих лекциях мы приводили традиционные, технические или бытовые названия сложных веществ - мел, кварц, пищевая сода и т.п. Кроме них, используют и химические названия. Например, химическое название кухонной соли - хлорид натрия . В ней первое слово является названием одного из двух элементов, которыми образовано вещество (его пишут со строчной буквы), а второе происходит от названия другого элемента.

Органические и неорганические вещества

На уроках природоведения вы узнали, что вещества делят на органические и неорганические. Раньше органическими веществами называли те, которые содержатся в живых организмах. Это белки, жиры, сахар, крахмал, витамины, соединения, которые обуславливают цвет, запах, вкус овощей и фруктов. Со временем ученые обнаружили вещества, которые можно добыть только в химической лаборатории. Среди них - фармацевтические препараты, синтетические красители, полимеры. Теперь к органическим веществам относят почти все соединения Углерода (за исключением угарного и углекислого газов, мела, пищевой и кальцинированной соды, некоторых других соединений).

К неорганическим соединениям принадлежат остальные сложные вещества, а также все простые. Неорганические вещества, как и органические, распространены в природе. Они содержатся в грунте, минералах, горных породах, воздухе, природной воде. Некоторые из них есть в живых организмах.

Материал лекции обобщает схема 4, которая иллюстрирует многообразие веществ.

Схема 4

Выводы:

Сложные вещества (химические соединения) образованы двумя и большим количеством химических элементов. Многие сложные вещества имеют молекулярное строение, некоторые состоят из соединенных между собой атомов. Различают органические и неорганические вещества. К органическим соединениям принадлежат почти все соединения Углерода, а к неорганическим - остальные соединения и простые вещества.

Химические формулы

Каждое вещество имеет название. Но по названию нельзя определить, например, сколько и каких атомов содержится в молекуле вещества. Ответы на этот и другие вопросы дает особая запись - химическая формула.

Химическая формула - это обозначение атома, молекулы, вещества при помощи символов химических элементов и индексов.

Химической формулой атома является символ соответствующего элемента. Например, атом Алюминия обозначают атом , атом Кремния - символом . Такие формулы имеют и простые вещества этих элементов (они состоят из атомов) - металл алюминий, неметалл кремний. 

Химическая формула молекулы простого вещества содержит символ элемента и нижний индекс - маленькую цифру, записанную ниже и справа от символа. Индекс указывает на количество атомов элемента в молекуле.

Молекула кислорода состоит из двух атомов Кислорода. Ее химическая формула - . Эту формулу читают, произнося сначала символ элемента, а потом индекс: "о-два". Формулой  обозначают не только молекулу, но и вещество кислород.

Их двухатомных молекул состоят также простые вещества Водорода, Азота, Фтора, Хлора, Брома, Йода. В озоне содержатся трёхатомные молекулы, в белом фосфоре - четырехатомные, в сере - восьмиатомные.

В формуле молекулы сложного вещества записывают символы элементов, атомы которых содержатся в нем, а также индексы. Молекула углекислого газа состоит из одного атома Углерода и двух атомов Кислорода. Её химическая формула - ("цэ-о-два"). Запомните: если молекула содержит один атом элемента, то соответствующий индекс, то есть 1, в химической формуле не пишут. Формула молекулы углекислого газа также является формулой самого вещества. 

Некоторые химические формулы содержат круглые скобки. Индекс после скобок указывает на количество групп атомов, которые записаны в них. Так, в формуле есть две группы атомов  , а в формуле - три группы атомов . Первую формулу читают "кальций-о-аш-дважды" (но не "кальций-о-аш-два"), а вторую - "алюминий-эн-о-три-трижды".

Иногда в химических формула вместо символов элементов записывают "посторонние" буквы, а также буквы-индексы. Такие формулы называют общими. Примеры формул этого типа: . Первой формулой обозначают группу соединений элементов с Хлором, вторая является общей для соединений элементов с Кислородом, а третью используют, если химическая формула соединения Углерода с Водородом неизвестна или ее необходимо определить. В некоторых коротких вариантах периодической системы содержатся дополнительные строчки с общими формулами соединений элементов с Водородом (например, ) и Кислородом ( и т.п.).

Для обозначения, например, двух отдельных атомов Алюминия или трёх молекул углекислого газа, используют записи . Цифру перед химической формулой называют коэффициентом. Коэффициент 1, как и индекс 1, не пишут.

Качественный и количественный состав вещества

Вы уже знаете, что химическая формула содержит информацию про состав молекулы, а значит, и соответствующего вещества. Характеризуя качественный состав молекулы (вещества), называют элементы, которыми она образована, а характеризуя количественный состав, указывают:

• количество атомов каждого элемента в молекуле;
• соотношение атомов разных элементов в молекуле (веществе).

Задача №19

Описать состав мочевины (азотное удобрение, молекулярное вещество).

Решение

Мочевина образована четырьмя элементами - Углеродом, Кислородом, Азотом и Водородом (это качественный состав). Молекула соединения содержит по одному атому Углерода и Кислорода, два атома Азота и четыре атома Водорода; их соотношение в молекуле и самом веществе - 

= 1 : 1 : 2 : 4 (количественный состав).

(Буквой N обозначают количество частиц атомов, молекул и др.)

Выводы:

• Химическая формула - запись атома, молекулы, вещества при помощи символов химических элементов и индексов. Количество атомов каждого элемента указывают в формуле при помощи нижнего индекса.
• Химическая формула отражает качественный и количественный состав молекулы, вещества. 

Валентность химических элементов

Числовые индексы в химических формулах указывают на то, что атомы соединяются друг с другом не произвольно, а в определенных соотношениях. 

Способность атома соединяться с определенным количеством таких же или других атомов называют валентностью.

Валентность является важной характеристикой атома; она имеет количественную характеристику. 

Атом Водорода всегда соединяется с одним атомом. Если с таким же, то образуется молекула водорода , а если с другими - образуются молекулы фтороводорода , воды :

Водород - одновалентный элемент.

В молекуле фтороводорода  атом Фтора соединен с одним атомом Водорода. Проанализировав количественный состав других соединений Фтора, легко прийти к выводу, что этот элемент, как и Водород, является одновалентным.

атом Кислорода "удерживает" в молекуле воды  два атома Водорода. Кислород - двухвалентный элемент. такую валентность Кислород проявляет всегда - и в молекуле простого вещества , и в молекулах сложных веществ. 

Значения валентности элемента при необходимости указывают римской цифрой над его символом в химической формуле: . В математических расчетах и в тексте для этого применяют арабские цифры. Пример соответствующего предложения: "Значение валентности Кислорода равно 2".

Сведения о валентности элементов в веществе можно подать другим способом. Сначала записывают на определенном расстоянии друг от друга символы каждого атома, которые входят в состав молекулы. Потом одновалентный атом соединяют с другим одной черточкой, от двухвалентного атома проводят две черточки и т.д.:

Такие формулы называют графическими. Они показывают, как атомы соединены в молекулах.

Молекула простого вещества водорода имеет графическую формулу . Аналогичными являются графические формулы молекул фтора, хлора, брома, йода. Графическая формула молекулы кислорода , а молекулы азота .

Составляя графические формулы для молекул сложных веществ, нужно учитывать, что в них атомы одного элемента зачастую не связаны между собой.

Вы только что узнали, что Водород и Фтор всегда одновалентные, а Кислород - двухвалентный. Другие элементы с постоянной валентность находятся в I-III группах периодической системы, причем значения валентности каждого элемента совпадает с номером группы. Так, элемент I группы Литий одновалентный, элемент II группы Магний двухвалентный, а элемент III группы Бор трехвалентный. Исключениями являются элементы I группы Медь (значения валентности - 1 и 2) и Золото (1 и 3). 

Большинство химических элементов имеют переменную валентность (табл. 2)

Таблица 2

Значения валентности некоторых химических элементов

Максимальное значение валентности химических элементов равно 8.

Определение валентности элементов в бинарном соединении по ее химической формуле

 Бинарным называют соединение, образованное двумя элементами. Значение валентности элемента в соединении выясняют в том случае, если он имеет переменную валентность. Покажем, как выполняют такое задание.

Найдем валентность Йода в соединении с Кислородом, формула которого - .

Вы знаете, что Кислород - двухвалентный элемент. Запишем значения его валентности над символом элемента в химическом соединении: . На 5 атомов Кислорода приходится единиц валентности. Их "распределяем" между двумя атомами Йода (). Значит, Йод в соединении пятивалентный: .

Составление химических формул бинарных соединений по валентности элементов

Выполним задание, противоположное предыдущему, - составим химическую формулу соединения Серы с Кислородом, в котором сера шестивалентная.

Сначала запишем символы элементов, которыми образовано вещество и укажем над ними значение валентности элементов: . Потом находим наименьшее число, которое делится без остатка на оба значения валентности, - наименьшее общее кратное. Это число 6. Делим его на значение валентности каждого элемента и получаем соответствующие индексы в химической формуле соединения: .

Для проверки правильности химической формулы пользуются правилом: произведения значения валентности каждого элемента на количество его атомов в формуле бинарного соединения одинаковы. Убедимся в этом: .

Составляя формулы бинарных соединений, сначала записывают символы металлических элементов, а потом - неметаллических. Если соединение образовано только неметаллическими элементами и среди них есть Кислород или Фтор, то эти два элемента записывают последними.

В формуле Водорода с неметаллическим элементом VI или VII группы первым записывают Водород ( ), а для других аналогичных соединений этого элемента применяют противоположный порядок записи элементов ( ).

Химические формулы соединений, образованных тремя и больше элементами, составляют по другим алгоритмам.

Выводы:

• Валентность - это способность атома соединяться с определенным количеством таких же или других атомов.
• Существуют элементы с постоянной и переменной валентностью. Водород, Фтор всегда одновалентны, кислород - двухвалентный.
• Значения валентности элементов отражается соответствующим количеством черточек возле атомов.
• В химической формуле бинарного соединения произведения значения валентности каждого элемента на количество его атомов одинаковы.

Относительная молекулярная масса

Массы молекул, как и атомов, чрезвычайно малы. Поэтому в химии используют относительные массы молекул. Их называют относительными молекулярными массами.

Относительная молекулярная масса - это отношение массы молекулы к 1/12 массы атома Углерода.

Обозначение относительной молекулярной массы - . Эта величина, как и относительная атомная масса, не имеет размерности. Математическая формула для ее вычисления имеет такой вид:

Определим относительную молекулярную массу кислорода, использовав массы молекулы кислорода ( г) и атома Углерода ( г):

Надеемся, что очевидными для вас являются такие утверждения:

• относительные молекулярные массы пропорциональны массам молекул;
• соотношение масс молекул такие же, как и относительных молекулярных масс.

Значительно проще рассчитывать относительную молекулярную массу по относительным атомным массам.

Относительная молекулярная масса равна сумме относительных масс атомов, которые содержатся в молекуле.

Найдем относительные молекулярные массы кислорода и воды, использовав округленные до целых чисел значения относительных атомных масс Кислорода и Водорода:

Если в химической формуле вещества есть скобки, то, вычисляя относительную молекулярную массу, их "раскрывают". Как пример возьмем глицерин :

Существует немало веществ, которые имеют атомное или ионное строение, то есть не содержат молекул. Для них вместо термина "относительная молекулярная масса" применяют другой - "относительная формульная масса". Обозначение этой физической величины и ее вычисления такие же, как и относительной молекулярной массы.

Выводы:

• Относительная молекулярная масса является отношением массы молекулы к 1/12 массы атома Углерода или суммой относительных масс атомов, которые содержатся в молекуле.
• Массы молекул пропорциональны относительным молекулярным массам. 

Массовая доля элемента в сложном веществе

Каждое сложное вещество образовано несколькими элементами. Сведения о количественном содержании элементов в соединении часто являются важными для её практического применения. Например, лучшим азотным удобрением считают такое, в котором атомов Азота содержится больше по массе, чем в других удобрениях (этот элемент нужен растениям). Так же оценивают качество железной руды, определяя, насколько она "богата" на элемент Железо.

Количественное содержание химического элемента в соединении характеризуют его массовой долей. Эту величину обозначают латинской буквой w (дубль-ве).

Выведем формулу для вычисления массовой доли элемента в соединении по известным массам соединения и атомов (или ионов) элемента в ней. Обозначим элемент буквой Е, а неизвестную массовую долю этого элемента - буквой х.  Учтя, что масса соединения - целое, а масса элемента  - часть от целого, составляем пропорцию:

Отсюда

Массовая доля элемента в соединении - это отношение массы элемента к соответствующей массе соединения. 

Заметим, что массы элемента и соединения нужно брать в одинаковых единицах измерения (например, в граммах).

Массовая доля не имеет размерности. Её часто выражают в процентах. В этом случае формула имеет такой вид:

Очевидно, что сумма массовых долей всех элементов в соединении составляет 1 (или 100%).

Рассмотрим примеры решения задач, которые предусматривают вычисления или использование массовых долей элементов в соединениях.

Условие расчетной задачи и её решение зачастую подают следующим способом. Лист тетради или классную доску делят вертикальной линией на две неодинаковые части. В левой, меньшей, части сокращенно записывают условие задачи, а потом проводят горизонтальную линию, а под ней указывают то, что необходимо найти или вычислить. В правой части записывают этапы решения, объяснения, математические формулы, расчеты и ответ.

Задача №20

В 80 г соединения содержится 32 г Кислорода. Вычислить массовую долю Кислорода в соединении.

Дано:

m(соединения) = 80 г

m(О) = 32 г

w(O) - ?

Решение

1-й способ

Составляем пропорцию и вычисляем массовую долю Кислорода в соединении:

или

2-й способ

Рассчитываем массовую долю Кислорода по соответствующей формуле: 

(или 40%)

Ответ: w(O) = 0,4 или 40%. 

Массовую долю элемента в соединении также можно вычислить, использовав химическую формулу соединения. Поскольку массы атомов и молекул пропорциональны относительным атомным и молекулярным массам, то 

где  - количество атомов элемента в формуле соединения.

Задача №21

Вычислить массовые доли элементов в метане .

Дано:

w(С) - ?

w(Н) - ?

Решение

1. Вычисляем относительную молекулярную массу метана:

2. Рассчитываем массовую долю Углерода в метане:

3. Вычисляем массовую долю Водорода в метане:

Другой вариант расчета массовой доли Водорода:

или

Ответ: w(С) = 0,75, или 75%; 

w(Н) = 0,25, или 25%.

По известной массовой доле элемента можно найти массу элемента, которая содержится в определенной массе соединения. Из математической формулы для массовой доли элемента выплывает:

Задача №22

Какая масса Азота содержится в аммиачной селитре массой 1 кг, если массовая доля этого элемента в соединении составляет 0,35?

Дано:

Решение

Вычисляем массу Азота:

Ответ: 

Выводы:

• Массовая доля элемента в соединении - это отношение массы элемента к соответствующей массе соединения. Массовую долю элемента также вычисляют по химической формуле соединения.
• По массовой доле элемента можно рассчитать его массу, которая содержится в определенной массе его соединения. 

Физические и химические явления (химические реакции). Химические свойства веществ

На уроках природоведения вы узнали, что в природе происходят разные физические и химические свойства.

Физические свойства

Каждый из вас наблюдал за тем, как тает лед, кипит или замерзает вода. Лед, вода и водяной пар состоят из одних и тех же молекул; они являются одним веществом, которое находится в разных агрегатных состояниях. 

Явления, при которых вещества не превращаются в другие, называют физическими. 

К физическим явлениям принадлежат не только изменения агрегатного состояния вещества, но и свечение сильно нагретого металла или камня, прохождения электрического тока в металлах, распространение запаха веществ в воздухе, растворение жира в бензине, притяжение железа к магниту и т.п. Такие явления изучает наука физика.

Химические явления (химические реакции)

Одним из химических явлений является горение. Рассмотрим, как горит спирт (рис. 52). Этот процесс происходит при участии кислорода, которые содержится в воздухе. Кажется, что он переходит в газообразное состояние подобно тому, как вода при нагревании превращается в водяной пар.

Рис. 52. Горение этилового спирта.

Но это не так. Если газ, добытый в результате сгорания спирта, охладить, то часть его сконденсируется в жидкость, но не в спирт, а в воду. Остальной газ останется. При помощи специального опыта можно доказать, что этим остатком является углекислый газ.

Явления, при которых одни вещества превращаются в другие, называют химическими явлениями, или химическими реакциями.

Вещества, которые вступают в химическую реакцию, называют исходными веществами, или реагентами, а те, что образуются, - конечными веществами, или продуктами реакции. 

Суть рассмотренной химической реакции передает следующая запись:

Реагенты и продукты этой реакции состоят из молекул. При горении создается высокая температура. При этих условиях молекулы реагентов распадаются на атомы, которые соединяясь, образуют молекулы новых веществ - продуктов. Итак, все атомы во время химической реакции сохраняются.

Сделанный вывод подтвердим на примере другой реакции, использовав модели молекул (рис. 53).

Рис. 53. Взаимодействие молекул водорода и кислорода с образованием молекул воды.

Внешние эффекты, которые сопровождают химические реакции

Наблюдая за прохождением химических реакций, можно зафиксировать:

• появление, исчезновение или изменение окраски (рис. 54, а);
• выделение газа (рис. 54, б);
• образование или растворение осадка (рис. 54, в);
• появление, исчезновение или изменение запаха;
• выделение или поглощение теплоты;
• появление пламени (рис. 52), иногда - свечения. 

Рис. 54. Внешние эффекты при химических реакциях: а - появление окраски; б - выделение газа; в - образование осадка.

Указанные внешние эффекты, кроме появления пламени, можно наблюдать и при физических явлениях. 

Пример 1. Порошок серебра, полученный в результате химической реакции в растворе, имеет серый цвет (рис. 55, а). Если его расплавить, а потом охладить, то получим металл не серого, а белого цвета, с характерным блеском (рис. 55, б)

Рис. 55. Серебро - продукт реакции в растворе (а) и после переплавки (б).

Пример 2. Во время нагревания природной воды из нее задолго до кипения начнут выделяться маленькие пузырьки газа. Это - воздух, который содержался в воде. Его растворимость в воде, как и любого газа, с увеличением температуры уменьшается.

Пример 3. Неприятный запах в холодильнике со временем исчезает, если в него поместить гранулы силикагеля - одно из веществ Кремния. Силикагель впитывает молекулы разных веществ без их разрушения. Аналогично действует активированный уголь в противогазе. 

Пример 4. При превращении воды в водяной пар теплота поглощается, а при замерзании воды - выделяется.

Чтобы определить, какое явление происходит - физическое или химическое, нужно внимательно исследовать вещества до и после проведенного эксперимента.

Химические реакции в природе, быту, на производстве

В окружающей среде постоянно происходит множество химических реакций. Много веществ, растворенных в реках, морях и океанах, взаимодействуют между собой, некоторые реагируют с кислородом. Растения впитывают из атмосферы углекислый газ, из почвы - воду, растворенные в ней вещества и перерабатывают их на белки, жиры, глюкозу, крахмал, витамины, а также кислород. Чрезвычайно важными являются реакции при участии кислорода, который поступает в живые организмы во время дыхания.

Со многими химическими реакциями мы сталкиваемся в повседневной жизни. Они происходят при жарке мяса, овощей, выпекании хлеба, скисании молока, брожении плодовых и ягодных соков, отбеливании тканей, горении топлива, отвердевании цемента и алебастра, почернении серебряных украшений и т.п.

Химические реакции составляют основу многих технологических процессов - добывания металлов, производства синтетических волокон, медицинских препаратов, удобрений, других важных веществ (рис. 56). Тепловую и электрическую энергию вырабатывают, сжигая уголь, газ, мазут. При помощи химических реакций обезвреживают токсические вещества, перерабатывают промышленные и бытовые отходы.

Рис. 56. Химические реакторы в заводском цеху.

Одновременно прохождение некоторых реакций приводит к негативным последствиям. Ржавление железа сокращает срок работы разных механизмов, оборудования, транспортных средств, обуславливает большие потери этого металла. Пожары уничтожают жилье, промышленные и культурные объекты, исторические памятки, лесные массивы. Большинство пищевых продуктов портится вследствие взаимодействия с кислородом воздуха. При этом образуются вещества, которые имеют неприятные запах и вкус, являются вредными для человека.

Химические свойства вещества

Каждому веществу присуща совокупность разных свойств.

Кроме физических свойств, вещества имеют и химические свойства. Среди них - способность вступать в химические реакции с определенными веществами, инертность по отношению к другим веществам, термическая стойкость или способность к химическому превращению при нагревании (рис. 57).

Рис. 57. Превращение соединения при нагревании.

Рассмотрим некоторые химические свойства воды. При обычных условиях и при наличии воздуха (кислорода) она медленно взаимодействует с железом (этот процесс называют ржавлением). Но вода не реагирует с мелом, песком. Её молекулы начинают разрушаться только при очень сильном нагревании (значительно выше 1000 ). Вследствие этой химической реакции водяной пар превращается в два газа - водород и кислород.

Некоторые вещества (например, металлы натрий, калий, неметаллы фтор, хлор) называют химически активными. Они взаимодействуют с многими веществами. Такие реакции нередко сопровождаются воспламенением или взрывом. Существуют и химически пассивные вещества. Золото ни при каких условиях не взаимодействует с водой, кислородом, уксусом, раствором пищевой и кальцинированной соды, а газ гелий вообще не вступает в химические реакции.

Химические свойства вещества зависят от его состава и внутреннего строения.

Выводы:

• Физическими называют явления, во время которых каждое вещество сохраняется. 
• Химические явления, или химические реакции, - это превращение одних веществ в другие. Они могут сопровождаться разными внешними эффектами. Многочисленные химические реакции происходят в окружающей природе, живых организмах. На превращении веществ основываются разные технологические процессы.
• Каждое вещество имеет химические свойства, которые состоят в ее способности вступать в определенные химические реакции.

Как исследуют химические реакции

Главными заданиями науки химии являются исследования веществ и химических реакций.

Перед началом исследования химической реакции химик ищет в научной литературе сведения о реагентах, продуктах реакции, их физические и химические свойства. Потом он определяет условия прохождения реакции, рассчитывает массы или объемы веществ, которые необходимо взять для работы. Во время эксперимента исследователь наблюдает за веществами, проводит разные измерения, а их результаты и вычисления записывает в лабораторный журнал. Выполнив опыт, он формулирует и записывает выводы.

Химические превращения происходят при разных условиях. Одни вещества вступают в реакцию и в "чистом виде", и в растворе, другие - только в определенном состоянии. Немало превращений веществ начинается только при нагревании, а некоторые газы взаимодействуют между собой при повышенном давлении.

Представим, что вы получили задание - провести химическую реакцию между двумя веществами. Обычно для этого достаточно их тщательно перемешать, то есть обеспечить контакт их частиц. Твердые веществ предварительно измельчают, чтобы увеличить поверхность контакта реагентов. Если твердое вещество реагирует с раствором другого, то их смесь желательно перемешивать. Тогда частицы веществ чаще будут сталкиваться и активнее взаимодействовать. Для проведения реакции между растворами двух веществ достаточно добавить к одной жидкости другую.

Исследуя химическую реакцию, определяют:

• при каких условиях она происходит;
• быстрым или медленным является ее прохождение;
• полностью ли реагенты превращаются в продукты;
• происходят ли одновременно другие (побочные) реакции;
• выделяется или поглощается тепло во время реакции;
• какой состав имеют продукты реакции.

При выполнении химического эксперимента вам нужно научится наблюдать за прохождением химической реакции, описывать все, что происходит с веществами во время опыта, делать выводы после его завершения.

Выводы:

• Прежде чем исследовать химическую реакцию, нужно собрать информацию о реагентах и продуктах, свойствах этих веществ.
• Во время химического эксперимента наблюдают за прохождением реакции, совершают измерения. Результаты наблюдений и измерений записывают в лабораторный журнал. После завершения эксперимента формулируют выводы.

Схема химической реакции. Закон сохранения массы при химической реакции. Химическое уравнение 

Существует несколько способов записи химических реакций. С одним из них вы ознакомились в . Приводим еще один пример:

• сера + кислород  сернистый газ

Такая запись дает мало информации; кроме того, он не указывает на химический состав реагентов и продуктов. Этого недостатка лишена другая запись, которую называют схемой химической реакции. В ней вместо названий веществ содержатся их химические формулы:

В схемах реакций над стрелками часто указывают условия, при которых происходят превращения: нагревание , повышенное давление , освещение , наличие дополнительных веществ . Если продуктов реакции является газ, то после его формулы записывают стрелку, направленную вверх , а если образуется осадок - стрелку, направленную вниз . В случаях, когда и продукт, и реагент - газы или нерастворимые вещества, вертикальные стрелки не ставят. Иногда под формулами реагентов и продуктов указывают их названия. 

Пример схемы реакции с дополнительными обозначениями и названиями веществ:

Схема реакции дает возможность сделать важный вывод: все элементы во время реакции сохраняются.

Закон сохранения массы веществ при химической реакции

Общеизвестно, что после сжигания бумаги остается намного меньшая масса пепла. Если же сильно нагревать (прокаливать) медную пластину на воздухе, то обнаружим противоположное - масса пластины увеличится (металл покроется чёрным налетом).

Совершим оба химических превращения в закрытых сосудах. Результаты будут другими. Взвесив закрытые посудины с веществами до и после каждого эксперимента, обнаружим, что суммарная масса веществ в результате реакций не изменяется. Такую гипотезу высказал в 1748 г. российский ученый Н. В. Ломоносов, а в 1756 г. подтвердил ее, проанализировав результаты соответствующих химических экспериментов. Не зная об открытиях Ломоносова, к аналогичному выводу пришел в 1789 г. французский ученый А.-Л. Лавуазье.

Ломоносов и Лавуазье открыли закон сохранения массы вещества при химической реакции. Его формулируют так:

• масса веществ, которые вступили в химическую реакцию, равны массе веществ, которые образовались в результате реакции.

Объясним, почему массы пепла и прокаленной меди отличаются от масс бумаги и меди до её нагревания.

В процессе горения веществ, из которых состоит бумага, участвует кислород воздуха (рис. 59, а). Во время реакции, кроме твердых веществ пепла, образуются углекислый газ и вода (в виде пара). Эти два вещества попадают в воздух и рассеиваются.

Рис. 59. Реакции веществ бумаги (а) и меди (б) с кислородом

Поскольку их суммарная масса превышает массу кислорода, то масса пепла всегда будет меньше массы бумаги.

При нагревании меди кислород воздуха "соединяется" с ней (рис. 59, б). Металл постепенно превращается в вещество чёрного цвета (его химическая формула - , а название - оксид меди (II)). Поэтому масса продукта реакции оказывается больше, чем масса меди.

Химическое уравнение

Общая масса веществ при химической реакции не меняется в результате того, что атомы химических элементов не образуются и не исчезают. Количество атомов каждого элемента до реакции равно количеству его атомов после реакции. На это указывают схемы реакций, приведенные в начале лекции. Заменим в них стрелки между левыми и правыми частями на знаки равенства:

Такие записи называют химическими уравнениями.

Химическое уравнение - это запись химической реакции при помощи формул реагентов и продуктов, которая отвечает закону сохранения массы веществ.

Схемы многих реакций не согласуются с законом Ломоносова-Лавуазье.

Это, например, касается схемы реакции образования воды из водорода и кислорода:

В обеих частях схемы содержится одинаковое количество атомов Водорода, но разное количество атомов Кислорода. 

Превратим эту схему в химическое уравнение. Для того, чтобы в правой части было два атома Кислорода, поставим перед формулой воды коэффициент 2:

Теперь атомов Водорода в правой части стало четыре. Чтобы такое же количество атомов Водорода было и в левой части, запишем перед формулой водорода коэффициент 2. Получаем химическое уравнение:

Итак, чтобы превратить схему реакции в химическое уравнение, нужно сопоставить количества каждого элемента в левой и правой частях схемы, подобрать (при необходимости) коэффициенты для каждого вещества, записать их перед химическими формулами и заменить стрелку на знак равенства.

Возможно, кто-то из вас составит такое уравнение:  В нём левая и правая части содержат одинаковые количества атомов каждого элемента, но все коэффициенты можно уменьшить, поделив на 2. Это и нужно сделать.

Задача №23

Превратить схему реакции   в химическое уравнение.

Решение

В левой части схемы реакции содержится один атом Алюминия, а в правой - два. Запишем перед формулой металла коэффициент 2:

Атомов Серы справа от стрелки в три раза больше, чем слева. Добавим в левую часть схемы перед формулой соединения Серы коэффициент 3:

Теперь в левой части количество атомов Водорода увеличилось до шести , а в правой части таких атомов только два. Чтобы и справа их было шесть, запишем перед формулой водорода коэффициент 3:

Сопоставим количество атомов Кислорода в обеих частях схемы. Они одинаковые:  . Заменяем стрелку на знак равенства и получаем химическое уравнение:

Выводы:

• Химические реакции записывают с помощью схем реакций и химических уравнений.
• Схема реакции содержит формулы реагентов и продуктов, а химическое уравнение зачастую - еще и коэффициенты.
• Химическое уравнение согласуется с законом сохранения массы веществ Ломоносова-Лавуазье: масса веществ, которые вступили в химическую реакцию, равно массе веществ, которые образовались в результате реакции.
• Атомы химических элементов при химических реакциях не возникают и не исчезают.

Решение задач на тему: Строение атома и периодический закон

Задача №24

Определите число нейтронов в ядре атома натрия

Решение. Из периодической системы элементов находим для натрия Z = 11, А = 23. Число нейтронов N в ядре атома натрия находим по формуле N = А - Z = 23-11 = 12.

Ответ. 12 нейтронов.

Задача №25

Сколько протонов, нейтронов и электронов содержат следующие атомы:

Решение. Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента и одинаково для всех изотопов данного элемента. Число нейтронов равно массовому числу (указываемому слева вверху от номера элемента) за вычетом числа протонов. Разные изотопы одного и того же элемента имеют разные числа нейтронов.

Состав ядер указанных изотопов:

Поскольку атом представляет собой электро-нейтральную частицу, то каждый из изотопов брома содержит по 35 электронов.

Задача №26

Рассчитайте среднюю относительную атомную массу элемента хлора, зная, что в природном хлоре содержится 75,77% (по массе) изотопа  и 24,23% изотопа

Решение. Среднюю относительную атомную массу хлора составит масса одного моля смеси природных изотопов. Предположим, что на долю приходится х молей, на долю — у молей. Тогда

Отсюда х = 0,77 моль, у = 0,23 моль и

Обратите внимание на тот факт, что хлор — единственный в периодической таблице элемент, атомная масса которого никогда не округляется до целого числа.

Ответ. = 35,5 а. е. м.

Задача №27

Какова должна быть скорость движения электрона  чтобы соответствующая ей длина волны де Бройля составила нм (1 нанометр = м)?

Решение. В 1924 г. Луи де Бройль пришел к выводу, что двойственная природа характерна не только для фотонов и что каждая микрочастица, имеющая массу покоя (электрон, протон, нейтрон, -частица и т. д.), при своем движении обладает также и волновыми свойствами. Длина волны , возникающая при движении материальной частицы, зависит от ее массы покоя m, скорости и определяется уравнением

где h — постоянная Планка, равная

Волны, возникающие при движении частиц, получили название волн де Бройля.

Скорость движения электрона рассчитывается по уравнению (*)

Уравнение де Бройля применимо и к частицам с большими массами. Но волны, связанные с макроскопическими телами, практически невозможно наблюдать, так как их длины гораздо меньше расстояний между штрихами любой дифракционной решетки. Это объясняет, почему уравнение де Бройля так важно для самых легких микрочастиц.

Ответ.

Задача №28

Опишите электронные конфигурации элементов с порядковыми номерами 25 и 75.

Решение. В подавляющем большинстве атомов и ионов энергия орбиталей увеличивается в ряду:

 Для запоминания этого довольно сложного ряда существует удобный метод, суть которого ясна из следующей таблицы:

Таблица читается по строчкам сверху вниз, каждая строчка читается слева направо.

Очень важной величиной является разница в энергии орбиталей. Общее правило здесь таково: чем больше главное квантовое число, тем меньше разница в энергии соседних орбиталей. Примерная энергетическая схема изображена на рис. 2.1. Из рисунка видно, что разница в энергии между 2s-и 1s-орбиталями в несколько раз больше разницы между 3s-и 2s-орбиталями, а последняя, в свою очередь, в несколько раз больше разницы между 4s- и 3s-орбиталями.

При заполнении орбиталей электронами используются три правила:

Правило 1. Принцип наименьшей энергии — для получения электронной конфигурации основного состояния атома или иона необходимо заполнять электронами свободные орбитали с наименьшей энергией.

Правило 2. Принцип запрета Паули. Согласно этому принципу, на любой орбитали может находиться не более двух электронов. Таким образом, на s-оболочке (1 орбиталь) могут находиться 2 электрона, на р-оболочке (3 орбитали) — 6 электронов, на d-оболочке (5 орбиталей) — 10 электронов, на f-оболочке (7 орбиталей) — 14 электронов.

Правило 3. Правило Хунда — в основном состоянии (т. е. в состоянии с наименьшей энергией) атом (или ион) имеет максимально возможное число неспаренных электронов в пределах одной оболочки.

Применив эти правила к элементу с порядковым номером 25 (25 электронов), получим электронную конфигурацию: в которой все Зd-электроны — неспаренные (см. рис. 2.1).

По этим же правилам 75-й элемент имеет конфигурацию:

Задача №29

Какова электронная конфигурация атома азота в основном состоянии? а) Сколько электронных пар имеется в атоме Азота? Какие орбитали они занимают? б) Сколько в нем неспаренных электронов? Какие орбитали они занимают?

Решение. Электронная конфигурация атома имеет структуру Изображая эту конфигурацию при помощи квантовых ячеек

видим, что в атоме Азота содержится две электронные пары (занимают 1s- и 2s-орбитали). В соответствии с правилом Хунда неспаренных электрона три, они занимают  и -орбитали соответственно.

Задача №30

Какой инертный газ и ионы каких элементов имеют одинаковую электронную конфигурацию с частицей, возникающей в результате удаления из атома магния всех валентных электронов?

Решение. Электронная оболочка атома Магния имеет структуру При удалении двух валентных электронов образуется ион с конфигурацией  Такую же электронную конфигурацию имеют атом Ne и ионы и др.

Задача №31

Напишите электронную конфигурацию атома Калия в первом возбужденном состоянии.

Решение. Электронная конфигурация атома калия в основном состоянии — Первое возбужденное состояние получается при переходе одного электрона с высшей занятой орбитали (4s) на низшую свободную орбиталь (3d). Электронная конфигурация атома калия в первом возбужденном состоянии — (см. таблицу энергий орбиталей в задаче 2-5).

Задача №32

Запишите значения магнитного квантового числа , и спина для каждого из десяти электронов, расположенных на третьем энергетическом уровне (n = 3) и занимающих все десять квантовых ячеек 3d-орбиталей (l = 2).

Решение. Руководствуясь принципом Паули (см. выше задачу 2-5), решение удобно представить в табличном виде:

Задача №33

а) Изотоп какого элемента образуется при испускании изотопом -частицы? б) Изотоп какого элемента образуется при испускании изотопом -частицы? Напишите уравнения ядерных превращений для а) и б).

Решение. а) Составим схему ядерной реакции:

Поскольку сумма верхних и нижних символов у элементов в обеих частях уравнения должна быть постоянной, находим, что искомый элемент должен обладать порядковым номером 54 (следовательно, это ксенон) с массовым числом 131. Следовательно,

б) Составим схему ядерной реакции:

Рассуждая аналогично (или используя правило Содди— Фаянса), записываем окончательно:

Таким образом, в результате такого радиоактивного превращения образуется изотоп полония.

Задача №34

В 1919 г. Э. Резерфорд впервые осуществил искусственную ядерную реакцию, бомбардируя атомы азота -частицами высокой энергии. В результате ядерной реакции образовывались изотопы нового элемента и протоны. Напишите уравнение происходящего ядерного превращения.

Решение. Составим схему искусственной ядерной реакции:

Рассуждая аналогично тому, как это сделано в предыдущей задаче, находим, что образовался изотоп кислорода:

Задача №35

Для определения возраста предметов органического происхождения часто используется метод геохронологии. Для этого измеряют активность -излучения (число распадов в минуту) в расчете на 1 г содержащегося в предмете углерода. Период полураспада изотопа равен 5730 лет. Известно, что живая ткань (например, древесина) содержит изотоп углерода распадающийся со скоростью 15,3 атома в минуту в расчете на 1 г углерода. Установлено, что древесина деревьев, засыпанных пеплом при извержении вулкана на Камчатке, дает 8,9 распада атомов углерода-14 в минуту в расчете на 1 г углерода. Когда произошло извержение вулкана?

Решение. Задача может быть решена при использовании так называемой постоянной распада, которая характеризует неустойчивость ядер радиоактивного изотопа. Постоянная распада рассчитывается по формуле

где  — начальная активность изотопа; — активность изотопа по истечении времени — период полураспада изотопа;

По условию задачи интенсивность изотопа уменьшилась в 15,3/8,9 = 1,72 раза, т. е.  В уравнение (1) подставим полученное значение константы, активности изотопа и определим время извержения вулкана:

Таким образом, расчет показывает, что извержение вулкана произошло примерно 4520 лет назад.

Задача №36

Дайте определение понятиям энергия связи ядра и дефект массы. Каким образом можно рассчитать эту энергию через дефект массы? Рассчитайте энергию связи, приходящуюся на один нуклон в ядре атома гелия.

Решение. В настоящее время хорошо известно, что экспериментальные значения изотопных масс оказываются меньше значений, вычисленных как сумма масс всех входящих в ядро элементарных частиц. Разность между вычисленным и экспериментальным значениями атомной массы называют дефектом массы — разность эта соответствует энергии, необходимой для преодоления сил отталкивания между частицами с одинаковым зарядом в атомном ядре и связывания их в единое целое. По этой причине такую энергию называют энергией связи.

Энергию связи ядра можно рассчитать через дефект массы при помощи уравнения Эйнштейна

Так как значение очень велико, то даже небольшое уменьшение массы эквивалентно выделению очень большого количества энергии. Это и является причиной того, что ядро связано столь прочно, а ядерные реакции оказались неисчерпаемым источником энергии. Обычно энергию связи выражают в мегаэлектронвольтах на одну ядерную частицу (нуклон)

Рассчитаем энергию связи, приходящуюся на один нуклон в ядре гелия Изотоп гелия содержит 2 протона, 2 электрона и 2 нейтрона. Атомная масса гелия = 4,0026 а. е. м., атомная масса водорода = 1,007825 а. е. м., масса нейтрона = 1,00866 а. е. м., 1 а. е. м. = 1,66057 •  кг.

Значения масс атомов приведены с учетом массы электронов.

Масса 2 протонов + масса 2 электронов = = 2 • 1,0078 = 2,01565 а. е. м.

Масса 2 нейтронов = 2 • 1,00866 = 2,01732 а. е. м.

Полная масса частиц (рассчитанная) = 2,01565 + 2,01732 = 4,03297 а. е. м.

Экспериментальное значение атомной массы = 4,0026 а. е. м.

Дефект массы 4,03297 - 4,0026 = 0,03037 а. е. м.

Из уравнения Эйнштейна (1) следует, что

следовательно, энергия связи в пересчете на один нуклон

Подобные расчеты можно выполнить и для других ядер. Чем больше энергия связи на один нуклон, тем больше устойчивость ядра. На рис. 2.2 показана зависимость энергии связи, отнесенной к нуклону, от массового числа ядра А.

Обращает на себя внимание тот факт, что элементы первого длинного периода периодической системы, расположенные между цинком и хромом, находятся вблизи максимума кривой — это наиболее устойчивые элементы. Массовые числа этих элементов близки к 60: Элементы с более тяжелыми ядрами должны быть способны к делению с образованием более легких и более устойчивых ядер и с выделением энергии. При Z > 84 уже не существует стабильных ядер. Элементы, ядра которых легче 60, способны к слиянию (если удается преодолеть силы отталкивания между ядрами)

с образованием более тяжелых ядер и с выделением энергии. На практике, однако, оказывается возможным увеличивать массовые числа только наиболее легких элементов, таких, как водород. Гелий обладает аномально высокой устойчивостью — энергия связи нуклонов в ядре не укладывается на кривую, изображенную на рис. 2.2. Процессы расщепления ядер принято называть ядерным делением, процессы образования более тяжелых ядер — ядерным синтезом.

Кислород

В материале этого раздела вы найдете сведения об элементе Кислороде и его простом веществе - кислороде. Такой выбор элемента и вещества не случайный. Атомы Кислорода содержатся в молекулах многих соединений - органических и неорганических. Кислород является очень важным простым веществом. Без него не могут существовать живые существа. Этот газ используют в металлургии, химической промышленности, технике, медицине. Он участвует в процессах горения, многих реакциях, которые происходят в окружающей среде.

Кислород - это первый элемент, который вы будете подробно изучать. Слово "кислород" происходит от греческих слов "oxys" (кислый) и "genos" (рождение). Такое название элемент получил в XVIII веке; тогда ученые уже знали, что он входит в состав кислот ("рождает кислоты"). Вскоре выяснилось, что существуют кислоты, молекулы которых не содержат атомов Кислорода. Впрочем, название элемента сохранилось.

Из периодической системы получаем такие сведения о Кислороде:

• символ элемента - О;
• кислород размещен во 2-м периоде, в VI группе;
• порядковый номер элемента - 8;
• его относительная атомная масса - 16 (точное значение 15,999).

Порядковый номер элемента указывает на то, что атом Кислорода содержит 8 электронов, а заряд ядра атома составляет +8.

Кислород - неметаллический элемент, поскольку его простые вещества кислород  и озон  являются неметаллами. 

Вам известно, что Кислород имеет постоянное значение валентности, которое равно 2.

Распространенность Кислорода в природе

Кислород - один из самых распространенных элементов на нашей планете. В земной коре его атомов больше, чем атомов любого другого элемента. Атомы кислорода содержатся в песке, глине, известняке, многих минералах. Кислород - второй по распространенности элемент в атмосфере (после Азота) и гидросфере (после Водорода). Главная составляющая гидросферы - вода - является соединением Кислорода с Водородом.

Атомы Кислорода входят в состав молекул многих веществ, которые содержатся в живых организмах, - воды, белков, жиров и т.п. В теле взрослого человека массовая доля этого элемента составляет приблизительно 65%.

Кислород: Самое важное простое вещество Кислорода - кислород. Этот газ необходим для дыхания; он поддерживает горение.

Формула кислорода вам известна - . Вещество состоит из двухатомных молекул. 

Молекулы кислорода достаточно стойкие. Только при температуре свыше 2000  или под действием электрических разрядов или ультрафиолетовых лучей они распадаются на атомы.

Кислород является компонентом воздуха - природной смеси газов. На него приходится приблизительно 1/5 объема воздуха. Состав воздуха, с которого удален водяной пар, приведен в таблице 3.

Таблица 3

*Объемная доля вещества в смеси является отношением объема вещества к объему смеси. Объемную долю обозначают греческой буквой  (фи).

Определить объемную долю кислорода в воздухе можно с помощью эксперимента. Для этого нужны стеклянная бутылка без дна с пробкой и сосуд (кристаллизатор) большого диаметра, заполненный наполовину водой. Опыт совершают так. В пробку вставляют ложку для сжигания, в которую набирают красный фосфор. Его поджигают, быстро помещают в бутылку и плотно закрывают её пробкой (рис. 61). При горении фосфора образуется дым из мелких частиц соединения Фосфора с Кислородом, которые постепенно оседают на поверхность воды и взаимодействуют с ней с образованием кислоты. Вода заходит в сосуд и, когда горение прекратится, поднимется примерно на 1/5 объема бутылки. Этот объем занимал в воздухе кислород, который вступил в реакцию с фосфором. Над жидкостью остается азот с примесями других газов. 

Рис. 61. Определение объемной доли кислорода в воздухе сжиганием фосфора: а - начало опыта; б - завершение опыта.

Кислород содержится не только в атмосфере. Небольшое количество его вместе с другими газами воздуха растворено в природной воде.

Физические свойства кислорода

При обычных условиях кислород - бесцветный газ, который не имеет запаха и вкуса. При охлаждении до -183он превращается в голубую жидкость, которая при температуре -219твердеет, образуя синие кристаллы. Кислород в 1,1 раза тяжелее, чем воздух. Он слабо растворяется в воде, но этого достаточно для существования в водоёмах рыб и других живых существ, которые дышат растворенным кислородом. 

Выводы:

• Кислород - неметаллический элемент. В природе распространено его простое вещество - кислород, а также вода и много других соединений этого элемента. На кислород приходится почти 1/5 объема воздуха.
• Кислород - газ без запаха и вкуса; он необходим для дыхания, поддерживает горение. 

Открытие кислорода

Кислород был открыт во второй половине XVIII века несколькими учеными разных стран. Первым этот газ добыл шведский К.-В. Шееле в 1772 г., а через два года, не зная про опыты предшественника, - английский химик Дж. Пристли. В 1775 г. французский ученый А.-Л. Лавуазье исследовал кислород и дал ему название oxygen.

Кислород можно определить при помощи тлеющей лучины; она ярко вспыхивает в сосуде с этим газом (рис. 62).

Рис. 62. Определение кислорода: а - тлеющая лучина на воздухе; б - вспыхивание лучины в кислороде

Добывание кислорода в промышленности

Неисчерпаемым источником кислорода является воздух. Чтобы добыть из него кислород, нужно отделить этот газ от азота и других газов. На этом основывается промышленный метод добывания кислорода. Его реализуют, используя специальную, достаточно громоздкую аппаратуру. Сначала воздух сильно охлаждают до превращения его в жидкость, а потом температуру сжиженного воздуха постепенно повышают. Первым из него начинает выделяться газ азот (температура кипения жидкого азота составляет -196). Жидкость, которая остается, постепенно обогащается кислородом (температура кипения кислорода -183).

Жидкий кислород транспортируют в специальных стальных резервуарах, которые имеют двойные стенки, между которыми создан вакуум (для эффективной теплоизоляции). Газообразным кислородом наполняют под высоким давлением баллоны; их красят в голубой цвет (рис. 63).

Рис. 63. Баллоны с кислородом

Добывание кислорода в лаборатории

Кислород добывают в лаборатории, совершая определенные химические реакции.

Дж. Пристли получил кислород из соединения, название которого - оксид ртути (II) . Ученый нагревал соединение с помощью стеклянной линзы, которая фокусировала солнечный свет на веществе. 

В современном исполнении этот опыт изображен на рисунке 64. Порошок оксида ртути (II) при нагревании превращается в ртуть и кислород. Ртуть выделяется в газообразном состоянии и конденсируется на стенках пробирки в виде серебристых капель. Кислород накапливается в другой пробирке (её предварительно заполняют водой).

Рис. 64. Получение кислорода нагреванием оксида ртути (II)

Химическое уравнение этой реакции:

Теперь метод Пристли не используют из-за токсичности паров ртути. Кислород добывают при помощи других реакций, подобных только что рассмотренной. Они преимущественно происходят при нагревании.

Реакции, при которых из одного вещества образуется несколько других, называют реакциями разложения.

Получение кислорода на уроках химии осуществляют разложением водорода пероксида (другое название - перекись водорода) в растворе.

Такой раствор с массовой долей водорода пероксида 3% является лекарственным средством; растворенное вещество в нём почти не разлагается. Если к раствору добавить небольшое количество оксида марганца (IV) , то сразу начинает выделяться кислород:

Вещество, которое ускоряет химическую реакцию, оставаясь после ее прохождения неизменным, называют катализатором.

Кислород добывают в учебных лабораториях университетов термическим разложением некоторых кислородсодержащих соединений:

• перманганата калия  (бытовое название - марганцовка; водный раствор вещества является дезинфицирующим средством)

• хлората калия  

При отсутствии катализатора происходит другая реакция, среди продуктов которой кислорода нет. Итак, катализатор иногда меняет химическое превращение.

Кислород образуется во время разложения воды постоянным электрическим током: 

Этот метод получения кислорода используют в промышленности (в странах, где производят много электроэнергии) и как демонстрационный эксперимент в лаборатории (рис. 65).

Рис. 65. Разложение воды постоянным электрическим током.

Сбор кислорода

На рисунках 65 и 66, а показано, как собирают кислород, вытесняя им воду из сосуда. Это удается сделать, потому что кислород растворяется в воде очень слабо. Собранный газ имеет примесь водяного пара.

Другой способ сбора кислорода состоит в вытеснении им воздуха из сосуда. Поскольку кислород чуть тяжелее воздуха, пробирку или колбу размещают вниз дном и накрывают стеклянной пластинкой (рис. 66, б).

Рис. 66. Сбор кислорода: а - вытеснением воды; б - вытеснением воздуха.

Выводы:

• Кислород был открыт в XVIII веке несколькими учеными. Этот газ добывают в промышленности преимущественно из воздуха, а в лабораториях - из некоторых кислородсодержащих соединений.
• Реакции, при которых из одного вещества образуется два или больше, называют реакциями разложения.
• Вещество, которое ускоряет химическую реакцию, называют катализатором. 
• Кислород можно собрать в сосуд вытеснением из него воды или воздуха.

Химические свойства кислорода: реакции с простыми веществами. Оксиды

Химические свойства каждого вещества обнаруживаются в реакциях с его участием. 

Кислород - один из самых активных неметаллов. Но при обычных условиях он реагирует с немногими веществами. Его реакционная способность существенно возрастает с повышением температуры. 

Реакции кислорода с простыми веществами

Кислород взаимодействует (как правило - при нагревании) с большинством неметаллов и почти со всеми металлами.

Реакция с углеродом (углем)

Известно, что уголь, нагретый на воздухе до высокой температуры, загорается. Это свидетельствует о прохождении химической реакции с кислородом. 

Основным продуктов сгорания угля является углекислый газ . Уголь - смесь многих веществ. Массовая доля Углерода в нём превышает 80%. Считая, что уголь состоит только из атомов Углерода, напишем соответствующее химическое уравнение:

Углекислый газ может содержать примесь угарного газа - продукта другой реакции

Простые вещества Углерода графит и алмаз (их обобщенное химическое название - углерод) взаимодействуют с кислородом так же, как и уголь.

Реакцию, в которой участвуют несколько веществ, а образуется одно, называют реакцией соединения.

Реакция с водородом

Если газ водород, который поступает в воздух через тонкую газоотводную трубку, поджечь, то он будет гореть еле заметным пламенем. Единственным продуктом реакции является вода. Это можно доказать, поместив над пламенем стеклянную пластинку. На ней появятся капли воды в результате конденсации водяного пара.

Смесь водорода с воздухом или кислородом при поджигании взрывается.

Реакции с серой

Такое химическое превращение совершает каждый, когда зажигает спичку; сера входит в состав головки спички.

В лаборатории реакцию кислорода с серой проводят в вытяжном шкафу. Небольшое количество серы (рис. 71, а) нагревают в железной ложке. Сначала вещество плавится, а потом загорается в результате взаимодействия с кислородом воздуха и горит еле заметным голубым пламенем (рис. 71, б). Появляется резкий запах продукта реакции - сернистого газа (этот запах мы ощущаем в момент загорания спички). Химическая формула сернистого газа - , а уравнение реакции - 

Если ложку с серой, которая горит, поместить в сосуд с кислородом, то пламя станет ярче (рис. 71, в), чем на воздухе. Это и понятно, потому что чистый кислород, в отличии от воздуха, содержит только молекулы 

Рис. 71. Сера (а) и ее горение на воздухе (б) и в кислороде (в).

Реакция с магнием

Раньше эту реакцию использовали фотографы для создания мощного освещения ("магниевая вспышка") при фотосъемке. В химической лаборатории соответствующий опыт проводят так. Металлическим пинцетом берут магниевую ленту и поджигают на воздухе. Магний горит ослепительно-белым пламенем (рис. 72). В результате реакции образуется белое твердое вещество - соединение Магния с Кислородом. 

Рис. 72. Магний (а) и его горение на воздухе (б).

Реакция с железом

Сильно разогретое железо в чистом кислороде горит. Опыт с сжиганием лезвия или стальной пружинки очень эффектный (рис. 73). На пружинке закрепляют спичку. Потом пружинку зажимают в лабораторных щипцах, а спичку направляют головкой вниз и поджигают. Когда пламя достигнет пружинки, её сразу переносят в стакан с кислородом. Дно сосуда заранее засыпают слоем песка, чтобы на стекло не попали капли расплавленного металла. Пружинка сгорает в кислороде, раскидывая искры во все стороны (это напоминает процесс сварки металла):

Рис. 73. Горение стальной пружинки в кислороде.

Формулу продукта реакции можно записать и так: Точка между двумя химическими формулами означает, что это не смесь соединений Железа, а одно, индивидуальное соединение. Его распространенное название - железная окалина. 

Реакция с медью

Если нагревать на воздухе медную проволоку или пластинку с очищенной до блеска поверхностью, то увидим постепенное изменение ее темно-красного ("медного") цвета на темно-серый. Такой цвет имеет пленка соединения Меди с Кислородом, который образуется на металле вследствие реакции:

Оксиды

Продуктами всех реакций, рассмотренных в лекции, являются бинарные соединения элементов с Кислородом. 

Соединение, образованное двумя элементами, один из которых Кислород, называют оксидом. 

Состав почти всех оксидов соответствует общей формуле , в которой индекс может принимать значение 1 или 2. 

Каждый оксид имеет химическое название, а некоторые - еще и традиционные или тривиальные названия (табл. 4). 

Химическое название оксида состоит из двух слов. Первым словом является слово "оксид", а вторым - название соответствующего элемента. Если элемент имеет переменную валентность, то он может образовывать несколько оксидов. Понятно, что их названия должны быть разными. Для этого после названия элемента указывают (без отступа) римской цифрой в скобках значение его валентности в оксиде. Пример такого названия соединения: оксид хрома (III) (читается "оксид хрома три").

Таблица 4

 

В химических названиях оксидов склоняется только первое слово: оксида магния, оксидом железа (III) . 

Если элемент проявляет переменную валентность, то оксид, в котором значение валентности этого элемента является для него максимальным, называют высшим. Высший оксид Углерода - соединение с формулой 

Выводы:

• Кислород - химически активное вещество. Он взаимодействует с большинством простых веществ. Продуктами таких реакций являются соединения элементов с Кислородом - оксиды.
• Реакции, в результате которых из некоторых веществ образуется одно, называют реакциями соединения. 

Химические свойства кислорода: реакции со сложными веществами. Процессы окисления

Реакции кислорода со сложными веществами: Кислород может взаимодействовать не только с простыми, но и со сложными веществами. Такие реакции происходят, например, когда горят этиловый спирт, ацетон, природный газ, который состоит преимущественно из метана (рис. 74).

Рис. 74. Горение природного газа

Молекула метана содержит атомы Углерода и Водорода, а молекула этилового спирта - еще и атом Кислорода. Вследствие взаимодействия этих веществ с кислородом образуются оксиды Углерода и Водорода - углекислый газ и вода (в газообразном состоянии):

Эти оксиды выделяются также в результате сжигания древесины, нефтепродуктов, многих других органических веществ.

Сульфид водорода, или сероводород - газ, который имеет формулу . При наличии кислорода или избытка воздуха он горит с образованием сернистого газа и водяного пара:

Кислород взаимодействует с некоторыми оксидами. Продуктами таких реакций являются другие оксиды, в которых элементы проявляют более высокие значения валентности, чем в исходных соединениях. Например, угарный газ, сгорая в воздухе, превращается в углекислый газ:

Горение

Рассмотренные реакции сопровождаются одинаковыми внешними эффектами. 

Химическую реакцию, при которой выделяется тепло и появляется пламя, называют горением.

Яркое пламя обусловлено свечением раскаленных частиц вещества, которые сгорают или образуются при реакции.

Для того чтобы горючее вещество загорелось, необходимы такие условия: 

• наличие кислорода (воздуха);
• нагревание вещества до температуры воспламенения (для бензина она составляет примерно 220 , сухой древесины 250-300, угля - более 600).

Если не выполняется хотя бы одно из условий, то горение не происходит. Это учитывают при работе с огнеопасными веществами, а также при тушении пожаров.

Вещества или предметы, которые горят, можно погасить водой, засыпать песком, землей, накрыть одеялом или направить на них струю углекислого газа (он тяжелее воздуха и не поддерживает горение) (рис. 75).

Рис. 75. Тушение пламени: а - водой; б - песком; в - углекислым газом.

В случае пожаров в строениях, лабораториях, на транспорте используют огнетушители (рис. 76).

Рис. 76. Огнетушитель и его использование.

Заметим, что водой нельзя гасить бензин, керосин, нефть. Эти жидкости не растворяются в воде и, будучи легче нее, всплывают и продолжают гореть, оставаясь в контакте с воздухом.

В школьном химическом кабинете есть такие противопожарные средства: огнетушитель, одеяло, ящик с песком.

Окисление

Вещество, взаимодействуя с кислородом, претерпевает окисление, то есть изменяется при участии кислорода. 

Прохождение многих реакций с участием кислорода является продолжительным и не сопровождается появлением пламени. Эти химические превращения называют медленным окислением. Пример такой реакции - взаимодействие меди с кислородом при ее нагревании на воздухе.

Медленным окислением обусловлено ржавление железа, скисание молока, фруктовых и ягодных соков, прогоркание сливочного масла, порча многих других пищевых продуктов. Потемнение мякоти разрезанного яблока вызвано взаимодействием соединений Железа (II) с кислородом и образованием соединений Железа (III). При участии кислорода, который попадает в организмы животных и человека при дыхании, происходит окисление разных веществ.

Некоторые процессы окисления проходят быстро, но без появления пламени. Среди них взаимодействие кислорода с алюминием при обычных условиях. Её следствием является образование на поверхности металла очень тонкой бесцветной пленки оксида.

Реакции веществ с кислородом, которые не сопровождаются горением, используют в цветной металлургии, химической промышленности.

Выводы:

• Кислород взаимодействует с некоторыми сложными веществами. 
• Часть реакций при участии кислорода происходит с выделением значительного количества тепла и появлением пламени; это - реакции горения.
• Необходимыми условиями для воспламенения горючего вещества является наличие кислорода и нагревание вещества до определенной температуры. Чтобы погасить пламя, нужно устранить хотя бы одно условие.
• Взаимодействуя с кислородом, вещество претерпевает окисление. Много таких реакций проходит медленно и без появления пламени. 

Круговорот Кислорода в природе. Биологическая роль и применение кислорода

Каждое мгновение на Земле происходят многочисленные физические и химические явления. Некоторые изменения в природе циклические, то есть такие, которые периодически повторяются. 

Часть изменений, которые происходят с веществами на планете, обусловлена химическими реакциями.

Совокупность процессов в природе, при которых атомы элемента вследствие химических реакций переходят от одних веществ к другим, называют круговоротом элемента.

Если главным веществом в круговороте Кислорода выбрать кислород, то можно выделить такие звенья этого глобального процесса (схема 5):

• образование кислорода (фотосинтез, разложение воды в верхних слоях атмосферы;
• трата кислорода (дыхание, окисление веществ в природе и технологических процессах, при пожарах, сгорании топлива и горючего); 
• взаимопревращение кислородсодержащих соединений.

Схема 5

Фотосинтез происходит в зеленом листе растений при солнечном свете с участием углекислого газа, который содержится в воздухе, а также воды, некоторых веществ из почвы. Его продуктами являются органические вещества, которые накапливаются в растениях, и кислород, который поступает в атмосферу (рис. 77). Упрощенная схема фотосинтеза в растениях:

Рис. 77. Фотосинтез.

Неизменность содержания кислорода в атмосфере свидетельствует о том, что процессы его расходования и образования компенсируют друг друга.

Кислород способствует круговороту других элементов (например, Углерода, Азота, Серы), поскольку входит в состав большого количества соединений.

Биологическая роль кислорода

Каждый знает, что жизнь без кислорода на нашей планете невозможна. При дыхании в легкие поступает воздух. Кислород, который в нем содержится, соединяется с гемоглобином крови и разносится во все органы и ткани, где окисляет разные органические вещества, в том числе и полученные с едой. Продукты этих реакций необходимы организму для нормального роста и развития. Некоторые химические превращение при участии кислорода сопровождаются выделением тепла, благодаря чему поддерживается постоянная температура тела.

В состав воздуха, который выдыхает человек, входит углекислый газ. Его и воду считают продуктами полного окисления органических веществ.

Применение кислорода

Кислорода применяется в разных отраслях и в больших количествах (схема 6). В металлургии этот газ ускоряет процесс выплавки стали, улучшает ее качество. Кислород необходим в производстве многих химических соединений. Его используют в специальных устройствах для резки и варки металлов. Без баллонов, наполненных смесями кислорода с азотам или инертным газом гелием, не могут работать космонавты, пожарные, водолазы, военные лётчики. Кислородные подушки применяют при некоторых заболеваниях для облегчения дыхания. При помощи сжиженного кислорода создают необходимые условия для горения топлива в космических ракетах. 

Схема 6

Широкое применение имеет и кислород, который содержится в воздухе. При его участии сгорает топливо на теплоэлектростанциях, горючее в двигателях автомобилей, обжигают руды на заводах цветной металлургии, совершают другие технологические процессы.

Озон

Кроме кислорода, Кислород образует еще одно простое вещество - озон При обычных условиях это бесцветных газ с резким запахом (название вещества происходит от греческого слова ozon - той, что имеет запах). Его в природе чрезвычайно мало. Почти весь озон содержится в слое атмосферы, нижняя граница которого проходит на высоте примерно 20 км, а верхняя - 25 км. Это так называемый озоновый слой (рис. 78). Содержание озона в нём по объему не превышает 0,0003%. Если бы можно было собрать весь озон атмосферы возле земной поверхности, то слой этого газа был бы толщиной 2-3 мм. 

Рис. 78. Озоновый слой.

В воздухе озон образуется из кислорода под влиянием космической радиации или электрических разрядов (когда возникают молнии):

Озон - нестойкое вещество. Он достаточно быстро превращается в кислород, поглощая при этом часть ультрафиолетовых лучей солнечного света (рис. 78), которые являются вредными для живых организмов. Итак, разлагаясь, озон защищает людей, животных, растения.

В природе процессы образования и разложения озона компенсируют друг друга. Но в последнее время ученых обнаруживают периодическое разрушения озонового слоя, фиксируют появление в атмосфере озоновых "дыр". Одна из причин этого явления - химические реакции между озоном и веществами промышленного происхождения. Теперь в мире проводят мероприятия, направленные на сохранение озонового слоя.

Озон применяют на практике. Благодаря бактерицидным свойствам его применяют для обеззараживания воды перед направлением её в водопровод.

Проблема чистого воздуха

Негативное влияние деятельности человека на состояние воздуха приобрело угрожающие масштабы. Теплоэлектростанции, автотранспорт, металлургические заводы, другие предприятия выбрасывают в атмосферу много вредных веществ (рис. 79). Наиболее загрязненным является воздух в больших городах и промышленных регионах. 

Рис. 79. Загрязнение воздуха над промышленным центром.

С целью защиты атмосферы от загрязнений проводят разные мероприятия. На заводах, теплоэнергетических предприятиях из отработанных газов удаляют частицы пыли, а потом при помощи химических реакций обезвреживают газовые выбросы. Ученые разрабатывают технологические процессы, которые не приводят к загрязнению окружающей среды и не создают экологических проблем. В современных автомобилях используют эффективные катализаторы, которые способствуют более полному сгоранию горючего. Конкуренцию бензиновым двигателям начинают составлять электродвигатели, которые не загрязняют воздух.

В каждой стране работу промышленности, энергетики, транспорт организовывают так, чтобы уменьшить количество вредных выбросов в атмосферу. Охрана воздуха от техногенных загрязнений является важным государственным делом.

Выводы:

• В природе атомы Кислорода вследствие химических реакций переходят от одних веществ к другим; происходит круговорот элемента.
• Кислород является важным продуктом фотосинтеза. Этот газ необходим для живых организмов. Его используют в промышленности, технике, медицине, а в составе воздуха - в теплоэнергетике, автотранспорте, других отраслях.
• Озон - одна из двух простых веществ Кислорода. Он в очень малом количестве содержится в воздухе. Поглощая часть ультрафиолетовых лучей солнечного света, озон превращается в кислород и одновременно защищает живые организмы от их пагубного влияния.
• В воздух постоянно поступают разные техногенные выбросы. Одной из главных задач человечества является охрана атмосферы от загрязнений.

Решение задач на тему: Халькогены

Задача №37

Какой объем (при н. у.) занимает кислород, выделившийся из 1 моль каждого из веществ: , ?

Решение. Все реакции разложения данных веществ протекают при нагревании:

Согласно этим уравнениям, из 1 моль выделяется 1,5 моль , из 1 моль остальных трех веществ — по 0,5 моль .

Задача №38

Воздух, находящийся в сосуде под давлением 100 кПа и при температуре 27 °С, содержит 5,11 л ; 19,57 л ; 1,25 л и 1,25 л Ar. Определите, сколько атомов Кислорода содержится в сосуде.

Решение. Используя уравнение Клапейрона—Менделеева pV = vRT, находим количество молей каждого из компонентов воздушной смеси:

Соответственно = 0,785 моль, = v(Ar) = = 0,005 моль.

Следовательно, суммарное число молей атомарного кислорода в данной воздушной смеси

Отсюда число атомов Кислорода в данной смеси равно

Ответ. атомов О.

Задача №39

Докажите, что оксид серы (IV) является веществом с двойственной окислительно-восстановительной функцией.

Решение. Сера в находится в промежуточной степени окисления +4 и может как повышать степень окисления (быть восстановителем), так и понижать ее (быть окислителем).

Восстановительные свойства проявляет в реакциях с сильными окислителями, например с перманганатом калия:

Окислительные свойства проявляет, например, в реакции с сероводородом:

Задача №40

Напишите уравнения реакций, характеризующих следующие превращения:

Решение. При пропускании через избыток раствора гидроксида натрия образуется сульфит натрия:

При пропускании избытка через раствор сульфита натрия образуется гидросульфит натрия:

Гидросульфит натрия при нагревании разлагается:

Серная кислота вытесняет сернистую кислоту из сульфитов:

Задача №41

Какую массу оксида серы (VI) надо растворить в 100 г 91%-ного раствора серной кислоты для того, чтобы получить 30%-ный олеум?

Решение. Олеум — это раствор в 100%-ной . Процесс получения олеума разобьем на две стадии. Сначала найдем, сколько надо добавить , чтобы 91%-ная серная кислота превратилась в 100% -ную:

В исходной серной кислоте содержалось 100 0,09 = 9 г , что составляет 9/18 = 0,5 моль. Для реакции с таким количеством воды необходимо 0,5 моль (массой 0,5 80 = 40 г); при этом образуется 0,5 моль (массой 0,5 • 98 = 49 г). Общая масса 100%-ной серной кислоты после добавления 40 г станет равна 91-1-49 = 140 г.

Для получения 30% -ного раствора S03 в серной кислоте к 140 г H2S04 надо добавить х г , тогда масса олеума станет равна 140+х, а массовая доля составит

откуда х = 60 г. Общая масса добавленного равна 40 + 60 = 100 г.

Ответ. 100 г .

Задача №42

В процессе синтеза оксида серы (VI) из оксида серы (IV) и кислорода в замкнутом сосуде давление в реакционной смеси упало на 20,0% (при постоянной температуре). Определите состав образовавшейся газовой смеси (в % по объему), если в исходной смеси содержалось 50% оксида серы (IV) по объему.

Решение. По условию, в исходной смеси содержалось равное количество  = х, общее число молей

Реакция образования - обратимая:

Пусть в реакцию вступило у моль , тогда израсходовано 2у моль и образовалось 2у моль . В полученной смеси содержатся: = 2 у, общее число молей = (х - 2у) + (х - у) + 2у = 2х - у.

Реакция проводится в замкнутом сосуде, поэтому давление в сосуде при постоянной температуре прямо пропорционально общему количеству газов:

откуда у = 0,4х. Объемные доли газов в конечной смеси равны их мольным долям:

Ответ.

Задача №43

Продукты полного взаимодействия 1,17 г калия и 0,80 г серы осторожно внесли в воду и образовавшийся прозрачный раствор разбавили до объема 50 мл. Определите молярные концентрации соединений в образовавшемся растворе. Вычислите максимальную массу брома, который может прореагировать с полученным раствором.

Решение. Найдем количества реагирующих веществ: v(K) = 1,17/39 = 0,03, v(S) = 0,80/32 = 0,025. Для образования сульфида калия по уравнению

необходимо 0,03/2 = 0,015 моль серы. Оставшиеся 0,025 - 0,015 = 0,01 моль серы реагируют с с образованием дисульфида :

= 0,015 - 0,01 = 0,005; = 0,01. При разбавлении раствора до объема 50 мл (0,05 л) молярные концентрации становятся равными: = 0,005/0,05 = 0,1 моль/л, = 0,01/0,05 = 0,2 моль/л.

При добавлении к данному раствору брома происходят следующие реакции:

Ответ.

Вода

На нашей планете есть вещество, которому обязано своим существованием все живое. Ему посвящено множество песен, стихов, сказок, с ним связано немало народных поверий. Наверное, вы уже догадались, что это вещество - вода. Она утоляет жажду, снимает усталость, дарит радость и энергию. 

Вода является хорошим растворителем; в ней растворяется много веществ. Водные растворы мы используем в повседневной жизни. Вода участвует в многочисленных химических превращениях, которые происходят в природе, технологических процессах, живых организмах.

Среди самых важных условий, необходимых для здоровья и полноценной жизни людей, является употребление качественной питьевой воды. Поэтому охрану водоемов от загрязнений считают приоритетным заданием для нашей цивилизации.

Строение молекулы воды

Вода - сложное вещество, образованное двумя элементами - Водородом и Кислородом. Его химическая формула -  

Вода принадлежит к оксидам. Это молекулярное вещество. Графическая формула молекулы воды - 

На рисунке 80 изображены модели молекулы воды - шаростержневая и масштабная. В каждой модели атомы представлены шариками. Масштабная модель отличается тем, что в ней соблюдены соотношения размеров атомов и молекулы.

Рис. 80. Модели молекулы воды: а - шаростержневая; б - масштабная.

Распространенность в природе

Вода - одна из самых распространенных веществ на нашей планете. Она покрывает более 2/3 поверхности Земли (рис. 81). Примерно 97% всей воды содержится в морях и океанах. На пресную воду приходится меньше 3%; почти вся она сконцентрирована в снегах и льдах Антарктиды, Антарктики, на территориях с "вечной мерзлотой". Реки, озера, пруды содержат только 0,03% воды, имеющейся на планете. Именно эту воду (преимущественно после очищения) человек использует для своих нужд.

Вода в незначительном количество содержится в атмосфере, причем в трех агрегатных состояниях. Водяной пар обуславливает влажность воздуха; из маленьких капелек воды, снежинок, частиц льда образуются облака, туманы, атмосферные осадки. Вода также есть в литосфере - в "свободном" состоянии (подземные воды) и в "химически связанном" (её молекулы входят в состав разных минералов).

Чистой воды в природе не существует. Контактируя с воздухом, вода растворяет небольшие количества его компонентов - кислорода, азота, углекислого газа. В ней содержатся еще и частицы пыли, другие растворимые и нерастворимые примеси. 

В живых организмах массовая доля воды составляет от 50 до 90%. В организме взрослого человека её масса достигает почти 2/3 массы тела.

Физические свойства воды

О важных физических свойствах воды вы узнали на уроках природоведения. Общеизвестно, что чистая вода - бесцветная жидкость без запаха и вкуса, которая замерзает при температуре 0, а закипает при 100 (при давлении 760 мм рт. ст.). Она имеет плотность 1,00 (при 4), малую теплопроводность, почти не проводит электрического тока. Воду в твердом состоянии называют льдом, а в газообразном - водяным паром. 

Лёд немного легче воды; его плотность составляет 0,917 . (Другие вещества в твердом состоянии имеют большую плотность, чем в жидком.) Между молекулами во льду существуют пустоты. При таянии они исчезают и вещество "уплотняется". Благодаря тому, что лёд не тонет в воде, значительная часть водоемов не промерзает до дна. Это спасает рыбу, других жителей рек и озер от гибели (рис. 82).

Рис. 82. В реке, покрытой льдом, жизнь продолжается.

Разложение воды

Вода - термически стойкое вещество. Её молекулы начинают разрушаться при очень высокой температуре. При 2500  разлагается примерно 11% всех молекул, а при 1000  - только 0,03%. Продуктами разложения воды являются водород и кислород. 

Воду также можно разложить действием на неё постоянного электрического тока.

Выводы:

• Вода - соединение Водорода с Кислородом. Ее формула - . Это одно из самых распространенных веществ в природе; она составляет основу гидросферы.
• При обычных условиях вода - бесцветная жидкость без запаха и вкуса, которая кипит при 100 , а замерзает при 0 и имеет плотность 1 . Лёд немного легче воды.
• Молекулы воды являются достаточно стойкими. 

Раствор и его компоненты. Вода как растворитель

Вам уже известно, что смеси веществ бывают однородными и неоднородными. Однородные смеси отличаются от неоднородных тем, что в них равномерно распределены самые мелкие частицы веществ (например, молекулы). Эти частицы нельзя обнаружить даже при помощи мощного микроскопа. 

Однородные смеси веществ называют растворами.

Составляющие раствора

Многие из вас, наверное, думает, что раствор - это всегда жидкость. Но существуют не только жидкие растворы, а и твердые, и газообразные (рис. 83).

Рис. 83. Растворы: воздух; водный раствор калий перманганата (марганцовки); сплав золота, меди и серебра.

Раствор содержит минимум два вещества. Это - его компоненты. Один из них называют растворителем, а другие - растворенными веществами. За растворитель принимают вещество, которое находится в таком же агрегатном состоянии, как и раствор.

Если агрегатное состояние всех веществ, которые образовали раствор, одинаковое, то растворителем считают вещество, масса которого наибольшая. Касательно водных растворов существует традиция всегда называть растворителем воду, даже если ее меньше, чем растворенного вещества. 

Вода - растворитель

При смешении воды с другими веществами часто образуются растворы. Такие твердые вещества, как кухонная соль, сахар, лимонная кислота, хорошо растворяются в воде, а мел, стекло, золото в ней нерастворимы. Жидкости и газы также имеют разную растворимость в воде. Например, масло, бензин в воде не растворяются, а этиловый спирт, ацетон, глицерин смешиваются с водой в любых соотношениях, образуя растворы, то есть неограниченно растворяются в ней.

Воду как растворитель используют в разных отраслях промышленности, технике, сельском хозяйстве, строительстве, медицине, научных исследованиях. Без водных растворов мы не может обойтись в повседневной жизни.

Вода исполняет роль растворителя и в природе. Газы, из которых состоит атмосфера, имеют незначительную растворимость в воде; лучше всего растворяется углекислый газ. В морской и океанской воде среди растворенных веществ преобладает соль - хлорид натрия  , а в пресной воде - другие соединения. Жидкости в живых организмах являются водными растворами, которые содержат много веществ (преимущественно органических) - тех, что поступили в организм вместе с едой, и тех, что образовались в нём в результате химических реакций. Благодаря водным растворам происходит круговорот элементов в природе.

Выводы:

• Раствор - однородная смесь веществ. Компонентами раствора являются растворитель и одно или несколько растворенных веществ. Растворителем называют вещество, которое находится в таком же агрегатном состоянии, что и раствор.
• Вода - самый важный растворитель. Она растворяет много разных веществ. Воду как растворитель используют в промышленности, технике, сельском хозяйстве, других сферах деятельности людей. 
• Природная вода и все биологические жидкости являются водными растворами. 

Количественный состав раствора. Массовая доля растворенного вещества

Часто возникает необходимость выяснить не только, какие вещества содержатся в растворе, а и его количественный состав. Прежде чем пить сладкий чай, спрашиваем, сколько сахара в него положили. Консервирование овощей будет успешным, если маринад приготовим растворением определенных количеств уксусной кислоты, кухонной соли, некоторых других веществ в заданном количестве воды. 

Массовая доля растворенного вещества

Среди растворов, которые мы используем, есть спиртовой раствор йода, водные растворы водорода пероксида (или перекиси водорода), аммиака (другое название - нашатырный спирт), других веществ. На этикетке каждой бутылки с раствором, кроме названия растворенного вещества указано цифру и знак процента (рис. 84). Это - значение массовой доли растворенного вещества в растворе. Оно отвечает массе вещества (в граммах), которое содержится в 100 г раствора.

Рис. 84. Растворы, которые являются лекарственными средствами.

Столовый уксус является водным раствором уксусной кислоты. Согласно этикетке на бутылке (рис. 85), в каждых 100 г уксуса содержится 9 г уксусной кислоты. Масса воды в 100 г уксуса составляет 100 г - 9 г = 91 г. 

Рис. 85. Уксус.

Для обозначения массовой доли растворенного вещества в растворе, как и массовой доли элемента в соединении, используют латинскую букву (дубль-вэ). 

Вам известно, что массовую долю выражают не только в процентах, но и положительным числом меньше единицы.

Формула для вычисления массовой доли растворенного вещества в растворе:

где - масса растворенного вещества, - масса раствора, - масса растворителя. 

Массовая доля растворенного вещества в растворе - это отношение массы вещества к массе раствора. 

Если массовую долю нужно получить в процентах, используют такую формулу:

Решение задач: В быту нередко возникает потребность приготовить водный раствор с определенной массовой долей растворенного вещества. Для этого обычно берут вещество и воду. Иногда разбавляют водой другой раствор. В каждом случае перед приготовлением раствора совершают необходимые расчеты. 

Рассмотрим, как решают задачи на вычисление массовой доли растворенного вещества в растворе, а также задачи, в которых используют эту величину. Один из способов их решения основывается на составлении пропорции, другой предполагает расчет по соответствующей математической формуле.

Задача №44

В 144 г воды растворили 6 г соли. Рассчитать массовую долю соли в растворе.

Дано:

Решение

1-й способ

1. Находим массу раствора:

2. Определяем массу соли, которая содержится в 100 г раствора. Для этого составляем пропорцию и решаем её:

в 150 г растворе содержится 6 г соли

в 100 г раствора - х г соли

Отсюда = 4%, или 0,04

2-й способ

Вычисляем массовую долю соли в растворе по соответствующей формуле:

 или 

Ответ: или 4%

Задача №45

Какие массы удобрения и воды нужно взять для приготовления 4 кг раствора с массовой долей удобрения 0,5%?

Дано:

Решение

1. Вычисляем массу удобрения, воспользовавшись формулой для массовой доли растворенного вещества:

2. Находим массу воды:

Ответ: 

Задача №46

К 200 г водного раствора сахара с массовой долей растворенного вещества 10% добавили 50 г воды. Вычислите массовую долю сахара в растворе, который получился. 

Дано:

Решение

Условие задачи проиллюстрируем рисунком:

1. Вычисляем массу сахара в 200 г раствора:

2. Находим массу полученного раствора:

3. Рассчитываем массовую долю сахара в полученном растворе по соответствующей формуле:

Ответ: 

Задача №47

Какой объем воды нужно добавить к 45 г уксусной эссенции (раствор с массовой долей уксусной кислоты 80%), чтобы приготовить 9% раствор уксусной кислоты (так называемый столовый уксус)?

Дано:

Решение

1. Рассчитываем массу уксусной кислоты в 45 г уксусной эссенции:

2. Вычисляем массу 9%-го раствора, в котором будет содержаться 36 г кислоты:

в 100 г раствора содержится 9 г кислоты,

в х г раствора - 36 г кислоты;

3. Рассчитываем массу воды, которую нужно добавить к уксусной эссенции:

4. Находим объем воды:

Ответ:

Выводы:

• Количественный состав раствора характеризуют массовой долей растворенного вещества.
• Массовая доля растворенного вещества является отношением массы вещества к массе раствора. Значение массовой доли, выраженное в процентах, численно равно массе растворенного вещества (в граммах), которое содержится в 100 г раствора. 

Реакции воды с оксидами. Основания, кислоты

Вода проявляет достаточную химическую активность. Она взаимодействует со многими веществами - и простыми, и сложными, среди которых есть и оксиды.

Реакции воды с оксидами металлических элементов

При некоторых работах на стройке, приусадебном участке замешивают негашеную известь (оксид кальция ) с водой. При этом происходит химическая реакция и образуется гашеная известь (рис. 87). Соответствующее химическое уравнение: 

Рис. 87. Гашение извести.

Химическое название продукта реакции - гидроксид кальция. Слово "гидроксид" является сокращением словосочетания "гидрат оксида".

Гидроксиды - соединения металлических элементов с общей формулой .

Буква М в приведенной формуле заменяет символ металлического элемента. 

Вода взаимодействует также с оксидами Натрия, Бария, нескольких других металлических элементов первой и второй групп периодической системы с образованием соответствующих гидроксидов.

В химических названиях этих соединений, как и в названиях оксидов, склоняется только второе слово: гидроксида натрия, гидроксидом бария.

Реакция воды с оксидом является реакцией соединения. 

Составим уравнение такой реакции при участии оксида натрия . Чтобы вывести формулу ее продукта - гидроксида натрия, "собираем" все атомы, присутствующие в формулах реагентов, и записываем их в одну формулу, причем сначала - атомы металлического элемента (Натрия), а потом - Кислорода и Водорода:

Полученную формулу упрощаем, уменьшив индексы в два раза, а двойку записываем как коэффициент.

При составлении уравнения реакции воды с оксидом бария  обнаружим, что одинаковые индексы в формуле гидроксида будут только возле атомов Кислорода и Водорода. Эти атомы поместим в скобки, за которыми запишем общий индекс: 

Формулы гидроксидов можно вывести и без записи химических уравнений. Для этого используют значение валентности металлического элемента и группы атомов ОН, или гидроксильной группы. Вы знаете, что Натрий - одновалентный элемент. Гидроксильная группа является составляющей молекулы воды, в которой она соединена с одним атомов Водорода: . Итак, эта группа атомов тоже одновалентная. (Валентность - свойство не только атомов, но и групп соединенных атомов.) Отсюда формула гидроксида натрия .

Гидроксиды Натрия, Кальция, Бария, многих других металлических элементов объединяют в большую группу соединений, общее название которых - основания.

Большинство оснований не растворяется в воде, а соответствующие оксиды с водой не взаимодействуют. Нерастворимые основания получают, совершая другие реакции.

Для малорастворимых и растворимых в воде оснований используют общее название - щелочи. Среди этих соединений наибольшее практическое значение получили гидроксиды Натрия, Калия и Кальция.

Реакции воды с оксидами неметаллических элементов

Известно, что углекислый газ способен растворяться в воде. В растворенном состоянии он содержится в минеральной воде, газированных напитках. Незначительная часть углекислого газа вступает в химическую реакцию с водой:

Соединение, которое при этом образуется, придает жидкости кисловатый вкус. Её химическое название - угольная кислота; она происходит от названия "кислотообразующего" элемента Углерода.

Вода реагирует почти со всеми оксидами неметаллических элементов. Продуктами этих реакций являются кислоты.

Формулу продукта реакции воды с оксидом неметаллического элемента можно сложить, "собрав" вместе все атомы, присутствующие в формулах реагентов. Первыми в формуле кислоты записывают атомы Водорода, а последними - атомы Кислорода:

Взаимодействие воды с оксидом фосфора (V) происходит с выделением значительного количества теплоты (рис. 88) и зависит от условий:

Итак, оксиду соответствуют две кислоты - и . 

Рис. 88 Реакция воды с оксидом фосфора (V) .

Установить, какой оксид отвечает определенной кислоте, достаточно просто. Если молекула кислоты содержит два атома Водорода, из нее "извлекаем" молекулу воды: 

В случае наличии в молекуле кислоты одного или трёх атомов Водорода исходим из двух молекул соединения:

Выводы:

• Вода вступает в реакции соединения с некоторыми оксидами металлических элементов и почти всеми оксидами неметаллических элементов. 
• При реакции воды с оксидами металлических элементов образуются растворимые или малорастворимые основания; их называют щелочами.
• Соединения металлических элементов с общей формулой  называют гидроксидами.
• Продуктами реакций воды с оксидами неметаллических элементов являются кислоты.

Важнейшие химические понятия. Простые и сложные вещества. Реакции разложения и соединения

Вам известно, что химия - это наука о веществах, их составе, строении, свойствах и преобразованиях, которые происходят с ними. Вы также ознакомились с понятиями, которые являются неотъемлемыми составляющими этой науки. 

Вспомните из курса химии определение понятия «вещество».

Становление  химии как науки происходило на основании изучения состава веществ, другими словами, ученые пытались установить , с каких мельчайших частичек  состоит каждая из них. 

Вспомните, из каких частиц состоят вещества.

Из курса химии вам известно, что составляющими частицами вещества являются молекулы, атомы, ионы. Понятия «молекула» и «атом» вам уже известны. С понятием «ион» вы ознакомитесь, изучая тему «Химическая связь и строение вещества».

Вспомните и сформулируйте самостоятельно определения понятий «молекула», «атом».

В зависимости от того, какие частички входят в состав вещества  молекулы, атомы или ионы), ученые определили их на молекулярные и немолекулярные. Вы, наверное, помните, что вещества, которые состоят из молекул, принадлежат к молекулярным, а те, в основе состава которых есть атомы и ионы, - к немолекулярным. 

Простые и сложные  вещества

Объясните приведенную ниже схему классификации веществ (рис 1). Сформулируйте определение простых и сложных веществ.

Приведите примеры известных вам веществ: а) простых; б) сложных; в) металлов; г) неметаллов.

Как вам уже известно, веществам присущи определенные свойства, которые проявляются через признаки. По ним можно установить, чем вещества отличаются одно от другого или чем подобны.

Вспомните и назовите известные известные вам свойства веществ. Рассмотрите и объясните схему (рис. 2). 

Приведите примеры известных вам физических и химических свойств, веществ.

Преобразование веществ. Реакции разложения, соединения

Во время химических реакций (преобразований), как уже отмечалось, происходить разрушение одних веществ и образования других. В зависимости от того, каким образом перегруппировываются атомы и какие продукты реакций образовываются, различают разные типы химических реакций. Два из них вам уже известны(рис. 3). 

Вспомните из курса химии такие реакции:

а) добывание кислорода из пероксида водорода; б) взаимодействия кислорода с простыми и сложными веществами. 

Эта известная вам реакция добывания кислорода из пероксида водорода характерна тем, что во время нагревания вещества с участием катализатора  оксида марганца (ІV) образуются два вещества: вода и кислород.

Напишите самостоятельно уравнение реакции получения кислорода в лаборатории. Назовите, к какому типу она принадлежит. 

Изучая химически свойства кислорода, вы ознакомились с реакциями взаимодействия кислорода с простыми и сложными веществами, узнали о взаимодействии воды с оксидами. В частности, вы уже знаете, что во время взаимодействия кислорода с водородом, углеродом, серой, магнием, железом, медью образовывались сложные вещества - оксиды. В их состав входили два элемента, один из которых - кислород.

Напишите самостоятельно уравнение реакции взаимодействия кислорода с простыми веществами: металлами и неметаллами. Назовите, к какому типу они принадлежат,  и какими явлениями (признаками) сопровождаются.

Кроме взаимодействия с простыми веществами, кислород реагирует со сложными: метаном (СН₄ ), сульфидом водорода(H₂S). В организме человека происходит окисление глюкозы (С₆ Н₁₂ О₆). Результатом таких реакций являются оксиды элементов,  которые входят в состав сложных веществ. Напишите самостоятельно уравнение реакций из сложными веществами, упомянутыми выше. Чем отличаются реакции горения и медленного окисления?

Суммируем повторенное:

• Вещество — это то, из чего состоят физические тела.
• Вещества имеют способность проявлять физические и химические свойства. Во время химических реакций происходят изменения из структурными частичками веществ, вызывая их преобразование.
• Вещества делятся на простые и сложные по составу, неорганические и органические - по происхождению. Простые вещества образованы химическими элементами одного вида, сложные - двумя или более химическими элементами. К простым веществам принадлежат металлы и неметаллы, к сложным - известные вам оксиды, основания, кислоты.
• Химические реакции - это превращение, во время которых происходит разрушение одних веществ и образование других.
• Реакции разложения - превращение, во время которых с одного вещества образуются два или несколько простых или же сложных веществ.
• Реакции соединения - это превращение, во время которых из двух или более выходных веществ образуется одно сложное. 
• Химические реакции сопровождаются внешними изменениями: изменение окраски; выпадение осадка или его растворение; выделение газа; излучения света; выделение  или поглощение тепла. 
• Реакции горения - это реакции которые, происходят с выделением тепла и света.

Относительная молекулярная масса, ее исчисления по химической формуле. Массовая доля элемента в сложных веществах

Из курса химии вам известно, что атомы элементов имеют определенную массу. Поскольку молекулы и другие структурные частицы веществ состоят из атомов, то им свойственна количественная характеристика. Однако массы атомов, как и массы других структурных частиц веществ, малые, поэтому пользоваться ими во время вычислений практически очень трудно. Поэтому ученые предложили использовать не абсолютные, а относительные атомные и молекулярные массы. Обозначаются они соответственно так: А_r и М_r.

Вспомните, в чем разница между этими понятиями.

Относительная молекулярная масса - это число, которое показывает,
во сколько раз масса определенной молекулы больше чем  массы атома Углерода.

Вычисляют ее по сумме относительных атомных масс элементов, из которых состоит молекула. Рассмотрим пример.

Пример № 1

Вычислите относительную молекулярную массу угольной кислоты.
М_r (Н₂CO₃) = 2A_r(H) + A_r(C) + 3A_r(O) = 2 · 1 + 12 + 3 · 16 = 2 + 12 + 48 = 62.

Для веществ немолекулярного строения (ионного, атомного) используют термин «относительная формульная масса», что означает отношение массы формульной единицы к массе атома Углерода.

Обозначают, как и относительную молекулярную массу, - М_r, вычисляют аналогично. Рассмотрим пример.

Пример № 2

Рассчитайте относительную формульную массу ортофосфата калия К₃РО₄.

М_r (К₃РО₄) = 3A_r(К) + A_r(Р) + 4A_r(O) = 3 · 39 + 31 + 4 · 16 = 212.
 

Вычисление массовой доли элемента в составе вещества

Массовые доли элементов в составе вещества вычисляют по химической формуле. Как вам известно, массовая доля элемента - это отношение массы элемента к массе соединения. Выражается формулой:.

где w (E) - массовая доля; n - число атомов элемента; A_r - относительная атомная масса; М_r - относительная молекулярная (формульная) масса. Если же необходимо вычислить массовую долю в процентах - полученный результат нужно умножить на 100%. Вспомнить, как вычисляют массовую долю элемента, вам поможет задача.

Задача. Вычислите массовую долю Углерода в оксиде углерода (IV) . Сначала делаем короткую запись условия задачи (слева), в котором указываем, что известно и что нужно вычислить.

Известно:

СО₂

w(С) — ?

Решение

1. Вычисляем относительную молекулярную массу соединения:

2. Вычисляем массовую долю углерода по формуле:

Ответ: w (С) = 27,27%.

Суммируем повторенное:

• Относительная молекулярная масса - это число, которое показывает, во сколько раз масса определенной молекулы больше, чем  массы атома Углерода. Исчисляется по сумме относительных атомных масс элементов, которые входят в состав соединения. Применяется при исчислении относительных молекулярных масс веществ с молекулярным строением.
• Относительная формульная масса - отношение массы формульной единицы к  массе атома Углерода. Обозначается и вычисляется как относительная молекулярная масса. Применяется для соединений с немолекулярным строением (атомных и ионных).
• Массовая доля элемента - это отношение массы элемента к массе соединения, выражается формулой:.

Массовая доля растворенного вещества в растворе

Раствор и его компоненты: Вам известно, что вода является растворителем многих веществ. Доказано, что в ней растворяются твердые, жидкие и газообразные вещества. Так, готовя блюда (а все они содержат воду), вы подсаливаете их, чтобы улучшить вкусовые свойства пищи.

Поваренная соль (хлорид натрия) растворяется в воде. Изготовление физиологического раствора в медицине тоже связано с растворением хлорида натрия в воде. Для снижения концентрации уксусной кислоты к ней добавляют воду. Оксиды углерода (IV) и серы (IV) , частично растворяясь в воде, образуют слабую Н₂СО₃ и неустойчивую Н₂SО₃ кислоты.

Во всех приведенных примерах вода является растворителем, а хлорид натрия , уксусная кислота, оксиды углерода (IV) и серы (IV)  - это растворенные вещества. Растворитель и растворенное вещество образуют раствор.
Если же взять растворитель и растворенное вещество в определенных массовых количествах, то сумма масс образует массу раствора, что можно записать с помощью формулы:

• m (раствора) = m (растворителя) + m (растворенного вещества).

Например: если в воде массой 100 г растворить сахар массой 15 г, то образованный раствор будет иметь массу 115 г.

На основе прочитанного сформулируйте самостоятельно определение понятия «раствор».

Массовая доля растворенного вещества в растворе

Растворы имеют большое практическое значение в жизни человека и в природе. Они являются составляющими нашей пищи. Питательные вещества, необходимые для роста и развития растений, поступают в их организмы тоже в виде растворов. Многие лекарственные препараты представляют собой растворы физиологически действующих веществ. Можно приводить и другие примеры. Во многих случаях на различных производствах есть необходимость использовать растворы с соответствующим количеством растворенного вещества. Поэтому важно уметь определять содержание растворенного вещества в растворе. В химии его определяют массовыми долями и другими способами.

Массовая доля растворенного вещества W (читается - «дубль-ве») - это отношение массы этого вещества к массе раствора, что выражается математическим выражением: 

Например: если массовая доля вещества в растворе составляет 0,25 или 25%, это означает, что в растворе массой 100 г содержится растворенное вещество массой 25 г.

Объясните, что означают выражения:

• а) массовая доля поваренной соли в растворе составляет 0,2;
• б) массовая доля уксусной кислоты в уксусе составляет 9%.

Вычисление массовой доли растворенного вещества в растворе

Приведем пример вычисления массовой доли вещества в растворе, пользуясь представленным выше математическим выражением.

Задача №48

Вычислите массовую долю лимонной кислоты в растворе, если в воде массой 120 г растворили кислоту массой 5 ​​г.

Известно:

Решение

1. Найдем массу раствора:
m (раствора) = 120 г + 5 г = 125 г.

2. Вычислим массовую долю вещества в растворе:

Ответ: W (кислоты) = 4%.

Вычисление массы растворенного вещества в растворе

Массу растворенного вещества в растворе вычисляют по формуле, производной от формулы, по которой вычисляли массовую долю: 

Приведем пример.

Задача №49

Рассчитайте массу хлорида натрия (поваренной соли) в растворе массой 180 г, если массовая доля соли составляет 22%. 

Известно:

m (раствора NaCl) = 180 г

W (NaCl) - 22%

m(NaCl) — ?

Решение

1. Найдем массу растворенного вещества m (NaCl) по формуле: 

2. Подставляем значения в формулу:

Ответ: m (NaCl) = 39,6%.

Сложные задачи могут совмещать вычисления и массы вещества, и массовой доли.

Рассмотрим пример.

Задача №50

К раствору гидроксида калия массой 230 г с массовой долей 0,2 долили воду объемом 70 мл. Вычислите массовую долю вещества в новом растворе.

Известно:

m(раствора КОН) = 230 г

W(КОН) — 0,2

V(Н2О) = 70 мл

W(КОН) — ?

Решение

1. Найдем массу растворенного вещества m (КОН) по формуле:
m (вещества) = m (раствора) · W.

2. Подставляем значения в формулу:
m(КОН) = 230 г · 0,2 = 46 г.

3. Находим массу нового раствора:
m₁ = 230 г + 70 г = 300 г.

Поскольку плотность воды составляет 1 г/мл, то объем 70 мл соответствует массе 70 г.

4. Находим массовую долю гидроксида калия в новом растворе:

Ответ: W (КОН) = 15,3%.

Суммируем повторенное:

• Раствор - это однородная смесь, состоящая из растворителя и растворенного вещества. Вода является растворителем многих веществ.
• Массовая доля растворенного вещества W (читается - «дубль-ве») - это отношение массы этого вещества к массе раствора, выражается формулой: 

Выражается в долях от единицы или в процентах.

• Масса вещества вычисляется по формуле:и выражается в граммах (г), килограммах (кг), тоннах (т).

Периодический закон и периодическая система химических элементов

Вы частично ознакомились с устройством периодической системы химических элементов. Вам известно, что любая наука начинается с уборки и накопления научных фактов, а имея достаточно этих данных, осуществляет их классификацию. Открытие все большего количества химических элементов, изучение их простых и сложных веществ поставило ученых-химиков перед фактом, что существующая классификация элементов на металлические и неметаллические, а простых веществ - на металлы и неметаллы (А.-Л. Лавуазье) является слишком обобщенной и неточной.

В поисках факторов, которые можно взять за основу классификации, немецкий ученый И. Деберейнер, работая над исследованием свойств Брома, обнаружил в 1829, что этот элемент занимает промежуточное место между Хлором и Йодом. Он установил постепенное изменение их атомной массы. Впоследствии исследователь выделил еще несколько подобных троек элементов, которые назвал «триадами». Это: Li, Na, K; Са, Sr, Ba; P, As, Sb; S, Se, Te; Fe, Co, Ni. Первой была «Триада» Cl, Br, I. Выяснилось, что атомная масса среднего элемента, входящего в состав каждой из «триад», примерно равна среднему арифметическому атомных масс двух крайних элементов. Однако ученому не удалось охватить все элементы «триадами», поэтому другие известные в то время элементы оставались вне их.

Английский ученый-химик Дж. Ньюлендс расположил элементы по возрастанию их атомных масс в один ряд. Анализируя их свойства и свойства образуемых ими простых веществ, он обратил внимание на то, что каждый восьмой элемент и его простая вещество проявляют сходство в избранное первого, то есть существует некоторая закономерность. Ученый назвал ее «законом октав» (По аналогии с октавами в музыке, содержащих восемь нот). Однако никаких обоснований обнаруженной им закономерности этот исследователь не дал.

Французский геолог А. Э. де Шанкуртуа (1820-1886) создал так называемую «винтовую» модель классификации элементов, взяв за основу, опять же, атомные массы. Он обнаружил, что подобные элементы попадают в вертикальные столбцы.

Немецкий химик Ю. Л. Мейер (1830-1895) больше приблизился к естественной классификации элементов. Он построил график зависимости свойств элементов от величины атомных масс, который выглядели как волны. Каждая волна поднимается острым пиком в местах расположения щелочных металлических элементов, а затем происходит спуск. Каждый спуск и подъем соответствует периоду в современной периодической системе. Второй и третий периоды включали по семь элементов и практически соответствовали «октавам» Дж. Ньюлендса.

Но Ю. Л. Мейер обнаружил, что это свойственно только указанным периодам, а дальше «закон октав» уже не мог действовать, поскольку следующие периоды помещали большее количество элементов.

В 1864 исследователь предложил таблицу классификации элементов по возрастанию атомных масс, ограничившись 28 элементами, чтобы подчеркнуть закономерность, заложенную в «Триадах». Через шесть лет Ю. Л. Мейер подал новую таблицу, состоящую из 9 столбцов, в которых подобные элементы располагались горизонтально. В некоторых клетках элементы отсутствовали. Эта таблица была наиболее приближена к естественной классификации химических элементов.

А 1865 ученые пришли к выводу о том, что за основу классификации надо взять относительные атомные массы как единую устойчивую характеристику атома.

Через 4 года после уже описанных работ российский ученый Д. И. Менделеев, обнаружив периодичность изменений элементов, сумел объяснить зависимость между величиной атомной массы элемента и свойствами простых и сложных веществ, образованных этим элементом.

Эта закономерность легла в основу открытия периодического закона и построения таблицы классификации химических элементов. В 1871 г. в качестве обобщения выявленных закономерностей ученым был сформулирован периодический закон.

Щелочные элементы и их простые вещества

В таблице классификации химических элементов каждый ряд начинается щелочным металлическим элементом.

Подумайте и выскажите свое предположение, почему именно так назвали эти элементы.

Какие из элементов относятся к щелочным? Семья щелочных металлов представлена ​​шестью элементами, в частности: Литием Li, Натрием Na, Калием K, Рубидием Rb, Цезием Cs, Францием Fr. Последний из них, добытый искусственно, является радиоактивным. Из-за высокой химической активности эти металлы не существуют в свободном состоянии.

Определите расположение этих металлов в периодической системе.

Как видно из таблицы, они образуют целую подгруппу в первом вертикальном ряду элементов. Это означает, что щелочные элементы характеризуются сходством как физических, так и химических свойств, в соединениях всегда одновалентные. Все простые вещества, образованные этими элементами, являются типичными металлами.

Вспомните, какие физические свойства характерны для металлов.

Итак, для щелочных металлов характерно металлический блеск, высокая пластичность, низкие температуры плавления и кипения, которые с ростом их порядковых номеров и относительной атомной массы снижаются. Щелочные металлы относятся к легким, поскольку их плотность составляет от 0,53 до 2,3 г/см³. Отсюда можно сделать вывод о том, что с увеличением относительных атомных масс щелочных элементов меняются физические свойства их простых веществ (Табл. 1). Несмотря на то, что щелочные металлы являются химически активными веществами, они легко окисляются кислородом воздуха. Общая формула образованных ими оксидов - R₂О, где R - соответствующий металл. Таблица 1

 

Изменение свойств щелочных металлов, их оксидов и гидроксидов

Напишите формулы оксидов щелочных элементов и выясните, к какой из групп (основная или кислотная) они принадлежат.

Важно отметить, что оксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой, в результате чего образуются гидроксиды - основания, растворимые в воде. Общая формула гидроксидов, образованных щелочными металлическими элементами - ROH, где R - ион металлического элемента.

Вспомните взаимодействие основных оксидов с водой. Напишите уравнения реакций  оксидов натрия и калия с водой.

Гидроксиды щелочных металлов хорошо растворимы в воде и меняют окраску фенолфталеина на малиновую. Какой характер проявляют гидроксиды щелочных металлов? Откуда, по-вашему, происходит название «щелочи»?
Li₂O, Na₂O, K₂O, Rb₂O, Cs₂O, Fr₂O - это основные оксиды.
LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH - типичные основания.

Наблюдаются определенные закономерные изменения в химических свойствах соединений щелочных металлов. В частности, с ростом относительных атомных масс элементов усиливается способность оксидов и гидроксидов легче загораться на воздухе, растет растворимость в воде (Табл. 1, с. 20).

Галогены и их простые вещества

Вторая семья химических элементов - галогены, в противовес щелочным, состоит из типичных неметаллических элементов. В нее входят Фтор F, хлор Cl, Бром Br, Йод I, Астат At (радиоактивный). Название семьи происходит от греческих слов «галос» - соль и «генос» - происхождение, что значит «те, что рождают соль». Молекулы простых веществ галогенов состоят из двух атомов.

Напишите ряд простых веществ, образованных галогенами, и дайте им названия.

С ростом порядковых номеров возрастает относительная молекулярная масса простых веществ. Соответственно меняются их физические свойства: повышаются температуры плавления и кипения, увеличивается плотность. Меняется и агрегатное состояние: фтор F₂ и хлор Cl₂ - это газы желтого и желто-зеленого цвета соответственно, бром Br₂  - жидкость красно-бурого цвета, а йод I₂ - твердое, темно-серого цвета с металлическим блеском вещество. Галогены, кроме цвета, характеризуются и наличием резкого запаха. Вдыхание паров галогенов приводит к отравлению. Например, от хлора, который в Первую мировую войну использовали как химическое оружие, пострадало большое количество людей.

Вспомните физические свойства, характерные для неметаллов. Сравните их со свойствами галогенов.

Галогены, как и щелочные металлы, проявляют высокую химическую активность, поэтому легко реагируют со многими простыми веществами. Оксиды, в которых они проявляют высшую валентность (за исключением Фтора и Брома), можно представить общей формуле R₂О₇ , Где R - соответствующий неметаллический элемент. 

Простые вещества галогены во время реакций с водородом при определенных условиях образуют летучие соединения состава HF, HCl, HBr, HI. Водород сгорает в хлоре голубым пламенем, в результате чего образуется хлороводород (рис. 4) - газ, хорошо растворимый в воде. растворение этого газа в воде сопровождается образованием фонтана (рис. 5).
Все водород галогениды - хорошо растворимые в воде газы. Их водные растворы изменяют окраску лакмуса и метилоранжа на красный и розовый цвета соответственно, что свидетельствует о наличии кислой среды. Другими словами - в растворах водород галогениды являются кислотами.

Напишите уравнения взаимодействия галогенов с натрием и водородом. Укажите тип химических реакций.

Важно знать, что химическая активность галогенов неодинакова. С ростом относительных атомных масс элементов она
ослабляется от Фтора к Йоду, соответственно ослабляется скорость образования соединений галогенов с водородом.

Решение задач на тему: Галогены

Задача №51

Зеленоватый газ имеет плотность 3,485 г/л при давлении 1,2 атм и температуре 25 °С. Установите формулу газа.

Решение. Необходимо использовать уравнение Клапейрона—Менделеева (см. гл. 4), записав его в виде , где М — молярная масса, р — плотность газа.

Отсюда — это хлор ().

Ответ. .

Задача №52

С помощью каких реакций раствор иодида калия можно отличить от раствора хлорида натрия?

Решение. 1) Можно воспользоваться окислительно-восстановительными свойствами галогенид-ионов: иодид калия -сильный восстановитель и окисляется до йода под действием хлора:

Признак реакции - окрашивание раствора в темный цвет за счет йода. Хлорид натрия с хлором не реагирует.

2) Качественная реакция на галогенид-ионы - выпадение осадков при действии раствора нитрата серебра:

AgCl - белый осадок, Agl - ярко-желтый.

Задача №53

Напишите уравнения реакций, которые могут происходить при действии концентрированной серной кислоты на все твердые галогениды калия. Возможны ли эти реакции в водном растворе?

Решение. При действии концентрированной серной кислоты на фторид и хлорид калия при нагревании выделяются соответственно фтороводород и хлороводород:

Это — лабораторный способ получения данных галогено-водородов.

Бромоводород и иодоводород — сильные восстановители и легко окисляются серной кислотой до свободных галогенов, при этом НВr восстанавливает серную кислоту до , a HI (как более сильный восстановитель) — до :

В водном растворе серная кислота уже не является сильным окислителем. Кроме того, все галогеноводородные кислоты — сильные (за исключением плавиковой кислоты), и серная кислота не может вытеснять их из солей. В водном растворе возможна единственная обменная реакция:

Признак реакции — образование малодиссоциирующего вещества (слабой плавиковой кислоты).

Задача №54

Составьте уравнения следующих реакций:

Решение. 1) —сильный окислитель, восстанавливается до — восстановитель, окисляется в до :

2) — окислитель, восстанавливается до — восстановитель, окисляется до :

3)Как и все галогены (кроме фтора), йод в щелочной среде диспропорционирует:

4)    Бромид-ион — сильный восстановитель и окисляется бромат-ионом в кислой среде до брома:

Задача №55

После нагревания 22,12 г перманганата калия образовалось 21,16 г твердой смеси. Какой максимальный объем хлора (н. у.) можно получить при действии на образовавшуюся смесь 36,5%-ной соляной кислоты (плотность 1,18 г/мл)? Какой объем кислоты при этом расходуется?

Решение. При нагревании перманганат калия разлагается:

Масса смеси уменьшается за счет выделившегося кислорода: = m/М = (22,12 - 21,16)/32 = 0,03 моль. В результате реакции также образовались 0,03 моль , 0,03 моль и израсходовано 0,06 моль . Перманганат калия разложился не весь. После реакции он остался в смеси в количестве - 22,12/158 - 0,06 = 0,08 моль.

Все три вещества, находящиеся в конечной смеси (, ), — сильные окислители и при нагревании окисляют соляную кислоту до хлора:

Общее количество хлора, который выделился в этих трех реакциях, равно = 0,08 5/2 + 0,03 2 + 0,03 = 0,29 моль, а объем составляет = 0,29 22,4 = 6,50 л.

Количество израсходованного хлороводорода равно:

Ответ.

Задача №56

К подкисленному раствору, содержащему 0,543 г некоторой соли, в состав которой входят натрий, хлор и кислород, добавили раствор иодида калия до прекращения выделения йода. Масса образовавшегося йода равна 3,05 г. Установите формулу соли. На сколько процентов уменьшится масса твердого вещества при полном термическом разложении исходной соли?

Решение. Общая формула неизвестной соли , где х = 14. Уравнение окисления иодида калия имеет общий вид:

Количество вещества = m/M = 3,05/254 = = 0,012 моль, = 0,012/x моль. С другой стороны,

= m/M = 0,543/(23 + 35,5 + 16x) моль. Из уравнения

находим х = 2. Искомая соль — хлорит натрия

Все кислородсодержащие соли хлора при сильном нагревании разлагаются на хлорид и кислород:

Из 1 моль (90,5 г) образуется 1 моль NaCl (58,5 г). Потеря массы составляет 32 г, или 32/90,5 • 100% = 35,4%.

Ответ. Потеря массы 35,4%.

Инертные элементы

В VІІІ группе периодической системы находятся инертные элементы. Это Гелий Не, Неон Ne, Аргон Ar, Криптон Kr, Ксенон Хе. Они образуют главную подгруппу (А) этой группы. Характерной особенностью этих элементов является то, что их атомы не сообщающихся между собой и не образуют соединений ни с Водородом, ни с металлическими элементами. Символы химических элементов и формулы их молекул - идентичны. Простые вещества этих элементов известны под названием «благородные газы». При пропускании через них электрического тока они  светятся разными цветами. Это свойство применяется в рекламной отрасли.

Вывод:

• С накоплением фактов о химических элементах появилась необходимость их классификации. Предшественниками Д. И. Менделеева были немецкий ученый И. Деберейнер, английский ученый-химик Дж. Ньюлэндс, французский геолог А. Э. де Шанкуртуа и немецкий химик Ю. Л. Мейер, которые обнаружили, что за основной признак классификации необходимо взять единственную постоянную характеристику атома - относительную атомную массу.
• Исследовав сходство отдельных химических элементов, их простых и сложных веществ, ученые выделили несколько семей подобных элементов, в частности: щелочные и инертные элементы, галогены.
• Основные элементы - естественная семья элементов, образующих сходные между собой по свойствам простые и сложные вещества.
• Щелочные элементы - типичные металлы, их оксиды R₂O проявляют основные свойства, а соединения оксидов с водой - гидроксиды ROH хорошо растворимые в воде и являются щелочами.
• Химическая активность щелочных металлов усиливается с ростом относительной атомной массы элементов.
• Галогены - естественная семья активных неметаллических элементов, образующие простые вещества типичных неметаллов, молекулы которых двухатомные. С ростом относительной атомной массы элементов химическая активность ослабевает. Галогены реагируют с водородом и другими простыми веществами.
• Инертные элементы - естественная семья элементов, проявляющих стойкую инертность к другим веществам. Образуемые ими простые вещества одноатомные, находятся в газообразном состоянии. В пропускании через них электрического тока светятся разными цветами.

Периодический закон Д. И. Менделеева

Вам известно, что периодической системой химических элементов можно пользоваться как справочной таблицей для определения названия элемента и его простого вещества, относительных атомных масс элементов. Однако вы еще не знакомы с основными закономерностями, наблюдаемыми в периодах и группах, а также с тем, почему свойства элементов и их соединений изменяются в зависимости от величины атомных масс элементов.

Во время открытия периодического закона было известно 63 химических элемента. Многие из них находилось в уже известных классификациях. Д. И. Менделеев сделал вывод о том, что между всеми элементами существует взаимосвязь. Чтобы доказать это, за основу классификации он выбрал относительную атомную массу как  единую, устойчивую к тому время, характеристику атома.

Ученый сделал карточки, в которых обозначались символы элементов, относительные атомные массы, физические свойства простых веществ, высшие оксиды и гидраты оксидов соответствующих элементов. Эти
карточки Д. И. Менделеев расположил в ряд по возрастанию их относительных атомных масс. Анализируя все сведения, он обратил внимание на повторяемость свойств через определенное число элементов.

Чтобы лучше понять открытый Д. И. Менделеевым периодический закон, проследим путь от его открытия к созданию таблицы классификации химических элементов, получившая название периодическая система.

Изменение свойств элементов и их соединений показано в таблице 2 (с. 26). Проанализировав представленные в ней сведения, вы поймете ход мыслей Д. И. Менделеева. Как видим, через определенное количество элементов свойства их периодически повторяются. Аналогично наблюдается изменение свойств соединений: высших оксидов, гидратов оксидов, летучих соединений с водородом. От Лития к Азоту растет валентность элементов по кислороду от 1 до 4, а от Натрия до Хлора - от 1 до 7. Так же происходит изменение валентности элементов в гидратах оксидов. В соединениях неметаллических элементов с водородом (летучих соединениях) валентность атомов элементов находится от 4 до 1.

Д. И. Менделеев пронумеровал составленный ряд элементов, вследствие чего каждый из них получил свой порядковый номер. Далее ученый выделил ряды, начинающиеся щелочным металлическим элементом и заканчивающиеся галогеном (инертные элементы в настоящее время еще не были открыты), и увидел, что через некоторый промежуток их свойства периодически повторяются. Эти ряды были названы периодами. Разместив их друг под другом, ученый составил таблицу, которая получила название периодическая система химических элементов.

Исследуя и в дальнейшем свойства элементов и образованных ими соединений, а также доказав существование естественных групп, Дмитрий Менделеев выявленную закономерность сформулировал как периодический закон.
В трактовке Д. И. Менделеева, которое он сформулировал 18 февраля 1869, закон звучал так: 

Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, находятся в периодической зависимости от величины их атомных весов.

Однако выявленная закономерность наблюдалась не у всех периодов. Возникали определенные нарушения со значением относительных атомных масс, которые требовали уточнений. Кроме этого, в таблице появлялись свободные ячейки. Это свидетельствовало о том, что ученый предсказал существование еще неизвестных в то время элементов. для некоторых из них Дмитрий Менделеев определил возможные значения относительных атомных масс, состав и свойства простых и сложных соединений, указал место в периодической системе.

Дальнейшие научные открытия доказали универсальность классификации на основе периодического закона. Впоследствии были открыты Галлий Ga (№31), предполагаемый Д. И. Менделеевым, Скандий Sc (№21),
Германий Ge (№ 32). Открытие этих элементов послужило признанию периодического закона, а периодическую систему стали считать действительно естественной классификации химических элементов.

Позже в определении периодического закона термин «вес» заменено на «масса» из-за того, что вес зависит от того, в каком месте производится взвешивание. Масса же является неизменной характеристикой атома. Поэтому в новой трактовке закон читается так:

Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, находятся в периодической зависимости от величины их атомных масс.

Итак, созданная Д. И. Менделеевым периодическая система является графическим отображением периодического закона. Дальнейшие научные исследования по строению атома не отрицали открытия периодического закона, а, как и предполагал ученый, дали ему новую жизнь - «Надстройку и развитие». 

Вывод:

• Периодический закон открыт Д. И. Менделеевым на основе естественной классификации химических элементов и их соединений.
• Признаком классификации выбрана относительная атомная масса - единственная постоянная характеристика элементов.
• Расположение элементов в порядке возрастания их относительных атомных масс способствовало выявлению периодичности повторения свойств элементов и соединений, образуемых ими. Это позволило сформулировать периодический закон.
• Периодический закон является универсальным законом природы. Благодаря этому закону создана основа для дальнейших научных открытий не только в химии, но и в других естественных науках. Доказано существование в природе новых, неизвестных в то время, химических элементов и искусственно добытых радиоактивных. Его дальнейшее развитие обеспечивает понимание взаимосвязей между элементами и их соединениями, способствует открытию и применению новых соединений и материалов на их основе.

Структура периодической системы химических элементов

Периодический закон нашел свое отражение в многочисленных вариантах периодической системы (см. короткий и длинный варианты на форзацах). Чтобы лучше понять, почему таблицу назвали периодической системой, выясним, что же такое система. Понятие «система» означает целостность, составленная из частей, однако эти части взаимосвязаны определенными зависимостями. Поэтому основная наша задача - найти те зависимости между элементами и их соединениями, которые сделают утверждение,  что сведения о них действительно системными.

Расположенные в ряд химические элементы в порядке возрастания относительных атомных масс Дмитрий Менделеев пронумеровал и, как уже известно, назвал порядковым номером. После этого он разделил образованный ряд на короткие ряды, в которых наблюдалось изменение свойств от типичных металлических (щелочных) к типичным неметаллическим (галогенам) элементам. Эти ряды были названы периодами. После открытия благородных газов их расположили за галогенами, поэтому в современной периодической системе они завершают каждый период. 

Периоды - это горизонтальные ряды элементов, расположенные в порядке возрастания их атомных масс, начинающиеся щелочным металлическим и заканчивающиеся инертным элементом.

Периоды вмещают 2, 8, 18 или 32 элемента. В зависимости от количества элементов их разделяют на малые и большие (см. Форзацы). Периодическая система содержит 7 периодов, образующих десять рядов. Седьмой период до недавнего времени был незавершенный и содержал 26 элементов. 

Периоды, в которых элементы расположены в один ряд, называют малыми. Большие периоды состоят из двух рядов (рис. 6).

 

Назовите, пользуясь периодической системой, малые и большие периоды.

Расположены друг под другом периоды образуют таблицу, в которой четко выделяются вертикальные столбцы - группы. В них попадают элементы, сходные по свойствам (табл. 2, с. 26). 

Группы - это вертикальные столбцы химических элементов, сходных по свойствам.

Назовите самостоятельно три известные вам природные семьи элементов.

В периодической системе (короткий вариант) есть восемь групп. все они пронумерованы римскими цифрами от I до VIII. каждая из групп делится на две подгруппы: главную (А) и побочную (Б).
Схематично это можно представить следующим образом (рис. 7). 

Из представленной выше схемы видно, что элементы II группы (рис. 7 а, ) разделены на две подгруппы. В состав главной подгруппы входят элементы малых (1-3) и больших (4-7) периодов. Сюда могут входить металлические и неметаллические элементы. Они расположены слева. В побочную подгруппу входят элементы только больших периодов: Цинк, Кадмий, Ртуть, то есть только металлические.

Назовите самостоятельно, пользуясь периодической системой, элементы главной и побочной подгрупп VІІІ группы.

Особое строение имеет VІІІ группа (рис. 8). Ее побочная подгруппа включает три триады металлических элементов, получивших название семья Железа, а все остальные - платиновых элементов. Главная подгруппа - инертные элементы, которыми завершается каждый период.

 Сформулируйте самостоятельно определения главных и побочных подгрупп.

Другие структурные части периодической системы. В периодической системе под 7 периодом расположены 2 ряда общих формул, высшие оксиды и летучие соединения элементов с Водородом. Это значит, что элементы, которые входят в эту группу, проявляют более высокую валентность, которая соответствует номеру группы. Таким образом, по номеру группы  легко определить высшую валентность элемента (кроме Водорода, Кислорода, Фтора). 

Летучие соединения элементов с Водородом образуют неметаллические элементы. В периодах они расположены в А подгруппах ІV-VІІІ групп. По общим формулам этих соединений определяют валентность элемента по Водороду.
И, чтобы у вас не возникли сомнения в неполноте структуры периодической системы, необходимо отметить, что она завершается еще двумя рядами элементов под названиями «Лантаноиды» и «Актиноиды». Они объединены в семьи, названы по сходству с Лантаном (№ 57) и Актинием (№ 89), и проявляют подобные свойства. Так как в одну ячейку периодической системы они не помещаются, их принято изображать отдельными строками. Итак, расположение элементов по группам облегчает их изучения. Зная строение и свойства одного, можно предвидеть строение и свойства всех остальных, входящих в состав группы или подгруппы.

Вспомните, в чем проявляется сходство свойств природных групп металлических и неметаллических элементов и их соединений.

Надо вспомнить и о долгом варианте периодической системы. В отличие от короткого, периодом является каждый горизонтальный ряд элементов. Он также вмещает 18 групп, деление на подгруппы здесь отсутствует (см. Форзац 2).

Закономерности периодов и групп. В периодах наблюдаются определенные закономерности. В малых периодах слева направо с ростом относительных атомных масс элементов происходит ослабление их металлических и усиление неметаллических свойств. Аналогичные изменения происходят со свойствами оксидов и гидроксидов, образованных этими элементами. Щелочные свойства ослабляются, а кислотные - усиливаются. Например, проанализируем  период (табл. 3, ). В главных подгруппах тоже наблюдаются определенные изменения в свойствах элементов. С ростом относительных атомных масс сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. Поэтому химическая активность для металлов усиливается, а для неметаллов - ослабляется. В связи с этим в оксидах и гидратах оксидов, образованных металлическими элементами, усиливаются щелочные свойства. Для оксидов и гидратов оксидов неметаллических элементов наблюдается ослабление их кислотного характера. 

Как уже известно, по номеру группы можно определить высшую валентность элемента в соединениях. Однако надо помнить о том, что существуют исключения для элементов некоторых подгрупп. Такими исключениями являются элемент I группы побочной подгруппы Медь и элемент главной подгруппы VІІ группы Фтор.

Кроме этого, учитывая химические свойства элементов и их соединений, Менделеев сделал некоторые правки, которые противоречили общей закономерности. Поэтому Аргон A_r ученый расположил перед Калием К, Теллур То - перед Йодом и Кобальт Со - перед Никелем Ni.

Найдите в периодической системе значения относительных атомных масс этих элементов и объясните, какие именно нарушения вы наблюдаете. 

Вывод:

• Периодический закон, открытый Д. И. Менделеевым, нашел свое графическое отображение в таблице, получившей название «Периодическая система химических элементов».
• Периодическая система имеет четкую структуру, где каждый элемент получил свое место и соответствующую характеристику. составляющими периодической системы есть периоды и группы.
• Периоды - это горизонтальные ряды элементов, расположенные в порядке возрастания их атомных масс, начинающиеся щелочным металлическим и заканчиваются инертным элементом. Периоды, в зависимости от количества элементов, делятся на малые (2 или 8 элементов) и большие (18 или 32 элементы).
• Группы - это вертикальные столбцы химических элементов, сходных по свойствами. Группы делятся на главные (А) и побочные (Б)подгруппы. К главным отнесены те подгруппы, которые содержат элементы малых и больших периодов. В побочные подгруппы входят элементы только больших периодов.
• В периодах с ростом относительных атомных масс элементов ослабляются металлические свойства и усиливаются неметаллические. Для оксидов и гидратов оксидов происходит ослабление основных и усиление кислотных свойств. Усиливается кислотный характер растворов летучих соединений неметаллических элементов с Водородом.
• В главных подгруппах с ростом относительных атомных масс элементов усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические. Для оксидов и гидратов оксидов происходит ослабление кислотных свойств.

Строение атома. Состав атомных ядер

Ядро и электронная оболочка: При изучении понятия «химический элемент» вы уже частично ознакомились с устройством атома. Вам известно, что первоначальное название «атом», которое в переводе означает «неделимый», на сегодняшний день является условной. Действительно, эту частичку долгое время считали неделимой. Однако неделимость атома отрицали научные исследования французского физика А. Беккереля (1852-1908), которому принадлежит открытие явления радиоактивности (1896 г.). На это открытие опирался известный английский физик Э. Резерфорд (1871-1937) для подтверждения сложности строения атома. Исследуя природу радиоактивного излучения, в 1911 ученый предложил ядерную (планетарную) модель строения атома.

Составными частями атома являются ядро ​​и электронная оболочка. Ядро, имеющее положительный заряд, находится в центре атома, а вокруг него на определенных расстояниях (орбитах) вращаются отрицательно заряженные электроны (рис. 9).

 

Учитывая то, что атом электронейтральная частица, положительный заряд ядра компенсируется соответствующим количеством электронов.

Состав атомных ядер

Открытие строения атома дало толчок к дальнейшим исследованиям его строения. Через несколько лет Э. Резерфорд обнаружил, что и ядро ​​атома является сложным образованием. В ядре содержатся положительно заряженные частицы - протоны р, имеющие заряд +1. Другой английский ученый Дж. Чедвик (1891-1974) экспериментально обнаружил и нейтральную частицу ядра и дал ей название нейтрон n.

Установлено: масса нейтрона такая же, как масса протона. Поскольку протоны являются положительно заряженными частицами с зарядом +1, а нейтроны - электронейтральны, то заряд ядра атома определяется числом протонов в ядре. У атома Углерода заряд ядра - +6, а у Кислорода - +8. Итак, заряд ядра атома соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе. В этом заключается физический смысл порядкового номера элемента. Учитывая, что порядковый номер элемента указывает на заряд ядра атома, ученые сформулировали современную трактовку периодического закона.

Свойства химических элементов и их соединений находятся в
периодической зависимости от величины зарядов их атомных ядер.

Общее название протонов и нейтронов в ядре атома - нуклон. Упрощенно строение ядра атома Углерода представлено на рисунке 10.

Рис 10. Строение ядра атома Углерода

Ядра атомов - это система нуклонов (A), которая взаимосвязана между собой ядерной силой.

От количества нуклонов, которые содержатся в ядре, зависит образование различных видов атомных ядер - нуклидов. Нуклид характеризуется определенным количеством протонов (Z) и нейтронов (N). Общее количество протонов и нейтронов в ядре называют нуклонным числом.
Количество протонов в ядре определяется протонным числом.
Учитывая то, что основой атома является ядро, его обозначают символом элемента, у которого вверху слева проставляют нуклонное, а внизу слева - протонное числа (рис. 11).

Рис. 11. Символьное обозначение ядер атомов Кислорода и Углерода

Вам уже известно, что атом - электронейтральная частица. Поэтому положительный заряд ядра атома компенсируется отрицательно заряженными электронами, которые непрерывно движутся вокруг ядра. Учеными установлено, что электроны движутся не беспорядочно, а на определенном расстоянии от ядра, которое обусловлено ​​запасом их энергии.

Расстояния, на которых движутся электроны относительно ядра атома, называют энергетическими уровнями. Определенное количество энергетических уровней образует электронную оболочку атома.
Итак, учитывая строение атомов химических элементов, можно сделать следующие шаги выводы.

1. Атом является сложной системой, состоящей из ядра и электронной оболочки.
2. Ядро атома содержит определенное количество нуклонов, равна сумме протонов (Z) и нейтронов (N).
3. Вид атомов одного химического элемента с определенным числом протонов и нейтронов называют нуклидом.
4. Вокруг ядра атома движутся электроны, количество которых соответствует величине заряда ядра. Совокупность всех электронов образует электронную оболочку атома.
5. Электроны в электронной оболочке находятся на определенных расстояниях от ядра, так называемых энергетических уровнях. 

Изотопы

Если вы обратили внимание на значение относительных атомных масс элементов в периодической системе, то увидели, что они выражены дробными, а не целыми числами. «Как это объяснить? - спросите вы. - Ведь мы выяснили, что нуклонных число соответствует сумме протонов и нейтронов, масса каждого из которых равна 1 ».

Учеными доказано, что большинство элементов состоят не из одного, а из нескольких нуклидов. Например, в природе встречаются по три разновидности атомов Водорода, Кислорода, Углерода, две разновидности атомов Хлора и др. Они характеризуются одинаковыми зарядами ядра атома, но разными нуклонными числами. Суть этого явления заключается в том, что в состав атомных ядер может входить разное количество нейтронов. Например, Водород образует разновидности атомов с нуклонных числами 1, 2, 3, которые получили, соответственно, названия Протий  Дейтерий (D), Тритий (Т). Из приведенных обозначений видно, что у Протия в ядре атома является лишь
1 протон, у Дейтерия - 1 протон и 1 нейтрон, а у Трития - 1 протон и 2 нейтрона.

Разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра (протонное число), но различные нуклонные числа, называют изотопами.

Существованием изотопов и объясняются дробные значения относительных атомных масс, поскольку их вычисляют с учетом массовой доли каждого нуклида в природе. Например, в Хлоре массовая доля легкого изотопа ³⁵Cl составляет примерно 75,53%, а тяжелого - ³⁷Cl - 24,47%. Отсюда округленно относительная атомная масса хлора равна 35,5. А  учитывая то, что элементы с одинаковым зарядом ядра проявляют одинаковые свойства, изотопный состав во время их изучения не принимают во внимание.
Учитывая факт существования изотопов, было уточнено определение понятия «химический элемент».

Существуют два вида изотопов, классифицированные по способности к
излучению, а именно: стабильные и радиоактивные. 

Определение строения атома по периодической системе

Строение атомов химических элементов очень удобно определять, пользуясь периодической системой. Количество протонов определяется протонным числом (у Д. И. Менделеева - порядковый номер элемента). Если от числового значения относительной атомной массы элемента, которая тоже внесена в периодическую систему, вычесть число протонов, то полученная разница соответствует количеству нейтронов в ядре атома. Число электронов в электронной оболочке соответствует числу протонов.

Вывод:

• Исследование радиоактивного излучения изменили устоявшееся мнение ученых о неделимости атома. Э. Резерфорд установил, что атом состоит из положительно заряженного ядра и электронной оболочки, которая компенсирует заряд ядра, а потому атом является электронейтральной частицей.
• В состав ядра атома входят протоны - положительно заряженные частицы с зарядом 1 и массой 1 и нейтроны - электронейтральные частицы с массой 1. Общее название протонов и нейтронов в ядре - нуклон. От количества нуклонов в ядре зависит образования различных видов атомных ядер - нуклидов.
• Заряд ядра атома определяется числом протонов в ядре, протонным числом, соответствует порядковому номеру элемента. В этом заключается физическая сущность порядкового номера элемента. 
• Разновидности атомов одного и того же химического элемента, которые имеют одинаковый заряд ядра (протонное число), но различные нуклонные числа, называют изотопами.
• Химический элемент - это вид атомов с одинаковым зарядом ядра (Протонным числом)

Состояние электронов в атоме

Дальнейшее изучение строения атома подтвердило то, что электроны в атоме находятся в постоянном движении. Однако ядерная (планетарная) модель строения атома оказалась несовершенной, поскольку не дала четких представлений о распределении электронов в пространстве, которое образуется вокруг ядра атома, и их движении. Кроме этого, при вращении вокруг ядра электроны должны терять энергию и упасть на ядро, чего на самом деле не происходит. Это побудило исследователей строения атома к новым размышлениям и натолкнуло на мысль о том, что электрон проявляет двойственную природу, в частности, как установил французский физик Л. де Бройль (1892-1987), кроме свойств микрочастицы, он обладает свойствами волны. Итак, был сделан вывод: физические законы о движение больших тел не соответствуют представлениям о движении электронов.

Научными исследованиями установлено, что электрон, двигаясь в атоме, не описывает четко выраженную траекторию, а образует определенный объем пространства вокруг ядра - электронную орбиталь. Поэтому можно описать большую или меньшую вероятность (до 90%) пребывания его в этом пространстве.

Электронная орбиталь - это объем пространства вокруг ядра атома, в котором наиболее вероятно пребывание электрона.

Итак, электрон находится в определенный промежуток времени на электронной орбитали. Вследствие того, что электрон, кроме свойств частицы, наделен и свойствами волны, одновременно определить скорость и направление его движения невозможно. Доказано, что быстрое движение электрона вокруг ядра приводит к образованию «электронного облака» (представьте себе движение привязанной к нити шарика, который быстро вращают). Это облако характеризуется определенной плотностью отрицательного заряда, которое будто растягивается в объеме движения электрона. Там, где вероятность нахождения электрона наибольшая, плотность облака большая, но с удалением его от ядра атома плотность этого облака быстро уменьшается (рис. 12).

Объясните, почему облако, образованное движением электрона, имеет отрицательный заряд.

Электронные облака, возникающие вследствие движения отдельных электронов в атоме, в сумме образуют электронную оболочку атома.
Установлено, что во время химических реакций ядра атомов не претерпевают никаких изменений. Меняются электронные оболочки и, соответственно, свойства элементов. Поэтому, чтобы понять и познать суть химического
преобразования, нужно знать о состоянии электронов в атоме.

Характеристика орбиталей

Образовавшееся движением электрона электронное облако называют орбиталью (соответственно современную модель строения атома называют орбитальной или квантово-механической). Орбитали отличаются по форме, поэтому электроны по-разному движутся вокруг ядра.

По современным сведениям о состоянии электронов в атоме, выделяют такие формы орбиталей: s- (читается - «эс»), p- (читается - «пэ»), d- (читается - «дэ»), f- (читается -«эф»). s-орбитали (от англ. сфера) имеют сферическую форму, то есть форму шара. В ее центре располагается ядро ​​атома. Электроны орбитали сферической формы называют s-электронами. р-орбитали (от англ. перпендикуляр) описывают во время движения вокруг ядра форму правильной восьмерки (гантели). Электроны гантелеподобной орбитали называют р-электронами. 

• d- и f-электроны движутся вокруг ядра, описывая еще более сложные конфигурации электронных облаков.

Поскольку вы изучаете строение электронных оболочек атомов
химических элементов №1-20, то для них свойственны только s- и р-орбитали.

Другой, весьма важной характеристикой орбитали, является запас энергии электрона. Запас энергии зависит от того, на каком расстоянии от ядра движется электрон. Наименьший запас энергии имеет тот электрон, который располагается ближе к ядру атома. По мере удаления от него энергия электрона возрастает. Расстояние от ядра, на котором наиболее вероятно пребывание электрона, называют энергетическим уровнем. Энергетический уровень образуют электроны, характеризующихся примерно одинаковой энергией. Синонимом понятия «энергетический уровень» является понятие «электронный слой». Энергетический уровень, наиболее удаленный от ядра атома, называют внешним.

Энергетические уровни нумеруют так: ближайший к ядру - первый, ему же отвечает ближайшая орбиталь. Второй уровень расположен на большем расстоянии от ядра, по сравнению с первым, третий - еще дальше от
второго и т. д. Поэтому для орбиталей с различным запасом энергии свойственны разные размеры.
Схематично s- и р-орбитали можно изобразить так, как показано на рисунках 13 и 14.

Необходимо обратить внимание на то, что каждая орбиталь имеет определенную пространственную ориентацию. Для р-орбиталей (рис. 14) характерно расположение в трех взаимно перпендикулярных плоскостях.

Подытоживая сказанное, можно утверждать, что электроны во время движения характеризуются определенной формой орбитали, запасом энергии и соответствующей ориентацией в пространстве. Однако учеными исследовано, что ни один из известных атомов не имеет двух одинаковых электронов.

Вспомните из курса географии, что наблюдается при вращении Земли вокруг собственной оси. Можно ли такие изменения назвать периодическими?

Кроме того, что электроны движутся вокруг ядра, им свойственно двигаться вокруг собственной оси. Движение электрона вокруг собственной оси можно сравнить с движением Земли вокруг ее оси. Это еще одна характеристика электрона.

Движение электрона вокруг собственной оси называют спином (от англ. вращения).

Если же два электрона вращаются вокруг своей оси в одном направлении (например, по часовой стрелке), то их называют электронами с параллельными спинами. Однако их движение может происходить во взаимно противоположном направлении (один движется по часовой стрелке, другой - против). Тогда говорят о том, что эти
электроны характеризуются антипараллельными спинами.

Количество энергетических уровней в электронной оболочке атома определяют по номеру периода, в котором расположен элемент. Например, Кремний - элемент 3 периода, поэтому его электроны располагаются на трех энергетических уровнях.

Итак, можем сделать вывод о том, что номер периода - это физическая величина, которая указывает на количество энергетических уровней в атоме.

Электроны характеризуются разным запасом энергии в зависимости от того, насколько энергетический уровень удален от атомного ядра. Чем ближе они находятся к ядру атома, тем запас их энергии меньше, и наоборот: в более отдаленных - больше. Поэтому для орбиталей с разным запасом энергии присущи и разные размеры.

Во время химических превращений при определенных условиях электроны способны занимать высшие энергетические уровни, чем те, на которых они находились. Об этом вы узнаете далее.

Вывод:

• Научными исследованиями установлено, что электрон характеризуется двойственной природой - микрочастицы и волны - во время движения вокруг ядра образует электронную орбиталь.
• Электронная орбиталь - это объем пространства вокруг ядра атома, в котором наиболее вероятно пребывание электрона. По современным данными о состоянии электронов в атоме, существуют четыре формы орбиталей: s-, p-, d-, f-. На одной орбитали могут находиться только два электрона с антипараллельными спинами.
• Электроны движутся не только вокруг ядра, но и вокруг собственной оси. Движение электрона вокруг собственной оси называют спином.
• Электроны, имеющие одинаковый запас энергии, образуют энергетический уровень. Количество энергетических уровней в атоме определяют по номеру периода, в котором расположен элемент. В зависимости от запаса энергии электронов они различаются размерами.
• Состояние электрона в атоме характеризуется формой орбиталей и их пространственным расположением, спином, размерами в зависимости от запаса энергии.

Строение электронных оболочек атомов химических элементов. Радиус атомов

Расположение электронов по энергетическим уровням в элементах 1-3 периодов: Рассмотрим, как построены электронные оболочки атомов первых двадцати химических элементов периодической системы.
Из предыдущих лекций вы узнали о том, что электроны в зависимости от запаса их энергии располагаются на разных расстояниях от ядра атома: одни движутся ближе к ядру, другие - дальше от него. В результате образуются энергетические уровни. Известно, что на одном энергетическом уровне могут находиться электроны, имеющие одинаковые (Н, Не) или различные (Li - Ne; Na - Ar) орбитали. Поэтому каждый энергетический уровень состоит из подуровней, количество которых зависит от видов электронных орбиталей. Проследим, как заполняются энергетические уровни у атомов элементов первых трех периодов.

Как вы уже знаете, первый период состоит из двух элементов: Водорода и Гелия. Атом Водорода имеет заряд ядра +1 и вокруг него на расстоянии 0,053 нм (нанометр, что означает 1 × 10^-9 метра) движется один s-электрон. У Гелия заряд ядра увеличивается на единицу и составляет +2. На таком же расстоянии от ядра, как и у Водорода, движутся два s-электрона. Этот энергетический уровень является завершенным и повторяется во всех расположенных за Гелием химических элементах.

Схематично модели атомов можно изобразить так, как показано на рисунке 15.

Рис. 15. Модели атомов Водорода и Гелия
Элементы второго периода характеризуются тем, что электроны, которые прибывают в связи с ростом заряда ядра атома на единицу, располагаются на большем расстоянии от ядра атома. Соответственно они имеют больший запас энергии и образуют второй энергетический уровень. У Лития, как элемента второго периода, формируется второй энергетический уровень (рис. 16 а). От Бериллия к Неону электроны плавно накапливаются до восьми. Например, у атома Фтора - их семь (рис. 16 б), а у Неона - восемь (рис. 16 в).

Второй уровень тоже завершен.

Вы, наверное, догадались, что после завершения энергетического уровня в следующих элементах снова появляется новый энергетический уровень. Соответственно у элементов от Натрия до Аргона электроны постепенно заполняют третий энергетический уровень.

Изобразим все описанное выше схематично (табл. 4), расположив элементы так, как в периодической системе. Кружочек с цифрой в нем - это ядро ​​с соответствующим зарядом, скобки указывают на количество энергетических уровней, а цифры под скобками - на число электронов соответствующего уровня.

Из схем хорошо видно, что с переходом от периода к периоду электроны располагаются на более дальних расстояниях от ядра атома.

Расстояние от ядра атома до внешнего энергетического уровня называют радиусом атома.

Итак, с переходом от периода к периоду появляется новый энергетический уровень, и радиусы соответственно растут.
Чем больше радиус атома, тем больше ослабляются силы притяжения между ядром и электронами внешнего энергетического уровня. Вследствие того, что заряды атомных ядер в периоде растут, от его начала до конца радиус незначительно уменьшается.

Структура электронных оболочек атомов

Заполнение электронных оболочек происходит в определенном порядке в соответствии с ослаблением запаса энергии электрона. На одном энергетическом уровне сначала заполняются s-орбитали, а потом - р-орбитали. Спаривание происходит при условии, что на орбитали уже имеется один электрон.

Заполнение энергетических уровней можно представить с помощью электронных и графических электронных формул. Квадратик, в котором располагают стрелки, называют энергетической ячейкой. Электронную и электронную графическую формулы энергетического уровня Водорода принято записывать так, как показано на рисунках 17 и 18.

Во время научных исследований выяснено, что на каждой орбитали не может быть более двух электронов с одинаковым запасом энергии, формой и ориентацией в пространстве. Такие электроны, которые имеют три одинаковые характеристики, но различаются спином, называют спаренными. Если же на орбитали имеется всего один электрон, то он неспаренный. Итак, у атома Водорода на первом энергетическом уровне один неспаренный электрон. В квадратике проставляется одна стрелка. У инертного элемента Гелия заряд ядра атома - +2, на первом энергетическом уровне находятся два электрона, и он - завершен. Электронной (рис. 19) и графической электронной (Рис. 20) формулами это изображается так:

Последовательность заполнения энергетических уровней электронов

Теперь рассмотрим, как происходит заполнение энергетических уровней в элементов первых трех периодов (табл. 5)

Воспользуемся электронными формулами, представленными в таблице 5 , и проследим последовательность заполнения энергетических уровней у элементов 1-3 периодов.

1 период

Как объяснено выше, у элемента Водорода ₁Н один неспаренный электрон, размещен ближе к ядру атома, поскольку запас его энергии - наименьший. записывается 1s¹ . У Гелия  Не, благодаря росту заряда ядра атома на 1, на этом же уровне есть два s-электрона. Они образуют примерно одинаковые по форме и размеру электронные облака, которые накладываются друг на друга. Однако эти два облака отличаются направлением движения вокруг собственной оси (спином). Если представить, что один из этих электронов движется по часовой стрелке, то второй - против. Такие электроны являются спаренными и обозначаются формулой 1s². Внешний энергетический уровень элементов 1 периода можно изобразить так, как показано на рисунке 21.

2 период

У Лития формируется второй (новый) энергетический уровень, более удаленный от ядра. Новоприбывший электрон занимает 2s-орбиталь, поэтому запас его энергии больше, соответственно и радиус атома возрастает. Это неспаренный s-электрон. У атома Бериллия облако второго s-электрона накладывается на s-электронное облако внешнего энергетического уровня Лития. Электроны спаренные, а 2s-орбиталь - завершена. Внешний энергетический уровень элементов 2 периода Лития и Бериллия можно изобразить так, как показано на рисунке 22.

Далее заполняется р-подуровень. От Бора В до Азота N электроны располагаются по орбиталям х, у, z. Такие электроны - неспаренные (рис. 23), а от Кислорода O до Неона Ne р-электроны (их спины антипараллельны) постепенно заполняют орбитали p-подуровня.

У Неона все электроны - спаренные. Следовательно, если на орбиталях все электроны спарены, то их количество вдвое больше, чем число орбиталей. Поэтому на первом энергетическом уровне наблюдается один подуровень, где максимальное количество электронов - 2. У элементов второго периода появляется второй энергетический уровень, на котором максимальное количество электронов - 8, и они располагаются на одной s- и трех р-орбиталях.

Рассмотрите представленные графические формулы элементов 2 периода.

 

Запишите самостоятельно графические электронные формулы Фтора F и Неона Ne и объясните, как завершается р-подуровень у элементов 2 периода.

Аналогично пойдет заполнения подуровней в электронной оболочке элементов 3 периода.

Итак, у элементов 2 и 3 периодов наблюдается плавное накопления электронов от 1 до 8 на внешнем энергетическом уровне.

Следующий, 4 период, начинается щелочным металлическим элементом (19) Калием K. Подобно Литию и Натрию, его электронная оболочка состоит из s- и р-подуровней. 1-3 энергетические уровне остаются такие же, как и у Аргона. Новый s-электрон, имеет больший запас энергии, чем предыдущие, движется вокруг ядра на большем расстоянии, образуя s-орбиталь. В результате растет радиус атома. У Кальция Сa (элемент 20) с ростом заряда ядра атома новый s-электрон, вращаясь вокруг ядра, образует s-орбиталь, по форме и размеру и ориентацией в пространстве примерно одинаковую с Калием. Начиная с Скандия Sc, заполняются 3d-орбитали.

Нарисуйте модель атомов Калия и Кальция с помощью кружочков. Напишите электронные и графические электронные формулы строения электронных оболочек этих атомов.

Обратите внимание на тот факт, что у элементов одной подгруппы есть одинаковое количество электронов на внешнем энергетическом уровне. Этим объясняется явление периодичности свойств элементов и соединений, образуемых ими.

По периодической системе можно установить и строение электронной оболочки.

В частности, на число энергетических уровней в электронной оболочке указывает номер периода, в котором расположен химический элемент. А если элемент находится в главной подгруппе, то номер группы соответствует числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Например, металлические элементы Литий, Натрий, Калий - элементы главной подгруппы I группы. На внешнем энергетическом уровне этих элементов есть по одному s-электрону.

Сравните самостоятельно количество электронов на внешнем энергетическом уровне у элементов Углерода и Кремния, Кислорода и Серы, Фтора и Хлора и сделайте соответствующие выводы.

Вывод:

• Электроны располагаются на разных расстояниях от ядра атома, образуя энергетические уровни в зависимости от запаса их энергии. Каждый энергетический уровень состоит из подуровней, количество которых зависит от видов атомных орбиталей. Элементы 1-3 периодов содержат s- и р-подуровни.
• Заполнение энергетических уровней происходит постепенно с ростом заряда ядра атома. Уровень, имеет 2 или 8 электронов, является завершенным, а все электроны в нем - спаренные.
• На каждой орбитали не может быть более двух электронов с одинаковыми запасом энергии, формой и ориентацией в пространстве. Такие электроны, которые имеют три одинаковые характеристики, но различаются спином, называют спаренными. Если на орбитали имеется один электрон, то он - неспаренный.
• В каждом новом периоде начинается новый энергетический уровень, который постепенно заполняется благодаря ослаблению притяжения электронов ядром атома: сначала s-, а затем р-подуровни электронных оболочек атомов.
• С появлением нового энергетического уровня растет радиус атома и ослабляется связь с ядром.
• С помощью электронных формул атомов наглядно показывается заполнение электронами энергетических уровней и подуровней. Графические электронные формулы отражают распределение электронов по энергетическим ячейками.
• На количество энергетических уровней в атоме элемента указывает номер периода, в котором он расположен. Если элемент находится в главной подгруппе, то ее номер соответствует числу электронов внешнего энергетического уровня.

Зависимость свойств элементов и их соединений от электронного строения атома

Учение о строении атомов помогло расшифровать физическое содержание периодического закона. Не порядковый номер элемента и относительная атомная масса является его основным характеристикам, а заряд ядра атома. Именно он определяет определенное количество электронов, структуру электронной оболочки и, соответственно, и свойства элементов.

Периодичность изменения свойств элементов, а также их соединений не трудно объяснить, если хорошо понимать и знать устройство атомов и структуру электронных оболочек.

Вы  ознакомились с периодической системой и научились считывать информацию из одной клетки. Теперь, зная строение атомов элементов и структуру электронных оболочек, вы сможете легко выявлять и другие характеристики атома, в частности:

• а) заряд ядра атома и количество электронов в электронной оболочке
• б) количество энергетических уровней (что соответствует номеру периода);
• в) число электронов на внешнем энергетическом уровне (если элемент расположен в главной подгруппе)
• г) высшую валентность по Кислороду (по номеру группы);
• д) валентность по водородом в летучих соединениях неметаллических элементов с Водородом (8 минус номер группы);
• е) составить формулу высшего оксида и летучего соединения неметаллического элемента с Водородом и др.

Рассмотрим взаимосвязь между расположением элементов в периодической системе и их свойствами.

Как уже известно, каждый период начинается щелочным металлическим элементом и заканчивается инертным. С ростом заряда атомных ядер происходит плавное накопление электронов на внешнем энергетическом уровне. В связи с этим наблюдается плавное изменение металлических свойств элементов на неметаллические.

Физический смысл номера периода заключается в том, что он соответствует числу энергетических уровней атомов этого периода. Итак, в периодической системе семь раз повторяется структура внешнего энергетического уровня атома Водорода ns¹. Кроме Водорода, все другие элементы с такой структурой являются щелочными металлическими элементами. Характерным признаком их строения является наименьшее количество электронов на внешнем энергетическом уровне. В конце периодов, перед инертными элементами, расположенные активные неметаллические элементы - галогены. Их электронные оболочки можно представить общей формулой ns²np⁵. До завершения внешнего энергетического уровня не хватает одного электрона. Это приводит к сходству неметаллических свойств.

И наконец, у инертных элементов энергетический уровень завершенный - ns²np⁶. Этим объясняется причина их химической инертности. Периодическое повторение свойств химических элементов и их соединений можно объяснить появлением нового энергетического уровня, имеет одинаковое строение при переходе от периода к периоду.

Тогда происходит резкое изменение свойств на промежутке «Галоген - инертный элемент - щелочной металл».

Разделение элементов на подгруппы тоже объясняется особенностью заполнения электронами энергетических уровней. В элементов главных подгрупп заполняются s- и р-подуровни внешних энергетических уровней, в побочных - d- и f-подуровни предпоследних уровней. То есть в каждой подгруппе объединены элементы с подобной структурой внешнего энергетического уровня. В элементов главных подгрупп число электронов на внешнем уровне, как уже упоминалось, соответствует номеру группы. В побочных подгруппах элементы содержат по одному или по два электрона на внешнем уровне, поэтому они отличаются свойствами. Например, галогены являются типичными неметаллическими элементами, а элементы подгруппы Марганца - металлические. Итак, в побочных подгруппах расположены только металлические элементы.

Общим свойством элементов одной группы является способность отдавать максимальное количество электронов внешнего энергетического уровня на образование химических связей с другими элементами. Итак, номер группы указывает на максимальную валентность элемента по Кислороду. Если от числа 8 отнять числовое значение номера группы, то можно вычислить валентность атомов элементов с Водородом. В этом заключается физический смысл номера группы.

Учитывая вышесказанное, можем сделать вывод о том, что в периодической системе существуют закономерности периодов и групп. Эти закономерности вытекают из строения атомов элементов.

В периодах слева направо ослабляются металлические свойства элементов и их простых веществ и усиливаются неметаллические. В подгруппах сверху вниз с ростом зарядов атомных ядер усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Зависимость свойств простых веществ и соединений  с Кислородом и Водородом от расположения элементов в периодической системе. Обратимся снова к периодической системе и проследим, как ведут себя простые вещества, образованные элементами третьего периода, и оксиды, гидроксиды и летучие соединения неметаллических элементов с Водородом (табл. 6).

Сделаем выводы по данным таблицы 6. С ростом зарядов атомных ядер и накоплением электронов на внешнем энергетическом уровне в периоде для простых веществ характерно:

1. изменение металлических свойств на неметаллические;
2. для оксидов и гидроксидов - ослабление основных и усиление кислотных свойств;
3. в водных растворах летучих соединений неметаллических элементов с Водородом усиливаются кислотные свойства.

В вертикальных столбцах периодической системы (подгруппы) попадаются элементы, имеющие одинаковое количество электронов на внешнем энергетическом уровне. Поэтому образованные ими простые вещества проявляют подобные свойства. В частности, для простых веществ - металлов с ростом зарядов атомных ядер и, соответственно, радиусов атомов усиливается их химическая активность. 

У оксидов и гидратов оксидов (щелочей), образованных этими элементами, усиливается щелочной характер. Для простых веществ - неметаллов с ростом зарядов атомных ядер и радиусов атомов химическая активность ослабевает. У оксидов и гидратов оксидов (кислот), образованных этими элементами, кислотный характер усиливается.

Вывод:

• В пределах одного периода с ростом зарядов атомных ядер наблюдается плавное изменение металлических свойств элементов на неметаллические. Металлические свойства ослабляются, а неметаллические - усиливаются. Резкое изменение свойств наблюдается на промежутке галоген - инертный элемент - щелочной металл.
• В оксидах и гидратах оксидов щелочные свойства ослабляются, а кислотные - усиливаются.
• В водных растворах летучих соединений неметаллических элементов с Водородом ослабляются щелочные и усиливаются кислотные свойства.
• Валентность элементов по Кислороду в периодах возрастает от 1 до 7, для элементов главных подгрупп - соответствует номеру группы (кроме Водорода, Кислорода, Фтора).
• Валентность неметаллических элементов в летучих соединениях с Водородом уменьшается от 4 до 1.

Характеристика химических элементов по их месту в периодической системе и строению атома

Вы уже убедились, что периодическая система химических элементов является универсальной естественной классификацией всех ныне известных науке элементов. Она содержит очень много информации о химических элементах и ​​образованных ими простых и сложных веществах. Поэтому по расположению элемента в периодической системе можно представить достаточно широкую его характеристику.

Расположение химических элементов в периоде и группе

Для примера возьмем элемент 12 - Магний Mg. Магний - это элемент 3 (малого) периода, 3 ряда. В периоде он граничит с Натрием и Алюминием. Учитывая такое положение, Магний является металлическим элементом. У него слабее выражены металлические свойства, чем у Натрия, но сильнее, чем у Алюминия.

Объясните самостоятельно, почему это так.

Магний - элемент главной подгруппы II группы. В подгруппе находится между Бериллием и Кальцием. Учитывая такое окружение, можно сделать вывод о том, что у Магния по сравнению с Бериллием, металлические свойства проявляются сильнее, но слабее, чем у Кальция.

Объясните самостоятельно эту особенность.

Итак, можем сделать вывод: Магний - металлический элемент. Простое вещество этого элемента - металл магний.

Вспомните, с какими веществами Магний может вступать в химическую взаимодействие. Напишите уравнения реакций.
Определение строения атома. В периодической системе находится и ключ к определению строения атомов химических элементов.

Рассмотрим в качестве примера строение атома Магния. Порядковый номер элемента - 12. Это означает, что протонное число Магния - тоже 12, а оно показывает заряд ядра атома - +12. Электронная оболочка имеет 12 электронов, которые располагаются на трех энергетических уровнях (элемент находится в третьем периоде). На внешнем энергетическом уровне у элементов главных подгрупп количество электронов соответствует номеру группы. Соответственно у атома Магния - 2. Зная порядок заполнения электронами энергетических уровней, легко обнаружить, что на первом их 2, на втором - 8 и на третьем - 2. Первый и третий уровни энергии содержат по два s-электрона, то есть образуют при движении вокруг ядра s-орбитали. Электроны на этих орбиталях спаренные. Второй энергетический уровень содержит 8 электронов, из них два - s-электроны и шесть - р-электронов. Все они спаренные. Третий энергетический уровень - незавершенный. До завершения не хватает 6 электронов.

В периодическую систему часто вносят данные о строении электронных оболочек. Взглянув на число электронов внешнего уровня, сразу можно выявить характер элемента - металлический или неметаллический. В металлических элементов на внешнем энергетическом уровне находится от 1 до 3 электронов.

Относительная атомная масса магния А_r - 24. Следовательно, в ядре, кроме 12 протонов, содержится 12 нейтронов.

Напишите электронную и графическую электронную формулы строения электронной оболочки атома магния.

Образование сложных соединений и их химический характер

Для Магния, как и для других металлических элементов, собственно образуются сложные вещества - оксид и гидрат оксида. Поскольку Магний расположен в главной подгруппе II группы, то его высшая валентность по Кислороду соответствует номеру группы - II. Итак, формула оксида магния - MgO, а его гидрата - Mg(OH)₂. Характер оксида - основный, соответственно гидрат оксида - это основание.

Установите по таблице растворимости, растворимый или нерастворимый в воде гидроксид магния.

Как типичный металл, Магний летучих соединений с Водородом не образует.

Итак, характеристику элемента и его соединений по их месту в периодической системе можно представить по следующему алгоритму.

1. Расположение в периодической системе, сравнение химического характера с соседними элементами в периоде и группе, характер простого вещества:

• а) примеры уравнений реакций, подтверждающие характер простого вещества.

2. Характеристика строения атома:

• а) протонное число, заряд ядра атома, количество нейтронов в ядре, число электронов в электронной оболочке;
• б) число энергетических уровней, подуровней в электронной оболочке;             
• в) число электронов на внешнем энергетическом уровне, завершен он или нет;
• г) число электронов, недостающих до завершения внешнего энергетического уровня.

3. Характер сложных веществ:

• а) формула оксида и гидрата оксида; валентность элемента в соединениях по кислорода;
• б) химический характер оксида и гидроксида: основный или кислотный; примеры уравнений реакций, подтверждающих характер соединений;
• в) формула летучего соединения неметаллического элемента с Водородом; валентность элемента в ней.

Охарактеризуем неметаллический элемент Серу по данному выше алгоритму.

Сера - это элемент главной подгруппы VI группы. В подгруппе граничит с Кислородом и Селеном. Эти два элемента проявляют неметаллические свойства, поэтому и Сера является неметаллическим элементом. Однако, учитывая то, что в периодах металлические свойства элементов ослабляются, а неметаллические - усиливаются, у нее сильнее обнаружены неметаллические свойства, чем у Фосфора, но слабее, чем у Хлора.

Сера как элемент 3 (малого) периода, 3 ряда в подгруппе граничит с Кислородом и Селеном. Это означает, что по сравнению с Кислородом у нее слабее проявляются неметаллические свойства, но сильнее, чем у Селена. Простое вещество - неметалл. В периодической системе порядковый номер Серы - 16, что соответствует протонному числу в ядре атома и одновременно указывает на его заряд - +16. Электронная оболочка имеет 16 электронов. Они располагаются на трех энергетических уровнях: на первом уровне - 2, на втором - 8 и на третьем (внешнем) - 6. Из этих электронов 2s- - спаренные, 2р- - спаренные и 2р- - неспаренные. Энергетический уровень незавершенный. До завершения не хватает двух электронов. Поскольку у неметаллических элементов количество электронов на внешнем энергетическом уровне составляет от 4 до 8, то Сера - типичный неметаллический элемент, а его простое вещество сера - неметалл.

Относительная атомная масса серы А_r - 32. В ядре его атома содержится 16 нейтронов. 

Формула высшего оксида - SО₃; гидрата оксида - Н₂SО₄. Максимальная валентность по Кислороду - VI . Это кислотный оксид, а его гидрат - серная кислота. Из курса химии вам известно, что, накапливаясь в атмосфере, сера (VI) оксид соединяется с водой, образуя кислоту и вызывая тем самым кислотные дожди.

Вспомните, какой вред наносят кислотные дожди окружающей среде.

Формула летучего соединения серы с водородом - Н₂S, валентность элемента по Водороду - 2. Сульфид водорода горит с образованием двух оксидов.

Напишите самостоятельно уравнение реакции горения сульфида водорода.

Нужно отметить, что внешний энергетический уровень неметаллических элементов близок к завершению.

Охарактеризуйте самостоятельно элемент 15 по месту в периодической системе и строению атома.

Хорошо зная характеристику элементов малых периодов, вы сможете по данному алгоритму характеризовать строение и свойства элементов больших периодов, входящих в главных подгрупп периодической системы.

Вывод:

• По месту элемента в периодической системе можно охарактеризовать этот элемент и образованные им простые и сложные вещества.
• Для полной характеристики строения атома необходимо обладать знаниями об физическом смысле периодического закона, в частности: а) порядковый номер элемента; б) номер группы; в) в какой подгруппе элемент находится.
• Характеристику простого и сложных веществ, образованных элементом, осуществляют, учитывая то, с какими элементами он граничит в периоде, подгруппе, закономерности периодов и групп, строение атома, химический характер веществ. 

Значение периодического закона

Открытие Д. И. Менделеевым периодического закона (1869) стало настоящим научным взрывом, сыграло огромную роль в становлении химии как науки. Это самый общий закон природы, на основе которого обнаружено и установлено взаимосвязи между всеми химическими элементами.

Прежде всего открытие периодического закона указало путь к естественной классификации элементов и образованных ими простых и сложных веществ. Обнаружив периодическую сходство элементов и их соединений свойствами, Д. И. Менделеев создал таблицу классификации, которая позволила объяснить взаимосвязь между понятиями «элемент» и «простое вещество». Эта взаимосвязь стал фундаментом для объединения всех элементов в систему. Пропущенные в таблице клетки создали возможность прогнозировать существование еще не известных науке химических элементов. Открытие Галлия, Скандия и Германия подтвердило прогнозы ученого еще при его жизни.

Изучая расположение элементов в периодической системе, их относительные атомные массы, Д. И. Менделеев установил, что среди них есть неточно определенные, и исправил эти данные. Примером может быть
расположение Бериллия, что не соответствовало его относительной атомной массе 13,5. Через некоторое время ученым удалось уточнить относительную атомную массу Бериллия и тем самым подтвердить правильность расположения этого элемента в периодической системе. Как видим, кроме научного значения первой естественной классификации элементов, периодический закон выполняет еще и прогностическую функцию.

Свое дальнейшее развитие периодический закон получил после открытия строения атома. Это открытие раскрыло физическую суть периодического закона, указав на то, что атомы состоят из одинаковых элементарных частиц. Этот факт еще раз подтверждает внутреннюю взаимосвязь между всеми элементами, объединяя их в единую систему.

Открытие периодического закона дало толчок к развитию теории строения атома, что, в свою очередь, открыло возможность создания моделей атомов. И наоборот, знание о строении атома расширило понимание сути периодического закона и создало условия для новых открытий. Закономерности, заложенные в периодической системе, послужили развитию других естественных наук, в частности геохимии, космической химии. Изучение ядерных реакций позволило добывать искусственные элементы, которые тоже нашли свое место в периодической системе.

На примере периодического закона, который нашел свое отражение в периодической системе химических элементов, раскрываются объективные законы развития природы, а именно: закон единства и борьбы противоположностей, отрицания отрицания, перехода количественных изменений в качественные. Приведем примеры.

Закон единства и борьбы противоположностей объясняется на примере строения самого атома (существование положительных частиц в ядре и отрицательных - в электронной оболочке), существование веществ двойной химической природы (явление амфотерности, которое вы будете изучать позже).

Закон отрицания отрицания, или двойного отрицания, отслеживается, во-первых, при переходе от химически активного неметаллического элемента (галогена) к  инертному (инертные газы), а во-вторых, от инертного элемента - к химически активному металлическому. Иными словами, двойное отрицание происходит на промежутках «галоген - инертный элемент - щелочной металл» в каждом случае. Чем объясняется такая резкая смена свойств? Первый раз - незавершенностью внешнего энергетического уровня. У галогенов до его завершения не хватает одного электрона, то есть меньшего количества. Резкое изменение на промежутке «инертный элемент - щелочной металлический », то есть второй раз, - появлением в металлического элемента нового энергетического уровня.

Подтверждение закона перехода количественных изменений в качественные легко наблюдать, исследуя изменение зарядов атомных ядер. С появлением нового протона в ядре атома, а соответственно и нового электрона на внешнем энергетическом уровне, образуется новый химический элемент. В этом заключается мировоззренческое значение периодического закона, подтверждение существования объективных законов природы.

Периодический закон имеет большое практическое значение. Периодической системой, созданной на основе закона, пользуются ученые во время научных исследований не только в области химии, но и в физике, геологии, поскольку он аккумулирует знания всех естественных наук. В школе вы пользуетесь периодической системой химических элементов как справочником и как наглядным пособием не только на уроках химии, но и физики, чтобы объяснить строение атома. Информация, заложенная в периодической системе, раскрывает закономерности, с участием которых можно предвидеть и прогнозировать появление новых химических элементов и их соединений.

Вывод:

• Периодический закон - универсальный закон природы, открыл путь к научному пониманию классификации элементов и образуемых ими соединений. Используется во многих отраслях наук и различных технологиях.
• Уникальность периодического закона заключается в том, что он имеет не только научное, но и прогностическое и мировоззренческое значение. Подтверждает существование и закономерности действия объективных законов природы и их практического применения в различных областях естественных наук.
• Периодическая система химических элементов, закономерности периодического изменения свойств элементов используются не только в современной химии, но и в физике, ядерной химии и физике, геологии, геохимии и др.
• Научная деятельность Д. И. Менделеева являются настоящим научным подвигом, признанным в мире. Она является примером целеустремленности в достижении научных целей, может служить образцом высокого гражданского, служение науке и своей стране. 

Справочный материал по  теме: Периодический закон и периодическая система химических элементов

Химическая связь и строение веществ

Из предыдущей темы вы узнали, что свойства элементов зависят от:

• а) зарядов их атомных ядер;
• б) числа энергетических уровней в электронной оболочке или радиуса атома;
• в) количества электронов на внешнем энергетическом уровне.

Устойчивыми являются завершенные энергетические уровни. Это характерно для инертных элементов. Атомы этих элементов не сочетаются между собой и с другими атомами. Это объясняется тем, что электронная оболочка, содержащая 2 или 8 электронов на внешнем энергетическом уровне, является устойчивой и энергетически выгодной атому. Во всех остальных элементах внешний энергетический уровень незавершенный. Во время химических реакций атомы стремятся его завершить. Поэтому процесс образования химических соединений (простых и сложных веществ) заключается в завершении атомами внешних энергетических уровней.

Как это происходит, какие вещества по строению образуются: атомные, молекулярные или ионные?
Ответ на этот вопрос можно дать, выяснив суть химической связи, образование которого происходит двумя способами, которые описаны ниже.

1. Два или более атомов образуют общие электронные пары (вещества молекулярного строения).
2. Атомы, имеющие малое количество электронов на внешнем энергетическом уровне (металлические элементы), отдают их. Атомы, имеющие большое количество электронов (неметаллические элементы) - присоединяют. Результатом такого перемещения электронов является образование заряженных частиц - ионов.

В обоих случаях внешний энергетический уровень приобретает конфигурации электронов, характерные для инертных элементов. Как уже упоминалось, завершенный внешний электронный уровень является устойчивым и энергетически выгодным атому.

Химическая связь - это связь, образованная на основе взаимодействия между частицами вещества (атомами, молекулами, ионами), в результате чего образуются химически стойкие молекулы или кристаллы.

Вспомните из курса физики, что такое электростатические силы притяжения.

Анализируя состав простых и сложных веществ, понимаем, что количество атомов элемента, который сочетается с другими, четко определена. Например, в состав молекулы кислорода входят два атома Кислорода - О₂. Аналогично и молекулы водорода, хлора, азота являются двухатомными. Однако в состав молекулы озона входят три атома Кислорода - О_3. В молекуле воды содержатся два атома Водорода и один атом Кислорода - Н₂О. Это молекулярные соединения.
А если рассмотреть состав поваренной соли, то ее кристаллы содержат разноименно заряженные частицы, которые называют ионами. Соединение между частицами происходит с выделением энергии и уменьшением собственной энергии и зависит от количества неспаренных электронов, способных к образованию совместных электронных пар. Поскольку ядра атомов имеют разные заряды, а радиусы могут быть большими или меньшими, то и силы притяжения между ними разные.

Электроотрицательность элемента

Обратим внимание на образование молекулы водорода. На внешнем энергетическом уровне один неспаренный s-электрон. С другим атомом Водорода он образует общую электронную пару. Поскольку заряд ядра в обоих атомах одинаковый, то они с одинаковой силой притягивают электроны внешнего энергетического уровня.

Другая ситуация наблюдается с образованием химической связи в молекуле хлорида водорода НСl. Несмотря на то, что в образовании связи участвуют атомы различных элементов, то, соответственно, заряды ядер их атомов также различны: у атома Водорода заряд ядра - +1, у Хлора - 17. Это указывает на то, что ядро ​​атома Хлора значительно сильнее притягивает к себе неспаренный электрон атома Водорода, чем это свойственно ядру атома Водорода. Поэтому в случаях, когда электронные пары образуются двумя различными элементами, силы притяжения между ними не однозначны. Чтобы определить, какой из элементов сильнее притягивает электронную пару связи, учеными введено понятие электроотрицательности элемента.

Электроотрицательность - это свойство атома элемента притягивать к себе электроны.

Электроотрицательность элементов меняется в периодах и группах (табл. 7).

Подумайте и объясните, с чем связаны такие изменения 

Рассмотрим изменение электроотрицательности в малых периодах.
Если расположить элементы по убыванию электроотрицательности, то образуется ряд электроотрицательности, которым можно пользоваться для определения, к какому из атомов, которые образуют электронную пару, смещаются электроны. Элемент, от которого оттягиваются электроны, приобретает условный положительный заряд. Элемент, к которому притягиваются электроны, - условный отрицательный. Величина этих зарядов зависит от числа электронов, указывающие на количество оттянутых или привлеченных электронов. В химической формуле более электроотрицательным элемент ставят на втором месте.

Вывод:

• Химическая связь - это связь, образованная на основании взаимодействия между частицами вещества (атомами, молекулами, ионами), в результате чего образуются химически стойкие молекулы или кристаллы.
• Образование химических соединений (простых и сложных веществ) заключается в завершении атомами внешних энергетических уровней.
• Соединении между частицами происходит с выделением энергии и уменьшением их собственной энергии.
• Электроотрицательность - это свойство атома элемента притягивать к себе электроны. Электроотрицательность элементов меняется в периодах и группах: в частности, в периодах с увеличением заряда ядер атомов элементов - возрастает; в главных подгруппах - падает. 

Ковалентная связь. Полярная и неполярная ковалентная связь

Ковалентная связь возникает между атомами неметаллических элементов. чтобы энергетический уровень у атомов неметаллических элементов завершился, они образуют совместные электронные пары.

Ковалентная связь - это связь, которая образуется за счет общих электронных пар.

Раскроем механизм образования ковалентной связи на примере молекулы водорода Н₂. Вам уже известно, что в атоме Водорода содержится один s-электрон, который во время движения вокруг ядра образует s-орбиталь. Электронная формула атома Водорода - 1s¹. Для образования устойчивой конфигурации ему не хватает одного электрона.

Во время сближения двух атомов ядро ​​первого притягивает электронную орбиталь второго, а ядро ​​второго - электронную орбиталь первого. При таком взаимодействии электронные s-орбитали частично перекрываются. Место перекрывания электронных облаков характеризуется повышенной электронной плотностью (рис. 24). 

Повышение электронной плотности в месте перекрытия электронных облаков не дает ядрам оттолкнуться и обеспечивает прочность связи. Оба электрона находятся в общем пользовании двух атомов. Электронная оболочка находится в устойчивой конфигурации - 1s².

Поскольку ядра атомов имеют одинаковый заряд, то перекрытие электронных облаков происходит симметрично от обоих ядер.

Схему образования ковалентной связи можно представить, обозначив неспаренный электрон внешнего энергетического уровня одной точкой, а общую электронную пару - двумя. К примеру:

В молекулярных соединениях используют также графические формулы. В них общую электронную пару заменяют чертой:

Н - Н.

Рассмотрим случай образования общей электронной пары, когда на внешнем энергетическом уровне один неспаренный р-электрон. Такой энергетический уровень имеется у галогенов. Например, электронная оболочка атома Хлора имеет 17 электронов. Электронная формула - 1s² 2s² 2р⁶ 3s² 3р⁵. Как и у атома Водорода, до завершения энергетического уровня атома Хлора не хватает 1 электрона. Поэтому, при условии сближения двух атомов Хлора, перекрываются электронные облака двух неспаренных р-электронов. Энергетический уровень становится завершенным, потому что вокруг ядер атомов уже движутся три пары электронов, принадлежащих каждому атому, и пара обобществленных (совместных). Таким образом, энергетический уровень становится завершенным. Образуется молекула хлора, состоящий из двух атомов - Cl₂.

Электронная формула этой молекулы имеет следующий вид:

 .
Графическая формула: Cl - Cl.

В этих случаях образуется одна общая электронная пара. Такую связь называют одинарной, а электроны, которые его образуют, - валентными.

Однако необходимо отметить наличие атомов, образующих не одну, а несколько электронных пар.  Рассмотрим образование ковалентной связи в молекуле кислорода. В ее образовании участвуют два атома Кислорода, для которых свойственна такое электронное строение: 1s² 2s² 2р⁴ , то есть на внешнем энергетическом уровне есть два спаренных s-электрона и два неспаренных р-электрона. До завершения уровня не хватает двух электронов.

Вы, наверное, уже догадались, что во время сближения атомов соединяются два электрона, образуя при этом две пары спаренных. Неспаренных р-электроны атомов Кислорода располагаются условно в двух взаимно перпендикулярных плоскостях, описывая р-орбитали, которые образуют связи (рис. 25).

 

Электронную формулу молекулы кислорода изображают так:

Напишите самостоятельно графическую формулу молекулы кислорода.

Как видим, в случае образования молекулы кислорода формируются две электронные пары. Такой тип связи называют двойной.

Выясните, сколько неспаренных электронов в электронной оболочке атома Азота, и определите, сколько общих электронных пар образуется. Назовите эту связь.

Итак, при образовании ковалентной связи в молекуле водорода каждый атом Водорода за счет совместной электронной пары приобретает двухэлектронную конфигурацию. В двух других случаях при образовании молекул хлора и кислорода каждая стойкая конфигурация атома достигается за счет восьми электронов.

Во всех случаях ковалентная связь образовывалась между атомами с одинаковой электроотрицательностью, поэтому образованные совместные электронные пары располагаются симметрично между ядрами атомов. Такую связь называют ковалентной неполярной.

Ковалентная неполярная связь - это связь, которая образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью за счет общих электронных пар, расположенных симметрично обоим ядрам атомов.

Такой тип химической связи возникает в молекулах простых
веществ, образованных неметаллическими элементами: Н₂, F₂, O₂, N₂,Cl₂, Br₂, I₂.

Ковалентная полярная связь

Если взаимодействуют атомы с различной электроотрицательностью (атомы различных химических элементов), то образованная общая электронная пара будет смещаться к атому, что проявляет большую электроотрицательность. Поясним это на примере образования молекулы хлорида водорода НСl (Рис. 26).

Вам уже известно, что атом Водорода имеет один неспаренный s-электрон, а атом Хлора - неспаренный р-электрон. В этом случае общая электронная пара будет образовываться именно этими электронами (рис. 27).

Поскольку атом Хлора проявляет большую электроотрицательность, чем атом Водорода, то общая электронная пара смещается ближе к Хлору. Благодаря этому молекула хлорида водорода становится полярной. На полюсах этой молекулы концентрируются два частичных заряда, одинаковые по величине, но разные по знаку.

Атом, к которому смещена электронная пара, характеризуется большей электроотрицательностью и приобретает частично отрицательный заряда δ^- (читается - «дельта»). Соответственно, атом, от которого сместилась электронная пара, то есть тот, у которого меньше электронов, имеет частично положительный заряд δ ⁺. Частичные заряды по абсолютному значению меньше единицы. Такой тип химической связи называют ковалентной полярной. Образуется в молекулах сложных веществ между атомами неметаллических элементов. Например: НF, CH₄ , CO₂ тому подобное.

Ковалентная полярная связь - это связь, которая образуется между атомами с разной электроотрицательностью на основании общих электронных пар.

Предложите формулы сложных соединений в которых, на ваш взгляд, имеется ковалентная полярная связь.

Как в случае образования ковалентной неполярной связи, электроны, образующие эту связь, называют валентными.

Вывод:

• Ковалентная связь - это связь, которая образуется за счет совместных электронных пар.
• Ковалентная неполярная связь - это связь, которая образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью за счет совместных электронных пар, расположенных симметрично обоим ядрам атомов. Этот тип связи имеется в молекулах простых веществ, образованных неметаллическими элементами.
• Ковалентной полярной связью называют связь, образующаяся между атомами с разной электроотрицательностью на основании совместных электронных пар. Присутствует в молекулах сложных веществ, образованных неметаллическими элементами.
• Атом, к которому смещена электронная пара и характеризующийся большей электроотрицательностью, приобретает частично отрицательный заряд δ^-. Атом, от которого сместилась электронная пара и, соответственно, с меньшей электроотрицательностью, имеет частично положительный заряд δ⁺. 

Ионная связь, ее образование

Вы рассмотрели образования химической связи, возникающей между атомами неметаллических элементов. Но существуют соединения, в состав которых входят атомы металлических и неметаллических элементов. Такие
соединения относятся к ионным.

Следовательно, и связь между частицами - ионный.

Ионы

При взаимодействии металлов с неметаллами атомы элементов превращаются в ионы.

Рассмотрим механизм образования ионов Натрия и Хлора. Обратимся к строению атома Натрия. Из его электронной формулы 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ видно, что на внешнем энергетическом уровне движется один s-электрон. До завершения энергетического уровня не хватает семь электронов. Поэтому для атома Натрия энергетически легче отдать один s-электрон, чем присоединить семь. Отдавая электрон, атом полностью теряет этот уровень, а остается предыдущий законченный.
Схематично этот процесс изображен на рисунке 29, но его можно представить и так:

У атома Хлора на внешнем энергетическом уровне располагаются семь электронов. Его электронная формула - 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵. И в завершение энергетического уровня не хватает одного электрона. Поэтому атому Хлора энергетически выгоднее присоединить один электрон, чем отдать семь (рис. 30).

Это преобразование можем записать и так:
Cl⁰ + 1e → Cl^-.
Теряя один электрон с внешнего энергетического уровня, атом Натрия превращается в положительно заряженный ион Натрия Na⁺ (катион Натрия). Атом Хлора, присоединяя один электрон, образует отрицательно заряженный ион Хлора Сl^- (анион Хлора). Итак, при взаимодействии Натрия с Хлором валентный электрон атома Натрия переходит на внешний энергетический уровень атома Хлора с образованием разноименно заряженных частиц.

Ионы - заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов, когда они теряют или присоединяют
электроны. Положительно заряженные ионы называют катионами, а отрицательно заряженные - анионами.

Величина заряда иона зависит от количества отданных или принятых электронов. Например, отдавая два электрона, атом Кальция Са⁰  превратится в катион Кальция с зарядом 2+ - Ca²⁺. Если атом Азота присоединит три электрона, то превратится в ион Азота с зарядом 3- - N^3-. Обратите внимание: заряд иона проставляют у символа элемента вверху справа, записывая сначала численное значение, а затем знаки «+» (для катиона) или «-» (для аниона).

Образование ионных связей

Из курса физики вам известно, что противоположно заряженные частицы обладают способностью притягиваться. Поэтому разноименно заряженные ионы Натрия и Хлора привлекаются за счет электростатических сил притяжения, образуя ионное соединение - кристалл (рис. 31).

С помощью химических символов эту схему можно записать так:
Na⁺ + Cl^- → NaCl.

Атомы и образованные ими ионы отличаются между собой:

• а) числом энергетических уровней (ионы металлических элементов);
• б) размерами частиц (радиусами)
• в) наличием зарядов у ионов;
• г) свойствами.

Свойства атомов и ионов разные, потому что они отличаются по строению.

Объясните на конкретном примере, чем отличаются ионы: а) положительно заряженный; б) отрицательно заряженный от соответствующих им атомов.

Понятие «молекула» для таких соединений - условное. В основном употребляется понятие «формульная единица». Она указывает на соотношение ионов в соединении.

В уравнениях реакций переход электронов обозначают стрелкой, которая отходит от атома, который отдает электроны, к атому, что их присоединяет. Например, образование кристалла поваренной соли можно представить следующим уравнением:

Химическая связь между ионами называется ионной. 

Из него следует, что у ионных соединений в составе есть одинаковое число положительных и отрицательных зарядов. Это означает, что соединения, образованные ионами, - электронейтральны. Сравнив ионную связь с ковалентной полярной, можно сделать вывод о том, что ионная связь является крайним случаем полярной ковалентной.

Вывод:

• Ионы - заряженные частицы, в которые превращаются атомы или группы атомов, когда они теряют или присоединяют электроны. Положительно заряженные ионы называются катионами, а отрицательно заряженные - анионами.
• Химическая связь между ионами называют ионной.
• Атомы и образованные ими ионы отличаются между собой: а) числом энергетических уровней (ионы металлических элементов); б) размерами частиц (радиусами) в) наличием зарядов в ионов; г) свойствами.
• У ионных соединений в составе есть одинаковое число положительных и отрицательных зарядов. Соединения, образованные ионами, - электронейтральны.

Кристаллические решетки. Атомные, молекулярные и ионные кристаллы

Кристаллическое строения вещества: Из курса естествознания и физики вы знаете, что в обычных условиях вещества находятся в трех агрегатных состояниях.

Назовите эти три состояния, объясните переход из одного в другой на примере воды.

Но жидкость или газ при определенных условиях (снижение температуры, давления) можно перевести в твердое состояние. Процесс затвердевания веществ - это процесс упорядочения структурных частиц вещества в пространстве. Вследствие твердения образуются кристаллические структуры, напоминающие решетки. Места расположения структурных
частиц в решетке называют узлами. В узлах кристалличесих решеток располагаются молекулы, ионы или атомы. В соответствии, различают три типа кристаллических решеток: молекулярные, ионные, атомные. Рассмотрим структуру каждой из них.

Молекулярные кристаллические решетки

Они характерны для веществ молекулярного строения. В узлах молекулярных решеток располагаются молекулы веществ с ковалентной связью. В зависимости от вида этой связи различают и виды молекулярных решеток: неполярные и полярные.

В узлах неполярных молекулярных решеток размещаются неполярные молекулы, которые привлекаются очень слабыми межмолекулярными силами взаимодействия (вандерваальсовыми). Таковы кристаллические решетки йода и углекислого газа (рис. 32 а, б).

Рис. 32. Модели кристаллических решеток:

В узлах кристаллической решетки веществ с полярной ковалентной связью тоже располагаются молекулы, которые в определенном порядке ориентируются друг к другу полюсами молекул (рис. 33).

 

Ионные кристаллические решетки характерны для веществ с ионной связью. В узлах решетки расположены ионы двух видов: положительно заряженные (катионы) и отрицательно заряженные (анионы).

Ионы располагаются поочередно в узлах кристаллической решетки и держатся силами взаимного притяжения.

Примером служат кристаллические решетки хлорида натрия. Вокруг каждого положительно заряженного иона Натрия (Na⁺) размещаются шесть отрицательно заряженных ионов Хлора (Cl^-) и наоборот. Упрощенно кристалл NaCl можно изобразить, как показано на рисунке

В природе есть много веществ с ионными кристаллическими решетками. Это оксиды, основания и соли. 

Силы притяжения между разноименно заряженными частицами большие, соответственно ионные связи - крепкие.  Типичными представителями таких соединений являются соли хлорид натрия, нитрат калия, нитрат натрия и др. 

Атомные кристаллические решетки наблюдаются в соединениях с ковалентными связями. В узлах таких решеток располагаются атомы. Все эти связи являются равноценными и крепкими. Примером являются кристаллические решетки алмаза, оксида кремния (IV).
Кристаллические решетки алмаза состоят из атомов Углерода, каждый из которых соединен с четырьмя другими под углом 109°28. Такой угол характерен для геометрической фигуры тетраэдра. В центре тетраэдра расположен атом Углерода, а на вершинах - четыре другие (рис. 36).

Связи между атомами в атомных кристаллических решетках являются очень прочными, поэтому на их разрыв расходуется большое количество энергии.

Зависимость физических свойств веществ от типов кристаллических решеток

Рассмотрим физические свойства веществ с различным типом кристаллической решетки. Молекулы веществ, образующих молекулярные кристаллические решетки, слабо удерживают друг друга в решетках.

Вспомните, какой тип химической связи имеется в соединениях с молекулярными кристаллическими решетками.

Если же между молекулами действуют слабые силы притяжения, то связь между ними можно легко разорвать. Это приводит к следующим свойствам: высокую летучесть, легкоплавкость, низкие температуры кипения, малую твердость. Например, у йода настолько слабы силы взаимодействия между молекулами, что даже при незначительном нагреве его кристаллы превращаются в пар, минуя жидкое состояние. Вам известно, что и аммиак, который входит в состав нашатырного спирта, при обычных условиях легко испаряется и тому подобное.

Приведите примеры других веществ с молекулярными кристаллическими решетками.

Вещества с ионными кристаллическими решетками отмечаются высокой твердостью, поскольку силы взаимодействия между разноименно заряженными ионами большие и одинаково действуют во всех направлениях. На разрыв ионных связей тратится много энергии. Например, чтобы расплавить поваренную соль, необходимо нагреть ее до температуры свыше 800 ° С, а чтобы соль кипела - выше 1400 ° С. С этим связана и тугоплавкость, и отсутствие летучести. Подавляющее большинство веществ с ионными кристаллическими решетками хорошо растворимые в воде. Если ионные соединения в твердом состоянии не проводят электрический ток, то в растворах являются электропроводящими. Ионные кристаллические решетки крепче молекулярных, но слабее, чем атомные.

Вещества с атомными кристаллическими решетками сходны по свойствам с ионными. Они характеризуются: а) прочностью кристаллов; б) высокими температурами плавления и кипения; в) твердостью; г) хрупкостью; г) почти нерастворимые в воде и других жидкостях. Очевиден тот факт, что ковалентные связи между атомами еще крепче, чем между ионами в ионных соединениях. Твердость алмаза по сравнению с другими твердыми веществами, является
высокой. К веществам с атомными кристаллическими решетками принадлежит кварц (оксид кремния (IV)) и его разновидности (рис. 37).

Итак, учитывая знания о кристаллическом строении вещества, можно сделать вывод о том, что строение вещества и его свойства взаимосвязаны. Зная строение кристаллической решетки, можно охарактеризовать или спрогнозировать свойства вещества, и наоборот, по ее свойствами можно определить кристаллическую структуру.  

Вывод:

• Процесс затвердевания веществ связан с упорядочением структурных частиц вещества в пространстве, образованием структур, напоминающие решетки.
• Места расположения структурных частиц в кристаллических решетках называют узлами.
• Различают три типа кристаллических решеток: а) молекулярные; б) ионные; в) атомные.
• В узлах молекулярных решеток располагаются молекулы веществ с ковалентной связью, которые привлекаются очень слабыми межмолекулярными силами взаимодействий.
• Ионные кристаллические решетки характерны для веществ с ионной связью. Катионы и анионы располагаются поочередно в узлах решеток и содержатся силами взаимного притяжения.
• Атомные кристаллические решетки характерны для соединений с ковалентными связями. В узлах таких решеток располагаются атомы.
• Строение вещества и его свойства взаимосвязаны.  

Степень окисления 

Изучив типы химической связи в неорганических веществах, вы убедились, что атомы могут терять или присоединять электроны в одних случаях и образовывать общие электронные пары - в других.

Вспомните, на что указывает электроотрицательность атомов элементов, как она меняется в периодах и группах.

Как вам известно, электроотрицательность указывает на то, к каким атомам в химическом соединении смещаются или перемещаются электроны. С понятием «электроотрицательность» связана еще одна характеристика атома - степень окисления.

Степень окисления - это условный заряд атома, если предположить, что соединение состоит только из ионов.

Количественно степень окисления определяют числом электронов, которые отдал или присоединил атом, если это ионное соединение. К примеру, в соединении состава ZnS атом Цинка отдал два электрона, степень окисления цинка - +2 (плюс два). Сера присоединила два электрона и вследствие этого получила значение степени окисления -2 (минус два). Итак, в ионных бинарных соединениях степень окисления численно совпадает с величиной заряда ионов. Учитывая тот факт, что большинство неорганических веществ имеют немолекулярное строение, составлять формулы соединений целесообразно по степени окисления элементов.

В ковалентных полярных соединениях общая электронная пара смещена к более электроотрицательному элементу. Этот элемент имеет частичный отрицательный заряд. Соответственно, элемент, от которого сместилась электронная пара, - частично положительный. К примеру, в молекуле воды H₂O к Кислороду смещаются два s-электрона от двух атомов Водорода. В результате Водород получает заряд «+» (плюс). Кислород приобретает условный заряд -2 (минус два).

Степени окисления в соединениях проставляют над символами элемента, например:

Надо запомнить, что, проставляя степень окисления, сначала ставят знак «+» или «-», а затем - его числовое значение.

Вспомните, как обозначаются заряды ионов в ионных соединениях.

Действительно, в ионных соединениях заряды ионов проставляют после символа элемента вверху справа, причем сначала пишут числовое значение, затем - соответствующий знак, например Са²⁺.

Этим отличаются обозначения заряда иона и степени окисления.

Валентность и степень окисления

Учение о строении атомов и химической связи помогло раскрыть и понять физический содержание одного из основных понятий химии - валентности. Валентность рассматривают как способность атомов образовывать химические связи.

Валентность - это число ковалентных химических связей, которыми атом соединен с другими атомами.

Из этого определения можно сделать вывод о том, что число связей, которые может образовать атом, равно числу неспаренных электронов, используемых для создания совместных электронных пар. Следовательно, и валентность можно выражать числом неспаренных электронов, которые могут образовать совместные электронные пары.

Если же принять во внимание то, что валентность измеряется числом ковалентных связей, то для веществ немолекулярного строения понятие валентности теряет определенность. Для них характерно только понятие степени окисления.

Что можно сказать о степени окисления в соединениях с ковалентной неполярной связью? Ведь в них не происходит смещение электронов, а электрон атомов, образующих молекулы простых веществ, является одинаковой. Вам уже известно, что в таких соединениях ядра атомов равноудалены от общих электронных пар, образующих связь. Поэтому степень окисления в простых веществах равна нулю, например, для простых веществ, образованных неметаллическими элементами Водородом, Хлором, Кислородом и т. д .:

Однако валентность атомов элементов не совпадает с числовым значением степени окисления, поскольку, как уже упоминалось, валентность определяется числом электронов, образующих химическую связь. Поэтому в вышеуказанных соединениях водорода, хлора, брома валентность элементов равна 1, у Кислорода - 2, а у Азота - 3.

Отсюда следует вывод: в простых веществах, в состав молекул которых входят два атома, степень окисления и валентность элементов неодинаковы.

Нужно отметить, что многие элементы в соединениях проявляют переменную степень окисления. Например, Сера в соединениях H₂S, Na₂S проявляет степень окисления -2, имея большую электроотрицательность, чем Водород и Натрий. А в соединениях SO₂, SO₃ сера проявляет положительную степень окисления, соответственно +4 и +6, потому что Кислород более электроотрицательный. Самая высокая положительная степень окисления элемента проявляется тогда, когда все электроны внешнего энергетического уровня образуют химические связи.

Учитывая то, что молекулы - электронейтральны, сумма положительных зарядов равна сумме отрицательных зарядов внутри одной молекулы.

Определение степени окисления элементов по химической формуле соединения

По химической формуле бинарного соединения определяют степень окисления элемента. Чтобы это сделать, необходимо помнить:

1. в формулах бинарных соединений элемент с большей электроотрицательностью стоит на втором месте. Это означает, что электронная пара смещена к этому элементу. В случае ионных соединений электроны переместились к этому элементу. Следовательно, его степень окисления всегда имеет отрицательный заряд, числовое значение которого зависит от количества смещенных или перемещенных электронов;
2. сумма степеней окисления элементов в соединении равна нулю;
3. степень окисления щелочных металлических элементов всегда равна +1, а Водорода - в основном тоже +1 (исключение составляют соединения металлических элементов с Водородом - гидриды, в которых степень окисления - -1)
4. степень окисления Кислорода - 2 (исключение: соединения ОF₂, H₂O₂)
5. степень окисления элемента в простом веществе равна нулю.

Учитывая сказанное выше, попробуйте определить степень окисления элемента в бинарных соединениях по представленным формулам: HBr, CaO, Mn₂O₇, CH₄, NH₃, H₂S.   

Составление формулы соединения по известным степеням окисления элемента

Вспомните, как составляют формулы бинарных соединений по валентности атомов элементов. Формулы бинарных соединений по степени окисления составляют подобно тому, как и по валентности элементов.

Рассмотрим пример.

Задача №57

Составьте формулу соединения Хлора, проявляющего степень окисления +7, с Кислородом.
Решение .
1. Запишем символы химических элементов и проставим числовые значения их степеней окисления:

2. Найдем наименьшее общее кратное для чисел 7 и 2, оно составляет 14.
3. Делим наименьшее общее кратное на степень окисления каждого элемента и найдем число атомов в составе соединения, которые проставляются индексами.
4. Ответ: формула соединения - Сl₂O₇.

Вывод:

• Степень окисления - это условный заряд атома в соединении, если предположить, что оно состоит только из ионов.
• Степень окисления определяют числом электронов, которые отдал или присоединил атом, если это ионное соединение, или числом смещенных электронов, если соединение ковалентное полярное.
• Валентность - это число ковалентных химических связей, которыми атом соединен с другими атомами.
• В простых веществах, в состав молекул которых входят два атома, степень окисления и валентность элементов разные.
• По химической формуле бинарного соединения определяют степень окисления элемента, а по степени окисления составляют формулы бинарных соединений.    

Справочный материал по теме: Химическая связь и строение вещества

Решение задач на тему: Химическая связь, строение и свойства молекул

Задача №58

Чем определяется различие в энергиях разрыва связей в молекуле и в молекулярном ионе , которые составляют соответственно 436 и 258 кДж/моль?

Решение. Ковалентная связь в молекуле образуется двумя электронами с антипараллельными спинами (т. е. двухцентровая связь — см. выше), расположенными на связывающей молекулярной орбитали Для разрыва связи в ионе , образуемом одним 1s-электроном на такой же связывающей МО (одноцентровая связь), естественно, требуется меньшее количество энергии. Следовательно, кратность связи (К) в молекуле должна быть выше, чем в ионе что и подтверждается простым расчетом:

Задача №59

Дайте определение валентности и степени окисления. Приведите структурные формулы 3-аминобензой-ной кислоты, гидроксохлорида меди и оксида фтора. Укажите валентности и степени окисления всех элементов.

Решение. Валентность и степень окисления — разные понятия, характеризующие способность элементов образовывать химические соединения.

Валентность — это число связей атома данного элемента с атомами других элементов в данном химическом соединении. Валентность всегда имеет положительное целочисленное значение.

Степень окисления — это формальный заряд, которым обладает атом в данном химическом соединении при условии, что все связи имеют ионный характер. Именно последнее требование обусловливает формальность этого понятия. Степень окисления может быть как положительной, так и отрицательной величиной, как дробной, так и целочисленной.

Структурные формулы показывают последовательность соединения атомов в молекуле с соблюдением валентности элементов.

1) 3-Аминобензойная кислота.

Все связи в молекуле 3-аминобензойной кислоты - ковалентные полярные, кроме связей С-С в бензольном кольце, которые являются ковалентными неполярными:

Валентности элементов равны: С — IV, О — II, Н — I, N — III.

Используем следующие правила определения степеней окисления: 1) сумма степеней окисления атомов в молекуле равна 0; 2) степень окисления Н равна +1 в соединениях с неметаллами; 3) степень окисления О равна -2 , кроме соединений со фтором и перекисных соединений; 4) степень окисления F равна -1; 5) степень окисления металла равна заряду иона металла. Руководствуясь этими правилами, находим степени окисления: Степени окисления атомов углерода различны. Атомы С в бензольном кольце при связях С—Н имеют степень окисления -1 (так как Углерод — более электроотрицательный элемент, чем Водород), атом С при связи С—N имеет степень окисления +1 (Азот более электроотрицателен, чем Углерод), атом С при связи С—С — степень окисления 0 (связь между одинаковыми атомами). Наконец, атом С в группе — СООН связан тремя связями с более электроотрицательными атомами О и имеет степень окисления +3.

2) Гидроксохлорид меди Сl — Си—О—Н.

3) Оксид фтора F—О—F.

Задача №60

Опишите пространственное строение молекулы четыреххлористого углерода. Как распределены валентные электроны в молекуле ? Какова величина валентного угла Сl—С—Сl в этой молекуле? Какой тип гибридизации атомных орбиталей реализуется у атома Углерода?

Решение. Распределение электронов в молекуле можно представить с помощью электронной формулы (рис. 3.1). Вокруг центрального атома Углерода расположены четыре группы электронов — четыре электронные пары, образующие ковалентные связи. Поскольку одноименные заряды отталкиваются, эти группы электронов располагаются так, чтобы быть на максимально возможном удалении друг от друга.

Такое расположение электронных пар достигается в том случае, если угол между связями С1 — С — С1 равен понятно, что при этом молекула не может быть плоской и иметь форму знака « + »: при таком расположении атомов угол между связями был бы равен лишь 90°.

Угол, равный 109°28', получается только при условии, что молекула имеет тетраэдрическую форму с атомами С1, расположенными в вершинах фигуры, и атомом Углерода — в ее центре (рис. 3.2).

Химиками разработан метод изображения трехмерных структур в плоскости, на листе бумаги — этот метод использован на рис. 3.2. Связи, лежащие в плоскости листа, изображают обычным образом, сплошными линиями. Связи, направленные от нас, за плоскость листа бумаги, изображаются пунктирными линиями. Связи, направленные от листа бумаги к вам, изображаются клинообразными линиями.

Любой атом Углерода, имеющий четыре одинарные связи, имеет тетраэдрическое расположение связей, и, следовательно, валентный угол в соответствующих молекулах всегда равен 109°28'. Так, например, на рис. 3.3 изображена молекула этана, в которой оба атома С имеют тетраэдрическое расположение связей. Теоретическое обоснование структуры подобных молекул впервые было предложено Л. Полингом на базе гибридизации атомных орбиталей — в данном случае в атоме Углерода реализуется гибридизация (см. также следующую задачу).

Задача №61

Обоснуйте пространственную структуру следующих молекул:

Решение. Хлорид алюминия Пространственная структура этой молекулы определяется тем, что при образовании связей А1 — С1 происходит гибридизация одной s- и двух р-орбиталей атома Аl (-гибридизация), при этом образуются три одинаковые -гибридные орбитали, расположенные под углом 120° друг к другу. Таким образом, — плоская молекула с углом 120° между связями.

Фторид бериллия При образовании молекул типа (X — галоген или водород) происходит sp-гибридизадия орбиталей центрального атома и возникают химические связи, направленные под углом 180° друг к другу. Молекулы данного типа линейны.

Фосфин При образовании связей Р—Н происходит гибридизация одной s- и трех р-орбиталей атома Фосфора; три -гибридные орбитали участвуют в образовании трех связей Р—Н, а четвертая орбиталь занята неподеленной электронной парой. Молекула имеет форму треугольной пирамиды с атомом Фосфора в вершине. Величина угла между связями Р—Н существенно отличается от характерного для -гибридизации значения 109°28' — она равна 94°.

Разобранные примеры показывают, что гибридизация электронных орбиталей характерна не только для соединений Углерода, но и для соединений любых элементов, когда химическая связь образуется электронами, принадлежащими к разным, но близким по энергии орбиталям.. Заметим, однако, что структуры молекул типа и т. д. могут быть объяснены, и без привлечения модели гибридизации орбиталей.

Задача №62

Для определения структуры молекул в газовой фазе широко используют спектроскопический метод, который позволяет найти межъядерные расстояния по спектрам молекул. По спектроскопическим данным были рассчитаны межъядерные расстояния в молекуле = 0,210 нм, г(l—I) = 0,364 нм. Определите, какую геометрическую фигуру образуют ядра атомов в этой молекуле. Какой тип гибридизации центрального атома позволяет описать строение данной молекулы?

Решение. Все три связи В—I в молекуле одинаковы. Молекула может иметь форму правильного треугольника, если атом Бора находится в плоскости, образованной тремя атомами Йода:

Если атом бора лежит вне этой плоскости, то молекула имеет форму треугольной пирамиды:

В первом случае угол между связями равен = 120°, во втором случае

Для нахождения этого угла рассмотрим равнобедренный треугольник I — В—I.

По теореме косинусов,

откуда  Это означает, что молекула представляет собой равносторонний треугольник с атомом Бора в центре. Центральный атом Бора находится в состоянии -гибридизации.

Комментарий: Решение этой задачи показывает, что если вы по настоящему увлечены химией, то для успешного ее изучения совершенно обязательна хорошая подготовка по математике (а также по физике). В этом можно убедиться при анализе и многих других решенных в этой книге задач.

Задача №63

Длина диполя молекулы фосфина равна нм. Рассчитайте дипольный момент молекулы в Кл • м и в Д (дебаях).

Решение. Дипольный момент р является произведением длины диполя I — расстояния между двумя равными по величине и противоположными по знаку зарядами +q и -q — на абсолютную величину заряда: Дипольные моменты молекул обычно выражают либо в Кл • м, либо в Д.

Абсолютное значение заряда электрона Кл, поэтому дипольный момент молекулы составляет

Поскольку 

Задача №64

Вычислите разницу электроотрицательностей (ЭО) следующих пар «связанных» атомов: Н—S, Н—N, Н—Ge, Н — К (см. таблицу ЭО в любой из рекомендованных книг). Какая из этих связей наиболее полярна («ионна») и в сторону какого из атомов смещено электронное облако связи?

Решение. Разность ЭО составляет = Следовательно, наиболее полярной оказывается связь Н—К (в гидриде калия). Электронное облако в первых двух связях смещено в сторону атомов S и N, в последних — в сторону Н.

Количество вещества. Расчеты по химическим формулам

Известно, что вещества вступают в химические реакции в определенных количественных соотношениях. Возникает вопрос: «Как практически взять нужную порцию вещества, содержащую необходимое для химической реакции количество атомов, молекул, ионов?». Просто отсчитать нужное количество этих частиц практически невозможно из-за их очень малых размеров. Поэтому для проведения химических реакций отмеряют определенные массы или объемы веществ. Массовые соотношение веществ, взаимодействующих между собой, можно установить, если обратиться к количественной стороне химической реакции.

Например, запишем реакцию взаимодействия серы с кислородом:

S + O₂ = SO₂.

На основе известных вам вычислений относительных атомной и молекулярной масс выясним, в каких соотношениях эти вещества прореагируют. Из уравнения реакции становится очевидно, что 32 массовые части серы (А_r = 32) вступают во взаимодействие с 32 массовыми частями кислорода (М_r = 32). Итак, можно сделать вывод о том, что в порции серы массой 32 г содержится такое же количество частиц, что и в порции кислорода массой 32 г. Иначе говоря, обе порции - это одинаковые количества вещества.

Количество вещества

Для того чтобы взять для протекания реакций соответствующие соотношения порций веществ, в химии используют физическую величину количество вещества.

Количество вещества ν (читается - «ню») - это физическая величина, которая указывает на число структурных частиц (атомов, молекул, ионов), которые содержатся в данной порции этой вещества.

Как и любая физическая величина, количество вещества имеет единицу измерения. Такой единицей является моль, что в переводе с латинского означает «множество». Моль - это порция вещества, масса которой численно равна ее относительной атомной, молекулярной или формульной массам. Поэтому 1 моль серы имеет массу 32 г, водорода - 2 г, углерода - 12 г, хлорида натрия - 58,5 г, воды - 18 г.

Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных частиц (атомов, молекул, ионов), сколько атомов содержится в Углероде массой 0,012 кг (12 г).

Вспомните, что называют нуклидом и такое нуклид Углерода-12 - ¹²С.

Число Авогадро

Итальянский ученый А. Авогадро вычислил и экспериментально исследовал число атомов в Углероде с нуклонным числом 12 массой 0,012 кг (12 г), что соответствует количеству вещества Углерода 1 моль. С этой целью он разделил эту массу на массу одного атома Углерода и получил число 6,02 · 10²³.

В честь ученого его назвали числом Авогадро и обозначают N_А. Для каждого вещества, взятой порцией 1 моль, оно является неизменным. Поэтому число Авогадро (6,02 · 10²³) является универсальной постоянной, что указывает на количество структурных частиц в порции вещества 1 моль, для всех веществ, несмотря на их агрегатные состояния. Итак, в воде массой 18 г, в железе массой 56 г, сере массой 32 г содержатся 6,02 · 10²³ структурных частиц. Отсюда физико-химические константы, которые численно соответствует числу Авогадро, называют постоянной Авогадро и тоже обозначают N_А. Математически постоянную Авогадро обозначают таким отношением: 

Размерность постоянной Авогадро - 1/моль, или моль^1-1 . Отсюда следует, что физическая величина 1 моль - это число Авогадро структурных частиц вещества.

Число Авогадро 6,02 · 10²³ - это число, указывающее на количество структурных частиц, содержащихся в 1 моль любого вещества независимо от его агрегатного состояния.

Если количество структурных частиц вещества N  поделить на постоянную Авогадро N_A (то есть физико-химическую константу этого числа), то можно вычислить количество вещества ν: .

Несмотря на то, что число 6,02 · 10²³ является постоянным для любого
вещества количеством вещества 1 моль, то:

• 1 моль (O₂ ) = 6,02 · 10²³ молекул;
• 1 моль (CO₂) = 6,02 · 10²³ молекул;
• 1 моль (H₂O) = 6,02 · 10²³ молекул.

Вычисление на основе понятий «количество вещества» и «постоянная Авогадро »

Вспомните, какие структурные частицы вещества вы знаете. 

На основе понятия «количество вещества» осуществляют вычисления, в частности:
а) находят число структурных частиц в определенной порции вещества;
б) по числу молекул (или других структурных частиц) вычисляют соответствующее количество вещества.

Рассмотрим примеры.

Задача №65

Вычислите число молекул в воде количеством вещества 0,2 моль.

известно:
ν (H₂O) = 0,2 моль

N -?
Решение
1. Применим формулу  и ее производную формулу 
N_A = 6,02 · 10²³ моль^-1 .
2. Найдем число молекул в порции воды количеством вещества 0,2 моль:
N = 6,02 · 10₂₃ моль^-1 · 0,2 моль = = 1,204 · 10²³ молекул.
Ответ: в воде количеством вещества 0,2 моль содержится 1,204 · 10²³ молекул.

Задача №66

Какой количества вещества кислорода (O₂ ) соответствуют 12,04 · 10²³ его молекул?
известно:
N (O₂) = 12,04 · 10²³ молекул

ν(O₂) — ?

решение
1. Применим формулу: 
2. Найдем количество вещества - ν:

Ответ: 12,04 · 10²³ молекул кислорода соответствуют количеству вещества 2 моль.

Вывод:

• Количество вещества ν ( «ню») - это физическая величина, которое указывает на число структурных частиц (атомов, молекул, ионов), которые содержатся в данной порции этого вещества.
• Единицей измерения количества вещества является моль. Моль - это количество вещества, содержащее столько структурных частиц (атомов, молекул, ионов), сколько атомов содержится в Углероде массой 0,012 кг (12 г).
• Число Авогадро 6,02 · 10²³ - это число, указывающее на количество структурных частиц, содержащихся в 1 моль любого вещества независимо от его агрегатного состояния.
• На основе понятий «количество вещества» и «постоянная Авогадро» осуществляют химические вычисления.    

Решение задач на тему: Химическое равновесие

Задача №67

Какова размерность константы равновесия для реакции

Решение. Константа равновесия указанной реакции определяется выражением

следовательно, она имеет размерность

Ответ. 

Задача №68

Какую размерность имеет константа равновесия для реакции

Решение. Константа равновесия указанной реакции определяется выражением следовательно, она имеет размерность

Ответ. атм или Па.

Задача №69

Рассчитайте равновесные концентрации водорода и йода при условии, что их начальные концентрации составляли 0,02 моль/л, а равновесная концентрация HI — 0,03 моль/л. Рассчитайте константу равновесия.

Решение. Из уравнения реакции

следует, что на образование 0,03 моль HI потребовалось по 0,015 моль водорода и йода; следовательно, их равновесные концентрации равны и составляют 0,02 - 0,015 = 0,005 моль/л. Константа равновесия

Ответ.

Задача №70

Обратимая реакция описывается уравнением Смешали по 1 моль всех веществ. После установления равновесия в смеси обнаружено 1,5 моль вещества С. Найдите константу равновесия.

Решение. В ходе реакции

образовалось 1,5-1 = 0,5 моль вещества С; следовательно, в реакцию вступило по 0,5 моль А и В и образовалось 0,5 моль D. Количества веществ в смеси после установления равновесия равны: = 1 - 0,5 = 0,5, = 1 - 0,5 = 0,5, = 1,5, = 1 + 0,5 = 1,5 моль.

Константа равновесия равна

Ответ. К = 9.

Задача №71

Один моль смеси пропена с водородом, имеющей плотность по водороду 15, нагрели в замкнутом сосуде с платиновым катализатором при 320 °С, при этом давление в сосуде уменьшилось на 25%. Рассчитайте выход реакции в процентах от теоретического. На сколько процентов уменьшится давление в сосуде, если для проведения эксперимента в тех же условиях использовать 1 моль смеси тех же газов, имеющей плотность по водороду 16?

Решение.

1)Пусть = 1 - х, тогда масса смеси равна

откуда х = 0,7, т. е.

Давление уменьшилось на 25% при неизменных температуре и объеме за счет уменьшения на 25% числа молей в результате реакции. Пусть у моль вступило в реакцию, тогда после реакции осталось: = 0,7 - у, = 0,3 - у, = у, = 0.75 = (0,7 - у) + (0,3 - у) + у, откуда у = 0,25. Теоретически могло образоваться 0,3 моль ( — в недостатке), поэтому выход равен 0,25/0,3 = 0,833 = 83,3%.

Константа равновесия при данных условиях равна

2)Пусть во втором случае = 1 - а, тогда масса смеси равна 42а + 2(1 - а) = 2 • 16 = 32, откуда а = 0,75, т. е. = 0,75, = 0,25. Пусть в реакцию вступило b моль . Это число можно найти из условия неизменности константы равновесия

Из двух корней данного квадратного уравнения выбираем корень, удовлетворяющий условию 0 < b < 0,25, т. е. b = 0,214.

Общее число молей после реакции равно  = (0,75 - 0,214) + (0,25 - 0,214) + 0,214 = 0,786, т. е. оно уменьшилось на 21,4% по сравнению с исходным количеством (1 моль). Давление пропорционально числу молей, поэтому оно также уменьшилось на 21,4%.

Ответ. Выход — 83,3%; давление уменьшится на 21,4%.

Задача №72

Пары ацетальдегида смешали с водородом в молярном отношении 1 : 2 при давлении 300 кПа и температуре 400 °С в замкнутом реакторе, предназначенном для синтеза этанола. После окончания процесса давление газов в реакторе при неизменной температуре уменьшилось на 20%. Определите объемную долю паров этанола в реакционной смеси и процент превращения уксусного альдегида в этанол.

Решение. При гидрировании ацетальдегида образуется этанол:

Пусть в исходной смеси содержалось х моль ацетальдегида, = х, тогда, по условию, = 2х. Общее число молей газов равно = Зх.

Реакция ацетальдегида с водородом обратима. Пусть в эту реакцию вступает у моль , тогда водорода расходуется также у моль и образуется у моль В конечной смеси содержатся:

Общее число молей газов равно = (х - у) + (2х - у) + у = = 3х- у.

По условию, давление в конечной смеси уменьшилось на 20% по сравнению с исходным. Так как температура в процессе реакции не изменяется и объем реактора постоянен, то уменьшение давления вызвано только уменьшением числа молей газов. Таким образом, , или , т. е. у = 0,6x.

По закону Авогадро, объемная доля газа равна его мольной доле, поэтому объемная доля паров этанола равна = у/(3х - у) = 0,25, или 25%.

Процент превращения уксусного альдегида в этанол (т. е. практический выход этанола) равен у/х = 0,6, или 60%.

Ответ. 25% , процент превращения — 60%.

Задача №73

Как будет влиять увеличение температуры и давления на состояние равновесия в следующих реакциях:

Решение. а) Прямая реакция идет с поглощением тепла, поэтому нагревание способствует прямой реакции и равновесие сместится в сторону продуктов. В ходе прямой реакции увеличивается число молекул в газовой фазе, поэтому давление способствует обратной реакции и равновесие смещается в сторону исходных веществ.

б) При нагревании равновесие сместится в сторону продуктов. Давление не влияет на положение равновесия, так как в ходе реакции число молекул в газовой фазе не изменяется.

Молярная масса

Так, в 1 моль вещества содержится 6,02 · 10²³ структурных частиц. Каждая из этих частиц характеризуется определенной массой.

Если же число Авогадро структурных частиц вещества умножить на массу одной частицы, то найдем величину, которую называют молярной массой (M).

Например, масса молекулы воды - 2,99 · 10^-26 кг. Молярная масса воды составляет произведение массы молекулы и числа Авогадро: 2,99 · 10^-26 кг · 6,02 · 10²³ молекул = 0,018 кг/моль, или 18 г/моль.

Молярную массу (M) выражают формулой (1):
 
где m - масса вещества; ν - соответствующее количество вещества.

Молярная масса - физическая величина, равная отношению массы вещества к его количеству.

Итак, молярная масса отражает зависимость между массой и количеством вещества. Числовое значение молярной массы совпадает с числовым значением относительной атомной, молекулярной (формульной) массы и обозначается M.

Единицы молярной массы выражают в г/моль, кг/моль.
К примеру, определим молярную массу оксида меди (II). С этой целью вычислим относительную формульную массу оксида и выразим ее в г/моль: Mr (CuO) = 64 + 16 = 80. Следовательно, M (CuO) = 80 г/моль.
Из формулы 1 можно вывести две производные:
а) для определения массы (2):

б) для вычисления количества вещества (3):

Все три формулы применяют в химических вычислениях.
Вычисления на основе понятия «молярная масса». По приведенным выше формулам решают химические задачи.

Задача №74

Вычислить массу оксида кальция (CaO) количеством вещества 0,3 моль.
Известно:
ν (CaO) = 0,3 моль

m (CaO) -?

Решение
1. Применим формулу: m = M · ν.
2. Вычислим молярную массу (M) оксида кальция:
M (CaO) = 40 + 16 = 56 г/моль.
3. Вычислим массу оксида кальция количеством вещества 0,3 моль:
m (CaO) = 56 г/моль · 0,3 моль = 16,8 г.
Ответ: масса оксида кальция количеством вещества 0,3 моль равна 16,8 г.

Задача №75

Рассчитайте, какое количество вещества соответствует оксиду углерода (IV) массой 220 г.
Известно:
m (CO₂) = 220 г

ν(CO₂) — ?
решение
1. Применим формулу: ν = m*M.
2. Вычислим молярную массу (M) оксида углерода (IV) :
M (CO₂) = 12 + 16 * 2 = 44 г/моль.
3. Вычислим количество вещества:
ν (CO₂) = 220 г
44 г/моль = 5 моль.
Ответ: оксид углерода (IV) массой 220 г соответствует количеству вещества 5 моль.

Вывод:

• Молярная масса - физическая величина, равная отношению массы вещества к его количеству.
• Молярная масса отражает зависимость между массой и количеством вещества.
• Числовое значение молярной массы совпадает с числовым значением относительной атомной, молекулярной (формульной) массы и обозначается M.
• Единицу молярной массы выражают в г/моль или кг/моль.
• Пользуясь понятием «молярная масса», осуществляют химические вычисления.  

Закон Авогадро. Молярный объем газов

Твердые вещества и жидкости количеством вещества 1 моль занимают разные объемы (рис. 38). Это зависит от радиусов структурных частиц и расстояний между ними. В основном молекулы или другие частицы сближены до соприкосновения.

  

Во время преобразования твердых веществ или жидкостей в газообразное состояние объем 1 моль этих веществ резко увеличивается за счет увеличения расстояния между структурными частицами. При одинаковых условиях (температура, давление) расстояния в газах почти одинаковы. Поэтому молярный объем газов остается одинаковым при одинаковых условиях, в частности при температуре 0 ° С и давлении 101,3 кПа. Их принято называть нормальными условиями и обозначать сокращенно - н. у. Поэтому 6,02 · 10²³ структурных частиц любого газа при нормальных условий занимают одинаковый объем. Этот объем составляет 22,4 л. Такие соображения послужили открытию закона Авогадро.

В одинаковых объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Отсюда:

Одинаковым числам молекул газов соответствуют одинаковые объемы при одинаковых условиях.

Поскольку числу 6,02 · 10²³ молекул соответствует 1 моль вещества, то объем, который займет такая порция вещества, находясь в газообразном состоянии, называют молярным.
Молярный объем V_m - это отношение объема (V) к соответствующему количеству вещества (ν).

Математическое выражение (1):

где V_m (читается - «вэ-эм») - молярный объем в л/моль, м³/моль; V - объем в литрах, кубических метрах; ν - количество вещества в моль. Из формулы 1 можно получить производные:

Молярный объем - это физическая постоянная, которая при нормальных условиях одинакова для всех газов и численно равна 22,4 л/моль.
Чтобы представить такой объем, изготовьте куб, имеющий длину ребра 28,2 см. Объем его составит 22,4 л (рис. 39).

 

Вычисления на основе понятия «молярный объем»

Понятие «молярный объем» применяют при химических вычислениях, в частности:

• а) объема определенного числа молекул газа;
• б) объема заданной массы газа при нормальных условиях (н. у.)
• в) массы газа по заданному объему;
• г) объема по количеству вещества газа.

Рассмотрим примеры решения задач с применением
этого понятия.
1. Вычисление объема определенного числа молекул газа.

Задача №76

Вычислите, какой объем займут 12,04 · 10²³ молекул азота (н. у.).

Известно:
N (N₂) = 12,04 · 10²³ молекул

V (N₂) -?

Решение
1. Вычислим количество вещества по формуле:
 

Отсюда:  
2. Вычислим объем азота количеством вещества 2 моль по формуле:
V = V_m · ν.

Отсюда:
V = 22,4 л/моль · 2 моль = 44,8 л.
Ответ: 12,04 · 10²³ молекул азота (н. у.) занимают объем 44,8 л.

2. Расчет объема заданной массы газа при нормальных условиях.

Задача №77

Рассчитайте объем кислорода (н. у.) массой 6,4 г.
известно:
m (O₂) = 6,4 г

V (O₂) -?
Решение
1. Применим формулы:

2. Найдем молярную массу кислорода:
M (O₂) = 16 * 2 = 32 г/моль.
3. Вычислим количество вещества кислорода:
ν (O₂) = 6,4 г: 32 г/моль = 0,2 моль.
4. Вычислим объем кислорода:
V (O₂) = 22,4 л/моль · 0,2 моль = 4,48 л (н.у.)
Ответ: кислород массой 6,4 г займет объем 4,48 л (н. у.).

3. Расчет массы газа по заданному объему.

Задача №78

Вычислите, какой массе водорода соответствует его объем 6,72 л (н. у.).
Известно:
V (H₂) = 6,72 л

m (H₂) -?
решение
1. Применим формулы:

2. Найдем молярную массу водорода:
M (H₂) = 1 · 2 = 2 г/моль.
3. Найдем количество вещества водорода:
 
4. Вычислим массу водорода объемом 6,72 л:
m (H₂) = 2 г/моль · 0,3 моль = 0,6 г.
Ответ: водород объемом 6,72 л (н. у.) соответствует массе 0,6 г.

4. Вычисление объема по количеству вещества.

Задача №79

Вычислите объем хлора (Cl₂) (н.у.) количеством вещества 0,6 моль.
Известно:
ν (Cl₂) = 0,6 моль
Решение
1. Применим формулу: V = V_m · ν.
2. Найдем объем хлора Cl₂ количеством вещества 0,6 моль:
V (Cl₂) = 22,4 л/моль · 0,6 моль = 13,44 л.
Ответ: хлор количеством вещества 0,6 моль занимает объем 13,44 л (н. у.).

Вывод:

• В одинаковых объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.
• Молярный объем V_m - это отношение объема (V) к соответствующему количества вещества (ν).
• Нормальные условия - это температура 0 ° С и давление 101,3 кПа.
• Объем 1 моль любого газа при нормальных условиях (н. у.) составляет 22,4 л.
• Физическую величину «молярный объем» применяют при химических вычислений: а) объема определенного числа молекул газа; б) объема заданной массы газа при нормальных условиях (н. у.); в) массы газа по заданному объему; г) объема по количеству вещества газа.

Относительная плотность газов

Закон Авогадро подтвердил, что газы одинаковых объемов содержат одинаковое число молекул. Но массы этих объемов - разные.

Таблица 8

Из таблицы видно, что один газ тяжелее другого во столько раз, во сколько больше его молярная масса.

где m₁ - масса первого газа; m₂ - масса второго газа; M₁ - молярная масса первого газа; M₂ - молярная масса второго газа.

Относительной плотностью газов называют отношение, которое показывает, во сколько раз масса определенного объема одного газа больше или меньше массы такого же объема другого газа при одинаковых условиях.

Относительную плотность газа обозначают буквой латинского алфавита D (читается - «дэ»):
(1)
По формуле определения относительной плотности можно получить производную:
 (2)

Поскольку молярная масса численно равна относительной молекулярной массе, то из равенства 2 следует, что относительную молекулярную массу M_r1 первого газа вычисляют, зная относительную плотность (D) и относительную молекулярную массу второго газа (M_r2).

Для обозначения, в отношении которого газа ведут вычисления, у буквы D записывают его формулу. Чаще всего относительную плотность газов вычисляют по легким газам - водороду или воздуху и обозначают соответственно D_Н2 и Dвозд.

Кроме этого, относительную плотность газов определяют, пользуясь физической величиной плотность, что указывает на отношение массы газа к его объему - ρ (читается - «ро»).  Математическое выражение:

где ρ - плотность; m - масса газа; V - объем. Единица измерения плотности - г/см³  или кг/м³.

Несмотря на то, что плотность выражает массу одного объема вещества, а объем одного моля газа при нормальных условиях - одинаковый, относительную плотность можно рассматривать как отношение плотности одного газа в плотности другого:

Обобщить все представленные выше формулы вычисления относительной плотности одного газа по другому можно такими отношениями:

 

Вычисления на основе понятия «относительная плотность газов»

Понятие «относительная плотность газов» применяют для химических вычислений, в частности когда определяют: а) относительную плотность газа по другому газу; б) относительную молекулярную массу по плотности; в) молярную массу соединения по плотности. Рассмотрим примеры решения задач.

1. Вычисление относительной плотности газа.

Задача №80

Вычислите относительную плотность оксида углерода (IV) (CO₂) по водороду.
Известно:
CO₂, H₂

D_Н2 (CO₂) -?

решение
1. Применим формулу: 
2. Найдем молярные массы оксида углерода (IV) и водорода:
M (CO₂) = 12 + 16 * 2 = 44 г/моль;
M (H₂) = 1 · 2 = 2 г/моль.
3. Вычислим относительную плотность оксида углерода (IV)  по водороду:
D_H2 (СО₂) = 44 г/моль 2 г/моль = 22.
Ответ: относительная плотность оксида углерода (IV) по водороду - 22.

2. Нахождение относительной молекулярной массы по относительной плотности.

Задача №81

Относительная плотность этана (C₂H₆) по водороду - 15.
Вычислите его относительную молекулярную массу.
Известно:
DH₂(С₂Н₆) -15
H₂

Mr (C₂H₆) -?

решение
1. Применим формулу:

2. Найдем относительную молекулярную массу
водорода:
M_r (H₂) = 1 · 2 = 2.
3. Вычислим относительную молекулярную массу этана:
M_r (C₂H₆) = 15 * 2 = 30.
Ответ: относительная молекулярная масса этана - 30.

3. Нахождение молярной массы по плотности.

Молярную массу легко вычислить по массе 1 л газа, воспользовавшись формулой:
M = V_m · ρ,
где М - молярная масса; V_m - 22,4 л/моль; ρ - плотность, то есть масса одного литра (г/л) при нормальных условиях.

Задача №82

Вычислить молярную массу водорода, если масса 1 литра (н. у.) составляет 0,09 г.
Известно:
m - 0,09 г/л;

M (Н₂) -?
решение
1. M (Н₂) = 22,4 л/моль · 0,09 г/л = = 2,016 г/моль.
Ответ: молярная масса водорода - 2,016 г/моль.
 

Использование физической величины плотности при химических вычислениях доказывает единство законов природы и распространение их на все естественные дисциплины.

Вывод:

• Относительной плотностью газов называют отношение, которое показывает, во сколько раз масса определенного объема одного газа больше или меньше массы такого же объема другого газа при одинаковых условиях.
• Относительная плотность газа обозначают буквой латинского алфавита D (читается - «дэ»).
• обобщить все формулы вычисления относительной плотности одного газа по другому можно такими отношениями: 
• В химии применяют вычисления на основе понятия «относительная плотность газов ». 

Справочный материал по теме: Количество вещества. Расчеты по химическим формулам

Классификация неорганических соединений, их состав и номенклатура.  Оксиды. Кислоты

Классификация веществ, образующих основные классы неорганических соединений. Вам известно, что химические элементы обладают способностью сочетаться между собой. В результате химических связей, возникающих
между атомами элементов, образуются простые и сложные вещества.
Тема, которую вы будете изучать, касается классификации сложных веществ, образующих четкую систему соединений. Каждый класс этих соединений характеризуется определенным составом, строением и свойствами. Но, несмотря на разный состав, строение и свойства, между ними существуют внутренние взаимосвязи. Вступая в химические реакции, они обладают способностью к взаимопревращению. Именно разница в составе и строении этих соединений приводит различные свойства. Поэтому сложные вещества классифицируются в соответствующие группы - классы: оксиды, кислоты, основания и соли. Классификация основных классов неорганических соединений представлена схематично на рисунке 40.


Установите по данному выше определению состав оксидов.

Вы частично ознакомились с веществами, которые образуют целый класс неорганических соединений. Об их составе говорится в определениях.

При изучении курса химии ставится задача овладеть основами самообучения, что поможет вам осуществлять самообразование в течение жизни. В этом вам помогут умение самостоятельно конструировать понятия, выбирать в тексте главное, а также способность оперировать этими умениями. Такой подход будет способствовать концентрации вашего внимания и выделению существенных признаков в учебном материале. Поэтому сначала сделаем попытку
выполнить эту задачу с помощью схем для конструирования названия понятия «оксиды».

Перед тем как рассмотреть схему конструирования названия, отметим, что каждое понятие состоит из родового понятия и видовых признаков (рис. 41).

Рис. 41. Схема конструирования определения понятия «оксиды»

Рис. 42. Схема образования названий оксидов, в состав которых входят элементы с постоянной валентностью 

Рис. 43. Схема образования названий оксидов, в состав которых входят элементы с переменной валентностью

Например: оксид калия К₂О, оксид бария BaO, оксид алюминия Al₂O₃.
Если же в состав оксида входит элемент, который проявляет переменную валентность, то ее указывают в названии римской цифрой, взятой в скобки (рис. 43).
Например: FeO - оксид железа (II) ; Fe₂O₃ - оксид железа (III); MnO - оксид марганца (II); Mn₂O₃  - оксид марганца (III); MnO₂ - оксид марганца (IV) ; Mn₂O₇ - оксид марганца (VII).

На какие группы классифицируются оксиды?

Чтобы ответить на этот вопрос, вам снова придется вспомнить первую классификацию химических элементов на металлические и неметаллические.

Вспомните, как называют оксиды, образованные неметаллическими и металлическими элементами.

Металлические элементы с Кислородом образуют соединения, которые являются оксидами (щелочными, кислотными, амфотерными), а неметаллические - кислотные оксиды.

В периодах периодической системы есть элементы, расположенные на границе между металлическими и неметаллическими элементами. Для них свойственно образовывать оксиды, проявляющие двойственную химическую природу, то есть имеют свойства основных и кислотных оксидов. Их называют амфотерными. Классификация оксидов представлены в таблице 9.

Кислоты, их состав, названия и классификация

В своей практической жизни человек часто пользуется кислотами. По большей части они органического происхождения: уксусная (раствор, известный под названием «уксус»), лимонная, яблочная, щавелевая, молочная и др.

Оцените значение названных органических кислот в жизни человека.

Среди большого разнообразия неорганических соединений выделяют кислоты, которые, как и оксиды, образуют отдельный класс веществ.

От чего, на ваш взгляд, происходит общее название этого класса веществ?

Наиболее распространенными из них являются соляная (HCl), серная (H₂SO₄), ортофосфорная (H₃PO₄) кислоты. Из представленных примеров формул неорганических кислот видим, что в их состав входят атомы Водорода, которые связаны с другими атомами (соляная) или группой атомов (серная, ортофосфорная). Следовательно, определение кислот можно сформулировать благодаря этим данным.
Пользуясь схемой (рис. 44), сформулируйте самостоятельно определение понятия «кислота» и сверьте с представленным выше.

Удалось ли вам его сформулировать правильно?

Установите по определению состав кислот. Рассмотрим, из каких компонентов состоят названия кислот.

Как видно из схемы (рис. 44), видовыми признаками кислот является атомы Водорода и кислотный остаток. Кислотный остаток - это атом или группа атомов. Например, в составе соляной кислоты - атом Cl, в сульфатной - SO₄, а карбонатной - CO₃.

Характерным признаком кислотных остатков является то, что во время химических реакций они не разрушаются.
Ознакомимся с составом и названиями кислот, обработав данные таблицы 10.

* По названиям кислотных остатков называют соли.
Общая формула кислоты такова:

где n - количество атомов Водорода, КО - кислотный остаток.

Подумайте и объясните, как определить валентность кислотного остатка, зная валентность атомов Водорода.

Поскольку атомы Водорода одновалентные, то валентность кислотного остатка определяют по числу атомов Водорода в составе кислоты. Из таблицы 10 нетрудно понять происхождение названий неорганических кислот. Объясните это самостоятельно.

Из анализа химического состава кислот видно, что общим для них является наличие атомов Водорода. Их может быть разное количество: один или несколько. Это стало одним из признаков классификации кислот. Согласно ему, кислоты классифицируют на: одноосновные, если в составе имеется один атом Водорода; двухосновные, если атомов Водорода два; трехосновные, если этих атомов три. Кроме этого, наблюдается разный состав кислотных остатков, в частности, в некоторых из них имеется Кислород, а в других - отсутствует. Это второй признак, лежащий в основе классификации кислот. Поэтому по содержанию Кислорода или его отсутствию в составе кислотного остатка их разделяют на бескислородные и кислородсодержащие. Учитывая оба признака, классификацию кислот можно подать схеме (рис. 45).

Определите самостоятельно, к каким группам принадлежат кислоты, указанные в таблицы 10. 

Вывод:

• Сложные неорганические вещества классифицируют на четыре группы: оксиды, кислоты, соли, основания.
• Оксиды - это сложные вещества, в состав которых входят два элемента, один из которых - Кислород в степени окисления -2. Существуют солеобразующие и несолеобразующие оксиды. Солеобразующие - это щелочные , кислотные, амфотерные оксиды.
• Названия оксидов происходят от названия элемента и слова «оксид». Если валентность элемента является переменной, ее указывают после названия элемента римскими цифрами, взяв в скобки.
• Кислоты - это сложные вещества, в состав которых входят один или несколько атомов Водорода, способных замещаться на атомы металлов и кислотные остатки.
• Кислоты классифицируют по: содержанию атомов Водорода (одноосновные, двухосновные, трехосновные) и по содержанию Кислорода (бескислородные и кислородсодержащие).

Решение задач на тему: Газы, жидкости и твердые вещества

Задача №83

Сероводород при обычной температуре — газ, а вода — жидкость. Чем можно объяснить различие в агрегатных состояниях этих веществ?

Решение. Кислород — более электроотрицательный элемент, чем сера. Поэтому между молекулами воды возникают более прочные водородные связи, чем между молекулами сероводорода. Разрыв этих связей, необходимый для перехода воды в газообразное состояние, требует значительной затраты энергии, что и приводит к аномальному повышению температуры кипения воды.

Задача №84

Ниже приведены температуры плавления (К) благородных газов:

Чем объясняется повышение температуры плавления с возрастанием порядкового номера благородного газа?

Решение. С ростом порядкового номера благородных газов увеличиваются размеры их атомов при сохранении аналогичной структуры внешнего электронного слоя атома. Поэтому поляризуемость атомов возрастает, вследствие чего возрастают и силы вандерваальсового взаимодействия между ними; удаление атомов друг от друга, происходящее при переходе вещества из твердого в жидкое состояние, требует все большей затраты энергии. Это и приводит к повышению температуры плавления.

Задача №85

Образец газа массой 1,236 г при температуре 20 °С и давлении 1 атм занимает объем Вычислите относительную молекулярную массу газа.

Решение. Подстановка в уравнение Менделеева-Клапейрона числа молей v = m/М (где m — масса вещества в граммах, М — его молярная масса) дает

Уравнение (4.2) позволяет, при известных массе и объеме газа при определенных температуре и давлении, вычислить его молярную массу М. А поскольку полученный результат непосредственно даст относительную молекулярную массу

Подставляя в (4.2) все данные в условии задачи величины в СИ, находим

Ответ.

Задача №86

Определите плотность пентана при выбранных вами условиях.

Решение. Необходимо выбрать условия, при которых пентан является газом и не подвергается термическому разложению. Возьмем Т = 200 °С и р = 100 кПа. 1 моль газообразного пентана при этих условиях занимает объем V = RT/p = - 8,31 473/100 = 39,31 л, а плотность равна р = m/V =  72/39,31 = 1,83 г/л.

Задача №87

Газ, полученный при прокаливании 4,9 г бертолетовой соли, смешали в сосуде емкостью 4 л с газом, полученным при взаимодействии 6 г кальция с водой. Определите давление газовой смеси в сосуде при температуре 27 °С.

Решение. Запишем уравнения реакций разложения бертолетовой соли и взаимодействия кальция с водой:

При разложении 4,9/122,5 = 0,04 моль в результате реакции (1) образуется 0,06 моль ; по реакции (2) — 6/40 = 0,15 моль Сa позволяют получить 0,15 моль . Следовательно, в сосуд емкостью 4 л было помещено 0,21 моль смеси газов. Подставляя все значения в уравнение Клапейрона—Менделеева (1), находим

Ответ, р - 131 кПа.

Задача №88

Рассчитайте объем и радиус атома Хрома, исходя из предположения, что атомы имеют форму шара, а объем шаров составляет 68% от общего объема. Плотность хрома равна

Решение. Исходя из определения плотности вещества ( = m/V, где m — масса вещества, V — объем, занимаемый веществом), можно рассчитать объем 1 моль Хрома («молярный объем»)

По условию, атомов Хрома занимают объем, равный следовательно, объем одного атома Хрома составит

Радиус атома Хрома (R) рассчитывается по формуле

Отсюда
Ответ.

Задача №89

На рис. 4.2 представлена диаграмма состояния воды. Каков физический смысл каждой кривой на диаграмме? Как называется точка Т и каким условиям она соответствует? Охарактеризуйте каждую область, ограниченную двумя кривыми.

Характерен ли наклон кривой ВТ для большинства индивидуальных веществ?

Решение. Области фазовой диаграммы, ограниченные кривыми, соответствуют тем температурам и давлениям, при которых устойчива только одна фаза вещества. Так, при любых значениях температуры и давления, которые соответствуют точкам диаграммы, ограниченным кривыми ВТ и ТС, вода существует в жидком состоянии. При любых температуре и давлении, соответствующих точкам диаграммы, которые расположены ниже кривых AT и ТС, вода существует в парообразном состоянии.

Кривые фазовой диаграммы соответствуют условиям, при которых какие-либо две фазы находятся в равновесии друг с другом. Так, при температурах и давлениях, соответствующих точкам кривой ТС, вода и ее пар находятся в равновесии. Это и есть кривая давления пара воды. В точке X на этой кривой жидкая вода и пар находятся в равновесии при температуре 373 К (100 °С) и давлении 1 атм (101,325 кПа); точка X представляет собой точку кипения воды при давлении 1 атм.

Кривая AT является кривой давления пара льда; такую кривую обычно называют кривой сублимации.

Кривая ВТ представляет собой кривую плавления. Она показывает, как давление влияет на температуру плавления льда: если давление возрастает, то температура плавления уменьшается. Такая зависимость температуры плавления от давления встречается редко. Обычно возрастание давления благоприятствует образованию твердого вещества. В случае воды повышение давления приводит к разрушению водородных связей, которые в кристалле льда связывают между собой молекулы воды, заставляя их образовывать громоздкую структуру. В результате разрушения водородных связей происходит образование более плотной жидкой фазы.

В точке Y на кривой ВТ лед находится в равновесии с водой при температуре 273 К (0 °С) и давлении 1 атм. Она представляет собой точку замерзания воды при давлении 1 атм.

На фазовой диаграмме имеются две точки, представляющие особый интерес. Так, кривая давления пара воды заканчивается точкой С. Ее называют критической точкой воды. При температурах и давлениях выше этой точки пары воды не могут быть превращены в жидкую воду никаким повышением давления. Другими словами, выше этой точки паровая и жидкая формы воды перестают быть различимыми. Критическая температура воды равна 647 К, а критическое давление составляет 220 атм.

Точку Т фазовой диаграммы называют тройной точкой. В этой точке лед, жидкая вода и пары воды находятся в равновесии друг с другом. Этой точке соответствуют температура 273,16 К и давление Лишь при указанных значениях температуры и давления все три фазы воды могут существовать вместе, находясь в равновесии друг с другом.

Классификация неорганических соединений, их состав и номенклатура. Соли, основания

Соли, их состав, названия: Соли рассматривают как производные кислот.
Во время химических реакций в кислотах атомы Водорода частично или полностью замещаются ионами (катионами) металлических элементов. Поэтому в состав солей входят катионы металлических элементов и анионы кислотных остатков.

Рассмотрите приведенную ниже схему (рис. 47).

Пользуясь ею, добавьте пропущенную видовое название и самостоятельно сформулируйте определение понятия «соли».

Рис. 48. Схема образования названий средних солей

Соли, образованные в результате замещения всех атомов Водорода в кислоте на ионы металлических элементов (катионы), называют средними. Например, Хлорид калия KCl, карбонат натрия Na₂CO₃, силикат калия K₂SiO₃.

Проанализируйте состав и названия представленных выше двух солей и объясните, от чего происходят названия средних солей.

Очевидно, что названия средних солей происходят от названия катиона металлического элемента и названия кислотного остатка (рис. 48). Названия кислотных остатков легко запомнить, если вы хорошо знаете названия кислот (табл. 10,). Соль, в состав которой входит катион Натрия и анион Хлора, называют хлоридом натрия. Если в состав соли входят два катиона Калия и сульфат-анион - кислотный остаток серной кислоты - это сульфат калия.

В зависимости от того, катион какого металлического элемента замещает атомы Водорода, одна и та же кислота может образовывать много солей. Например, соляная кислота образует, кроме упомянутого хлорида натрия, еще хлорид калия, хлорид кальция, хлорид магния тому подобное. То есть все соли этой кислоты имеют общее название хлориды.

Аналогично это касается любой другой кислоты.
Общие названия солей неорганических кислот и примеры их формул представлены в таблице 11.

 Общая формула солей:

где n - количество кислотных остатков; ^{n +} - заряд иона металлического элемента; КО - кислотный остаток; ^m - количество ионов металлического элемента; m- - заряд аниона КО.

Если металл проявляет переменную валентность, то он может сочетаться с различным количеством кислотных остатков одной и той же кислоты. Например: Cr (NO₃) ₂ - нитрат хрома (II); Cr (NO₃) ₃ - нитрат хрома (III). В названиях таких солей обязательно указывают валентность элемента римской цифрой, взяв ее в скобки.

Составление формул солей по валентности. В предыдущей лекции упоминалось о том, что валентность кислотного остатка легко определить по числу атомов Водорода в молекуле кислоты. Это важно при составлении формул солей.

Вспомните, как составляют формулы бинарных соединений.

При составлении формул бинарных соединений следует помнить, что сумма валентностей атомов металлических элементов должна равняться сумме единиц валентности кислотных остатков. Например, надо составить формулу сульфата железа.

Чтобы выполнить эту задачу, предлагаем воспользоваться алгоритмом составления формулы и его схемой (рис. 49).

1. Запишите формулы металлического элемента и кислотного остатка.
2. Проставьте римскими цифрами валентность металлического элемента и кислотного остатка.
3. Найдите наименьшее общее кратное для чисел, соответствующие валентности металлического элемента и кислотного остатка.
4. Разделите наименьшее общее кратное поочередно на валентность металлического элемента и кислотного остатка, определите индексы и проставьте их внизу у соответствующих атомов или групп атомов. Если в состав соли входит несколько кислотных остатков, их заключают в круглые скобки и внизу проставляют индекс.
   Рис. 49. Схема алгоритма составления формул солей

Основания, их состав и названия, классификация. Основания рассматривают как соединения оксидов с водой. Поэтому их общее название - гидраты оксидов, или гидроксиды.

Вспомните из курса химии, вы знаете про взаимодействие оксидов металлических и неметаллических элементов с водой.

Оксиды активных металлических элементов легко соединяются с водой. Результатом таких реакций являются гидроксиды. Если в состав гидроксида входят 1-3 гидроксильные группы, то они образуют новый класс неорганических соединений - основания.

Приведем примеры реакций образования оснований:
К₂О + H₂O = 2КOH; CaO + H₂O = Ca (OH) ₂.
Из формул КОН и Ca (OH) ₂ видно, что в состав оснований входят катионы металлических элементов и гидроксильные группы OH. Итак, можем составить схему образования названий оснований (рис. 50).

Рис. 50. Схема образования названий оснований для элементов, проявляющих постоянную и переменную валентности

Основания классифицируют по двум признакам:
1) растворимости в воде;
2) числом гидроксильных групп (рис. 51).

Приведите примеры основ по поданному классификации (см. Рис. 51 ).
Общая формула щелочей:

где n - число гидроксид-ионов; ^{n +} - заряд катиона металлического элемента; Мe^{n +} - катион металлического элемента; ОН - гидроксид-ион.
Число гидроксильных групп зависит от валентности металла. Растворимые в воде основания называют щелочами. По таблице растворимости можно определить растворимые и нерастворимые в воде основания.

Вывод:

• Соли - сложные вещества, образованные катионами металлических элементов и анионами кислотных остатков.
• Соли, образованные в результате замещения всех атомов Водорода в кислоте на ионы металлических элементов (катионы), называют средними.
• Названия солей происходят от названия катиона с добавлением названия аниона. Если металл проявляет переменную валентность, ее проставляют после названия катиона римскими цифрами в круглых скобках.
• Основания - сложные вещества, в состав которых входят катионы металлических элементов и один или несколько анионов гидроксильных групп.
• Названия щелочей происходят от названия катиона с добавлением слова «гидроксид». Если металлический элемент проявляет переменную валентность, как и в солях, ее проставляют римскими цифрами в круглых скобках.
• Основания классифицируют по: а) растворимости в воде (растворимые - щелочи и нерастворимые) б) числом гидроксильных групп (одно-, двух-, багатокислотные). 

Физические и химические свойства оксидов

Оксиды как соединения элементов с Кислородом достаточно распространены в природе. При нормальных условиях они находятся в разных агрегатных состояниях: газообразном, жидком, твердом. Приведем примеры. Распространены в природе и образованные в результате хозяйственной деятельности человека оксид углерода (IV) , оксид серы (IV), оксид азота (IV) являются газами. Как вам известно, большие концентрации этих газов в атмосфере вызывают образование кислотных дождей. Оксид кремния (IV), оксид фосфора (V) , оксид магний и другие твердые вещества - бесцветные или имеют характерную окраску. Например: оксид хрома (III) - зеленый, оксид магния - белый, оксид железа (III) и оксид азота (IV) - бурого цвета, а оксид кремния (IV) - бесцветный. Рассмотрев образцы оксидов, вы наглядно убедитесь в этом. Для многих оксидов присущ характерный запах.

Например, оксид серы (IV), оксид азота (IV) - удушающие газы; оксид углерода (II) , оксид углерода (IV) - без запаха, ядовиты.

В твердом состоянии оксиды образуют атомные, ионные или молекулярные структуры (кристаллические решетки). К оксидам с молекулярными кристаллическими решетками принадлежат оксид углерода (IV) , вода (см. рис. 32 б, 33, с. 88). Атомную кристаллическую решетку имеет оксид кремния (IV), ионную - оксид алюминия.

Оксиды с атомными структурами характеризуются высокой твердостью, с молекулярными - летучестью. Температуры плавления и кипения меняются в широком диапазоне.

Напишите самостоятельно формулы всех упомянутых в тексте оксидов.

Химические свойства щелочных оксидов

Поскольку оксиды являются соединениями элементов с Кислородом, то им присущи как общие, так и отличные свойства. Исходя из названий этих групп оксидов, им можно дать определение.

Основные оксиды - это оксиды, которым соответствуют основания.

Например, оксиду натрия Na₂O соответствует основание гидроксид натрия NaOH, оксиду кальция СаО - гидроксид кальция Са(ОН) ₂.
Щелочные оксиды вступают в химическое взаимодействие с водой, кислотами и кислотными оксидами.

Вспомните реакцию соединения оксида кальция с водой, напишите уравнение реакции.

Исследуем химические свойства основных оксидов с помощью эксперимента.

1. Взаимодействие с водой.

Опыт 1. Кроме оксида кальция (рис. 52), с водой реагируют оксиды щелочных и щелочно-земельных металлических элементов (SrO, BaO).

К примеру:
K₂О + Н₂О = 2KOH;
BaO + H₂O = Ba(OH) ₂.

Продуктами этих реакций, соответственно, являются основания - гидроксиды калия и бария. Оба гидроксида хорошо растворимы в воде.

2. Взаимодействие с кислотами.

Опыт 2. Внесите в колбу оксид меди (II) (черный порошок) и добавьте соляной кислоты. При нагревании образуется прозрачная жидкость голубого цвета. Во время протекания реакции уменьшается содержание оксида меди (II) (рис. 53).

Вспомните, какие признаки протекания химических реакций вам известны.
В растворе - соль хлорида меди (II), которая окрашивает его в голубой цвет.

3. Взаимодействие с кислотными оксидами.

Интересным примером взаимодействия оксидов между собой являются реакции, лежащие в основе производства стекла. В результате взаимодействия оксидов кальция и кремния (IV) при нагревании образуется соль - силикат кальция:
CaO + SiO₂ → CaSiO₃.
В промышленности производят различные виды стекла сплавлением оксидов. Оконное стекло имеет химический состав Na₂O · CaO · 6Si₂O.

Химические свойства кислотных оксидов

Одно из свойств кислотных оксидов вы уже знаете. Это взаимодействие с основными оксидами. Кроме этого, они реагируют с водой и щелочами.
Докажем это экспериментально.

1. Взаимодействие с водой.

Углекислый газ, который пропускают под давлением через воду, частично взаимодействует с ней. Во время такого взаимодействия образуется гидрат оксида, который проявляет кислотные свойства, - угольная кислота. Это очень слабая кислота, поэтому она обладает свойством распадаться до исходных веществ.
СО₂ + Н₂О = Н₂СО₃;    Н₂СО₃ = СО₂↑ + Н₂О.

Расщепление угольной кислоты до исходных веществ можно наблюдать, если открыть бутылку с газированной водой.

Однако не все кислотные оксиды с водой образуют неустойчивые кислоты. При взаимодействии оксида серы (VI) с водой образуется стойкая серная кислота: SO₃ + Н₂О = Н₂ SO₄.

Напишите самостоятельно уравнение реакции взаимодействия оксида фосфора (V) с водой. Назовите тип реакции и сформулируйте ее определение.

Взаимодействие с водой кислотных оксидов, которые выбрасываются в атмосферу во время химических производств, приводит к образованию кислотных дождей. Вам уже известно, что кислотные дожди негативно влияют на растительный и животный мир. Кроме этого, повышается кислотность почв, что ведет к снижению урожайности и качества сельскохозяйственных культур. Повышение концентрации кислот в воде рек и озер вызывает вымирание водных животных. Необходимо добавить, что кислотные дожди разъедают металлические покрытия домов, краски, разрушают памятники архитектуры и культуры.

Нужно обратить внимание на то, что не все кислотные оксиды реагируют с водой. Вам известно, что берега многих рек, озер, морей покрыты оксидом кремния (IV) (песком), который непосредственно соприкасается с водой, и реакция не происходит. Но гидрат этого оксида существует - это силикатная кислота Н₂SiO₃.

2. Взаимодействие со щелочами.

Обратимся снова к опыту.

Опыт 3. Нальём в химический стакан раствор гидроксида натрия, капните несколько капель раствора фенолфталеина (рис. 54 а). Раствор приобретает малиновую окраску (рис. 54 б). Продуйте через окрашенный раствор углекислый газ. Раствор обесцвечивается (рис. 54 в).

Обесцвечивание раствора свидетельствует о том, что произошла химическая реакция:
СО₂ + 2NaOH = Na₂CO₃ + H₂O.
Образовалась соль - карбонат натрия и вода.

Кислотные оксиды - это оксиды, которым соответствуют кислоты.

Например: SО₂ - Н₂SО₃; SО₃ - Н₂SО₄; Р₂О₅ - Н₃РО₄.

Химические свойства амфотерных оксидов

Понятие «амфотерность» относится к соединениям, которые проявляют двойственные химические свойства. Если речь идет об амфотерных оксидах, то, очевидно, они должны проявлять свойства как основных, так и кислотных. К таким оксидам относятся оксиды цинка и алюминия, оксиды трехвалентного железа и хрома, оксид бериллия и др.

Напишите самостоятельно формулы указанных выше оксидов по их названиями.

Рассмотрим химические свойства амфотерных оксидов на примере оксидов цинка и алюминия.

3. Взаимодействие с кислотами.

Если к окиси цинка долить раствор серной кислоты, происходит реакция с образованием соли - сульфата цинка:
ZnO + Н₂SО₄ = ZnSО₄ + H₂O.
Аналогично с кислотами реагирует оксид алюминия:
Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O.

4. Взаимодействие со щелочами.

Реакции амфотерных оксидов с щелочами происходят при нагревании:

5. Взаимодействие с щелочными оксидами.

Амфотерные оксиды реагируют с основными оксидами с образованием солей:

6. Взаимодействие с кислотными оксидами.

При высоких температурах амфотерные оксиды взаимодействуют с наиболее активными кислотными оксидами:

Проанализировав продукты реакций амфотерных оксидов с кислотами, щелочами, щелочными и кислотными оксидами, видим, что в результате всех этих реакций образуются соли.

Амфотерные оксиды - это оксиды, которые проявляют как кислотные так и щелочные свойства.

Вывод:

• Оксиды в природе находятся в трех агрегатных состояниях. Образуют молекулярные, атомные и ионные кристаллические решетки. Некоторые имеют окраску или могут быть прозрачны. Температуры плавления и кипения оксидов изменяются в широком диапазоне. Реагируют с водой оксиды щелочных и щелочно-земельных элементов.
• Основным оксидам соответствуют основания. Реагируют с водой, кислотами, кислотными оксидами. Во время реакций с кислотами, кислотными оксидами образуются соли.
• Кислотными оксидам соответствуют кислоты. Они вступают в химическое взаимодействие с водой (исключение - SiO₂), основными оксидами, щелочами. Продуктами взаимодействия кислотных оксидов с основными оксидами и щелочами являются соли.
• Основные и кислотные оксиды взаимодействуют между собой с образованием солей.
• Амфотерные оксиды проявляют свойства основных и кислотных оксидов. Продуктами их реакций являются соли.

Распространение оксидов в природе. Использование оксидов. Влияние на окружающую среду

Оксиды - это химические соединения, которые очень часто встречаются в природе. В основном к ним относятся соединения активных металлических и неметаллических элементов.
Вода - самый распространенный оксид на Земле (рис. 56).

Она заполняет все впадины земной поверхности, образуя реки, озера, моря, океаны. Просачиваясь в почву, она образует грунтовые и подземные воды. Это удивительное и до конца не разгаданое вещество входит в состав горных пород и минералов. Растворяя в себе некоторые нужные для здоровья человека соли, образует целебные минеральные источники, у которых расположены курорты и лечебные учреждения. Как вам известно, без воды не могут существовать живые организмы - человек, растения, животные. В организме человека вода участвует во всех биохимических процессах, поддерживает объем и упругость клеток.

Для жизни и поддержания здоровья человеку нужна чистая вода, без примесей вредных веществ, попадающих в водоемы в результате хозяйственной деятельности. Поэтому все люди, которые обитают на нашей планете, должны беречь воду - это настоящее чудо природы, чьи тайны еще не до конца раскрыты.

Оксид кремния (IV) тоже относится к наиболее распространенным природным оксидам. Больше всего распространен песок. В природе он встречается в виде отдельных пластов, а также устилает дно водоемов: рек, морей, океанов и др. Кроме песка, природа подарила человеку и прозрачный минерал кварц (см. Рис. 46 ).

Отдельные кристаллы достигают гигантских размеров. Кварц образует много кристаллических разновидностей: горный хрусталь, дымчатый кварц, аметист, кошачий глаз и др., за счет примесей они имеют различную окраску. Кварц используется в различных приборах - оптических, электронных, теле- и радиоаппаратуре, для изготовления кварцевого стекла, как драгоценные камни в ювелирном деле и тому подобное.

Оксид алюминия является составной природных минералов алюмосиликатов. К ним относятся полевой шпат (К2В · Al₂О₃ · 6SiO₂), каолинит (Al₂О₃ · 2SiO₂ · 2Н₂О). Оксид алюминия входит в состав боксита - минерала, из которого добывают алюминий. Минерал корунд, имеет высокую твердость, используют для изготовления шлифовальных кругов. Этот минерал образует две цветные разновидности: рубин (рис. 57),

который имеет интенсивную красную окраску, и сапфир - синего цвета, которые используют для изготовления драгоценных украшений.

Оксиды железа входят в состав известных в металлургии железных руд, которых достаточно много. В металлургической промышленности чаще всего используют красный железняк, в состав которого входит оксид железа (III) (рис. 58 а), известный как руда гематит.

Оксид железа (II, III) Fe₃О₄ (рис. 58 б) входит в состав магнитного железняка. Руда магнетит содержит до 72,4% железа.
В природе встречаются и другие железняки, в частности шпаты, однако их руды имеют другой химический состав. Все минералы, содержащих элемент Железо, является основным сырьем для производства железа и его сплавов.

Оксид магния в природе - это минерал периклаз. Оксид магния MgO еще называют жженой магнезией (рис. 59),

что связано с способом ее добычи в промышленности. Соединения, в которые входит оксид магния - тальк, формулу которого можно представить как 3MgO · 4SiO₂ · H₂O, и асбест - CaO · MgO · 4SiO₂- проявляют высокую огнестойкость.
Оксид углерода (IV) распространен в атмосфере. Примерно 0,03% этого газа входит в состав воздуха. Играет активную роль в процессе фотосинтеза. Накопление углекислого газа в воздухе предопределяет парниковый эффект.

Использование оксидов

Частично об использовании оксидов уже упоминалось. Очевидно, что широкий спектр использования этих соединений прежде всего зависит от разнообразия их физических и химических свойств. Более подробная информация об использовании оксидов содержится в таблице 13.

Таблица 13


В таблице 13 представлен далеко не полный перечень использования оксидов. Изучая химические свойства оксидов, вы ознакомились с реакциями взаимодействия их с водой, в результате чего добывают основания и кислоты. При взаимодействии основных и кислотных оксидов между собой образуются соли. Соли же добывают и в результате реакций основных оксидов с кислотами и кислотных оксидов - с щелочами.

Вывод:

• Оксиды - это химические соединения, которые часто встречаются в природе. Это оксиды активных металлических и неметаллических элементов.
• Вода - самый распространенный на Земле оксид.
• К распространенным оксидам относятся: оксиды железа, алюминия, кальция, кремния и др.
• Оксиды широко используются во всех отраслях промышленности, что обусловлено их различными физическими и химическими свойствами.

Способы добывания оксидов

Вам известно, что оксиды - достаточно распространенные в природе вещества, которые имеют широкое практическое применение. Поэтому важно знать способы их добывания.

Вспомните, какие вещества называют оксидами, как их классифицируют.
Рассмотрим более подробно способы добывания оксидов.

Взаимодействие простых веществ с кислородом

Вы ознакомились с оксидами на примере взаимодействия кислорода с простыми веществами: металлами и неметаллами.

Вспомните химические свойства кислорода. С какими веществами он вступает в химическое взаимодействие?

Химически активные металлы обладают способностью вступать в реакции даже с кислородом, входящим в состав воздуха при обычных условиях. Например, щелочные металлы хранят под слоем смазки, чтобы изолировать их поверхность от воздействия атмосферного воздуха, попадая в который, они окисляются:

• 4Li + O₂ = 2Li₂O; 2Ca + O2 = 2CaO.

На воздухе при обычных условиях окисляется алюминий, поэтому поверхность всех изделий из него покрыта прочной оксидной пленкой:

• 4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃

Магний, сгорая, тоже образует оксид магния (рис. 60).

Напишите самостоятельно уравнение реакции образования оксида магния.

Оксиды образуются и при взаимодействии неметаллов с кислородом.

Напишите самостоятельно уравнение реакции горения углерода и фосфора.

Если в пламени горелки нагреть кристаллы серы, то она сначала плавится, а затем загорается. А когда расплавленную серу опускают в банку с кислородом, то она сгорает ярким пламенем (рис. 61).

Образуется оксид серы (IV) (сернистый газ), который имеет свойство поражать дыхательные пути.

Напишите самостоятельно уравнение реакции горения серы.

Взаимодействие сложных веществ с кислородом

Сложные вещества также взаимодействуют с кислородом, образуя оксиды. Например, реакция, которую вы наблюдаете на рисунке 62, хорошо вам известна из бытовых условий. Во время горения природного газа, в составе которого преобладает газ метан СН₄, образуются два оксида: оксид углерода (IV) и вода.

Напишите самостоятельно уравнение реакции горения метана.

Оксиды добывают также при горении сульфида водорода Н₂S, ацетилена С₂Н₂, который используют для резки и сварки металлов, фосфина РН₃, обжиге сульфида цинка ZnS и пирита FeS₂:
2С₂Н₂ + 5О₂ = 4СО₂ + 2Н₂О;    2ZnS + 3O₂ = 2ZnO + 2SO₂;   4FeS₂ + 11O₂ = 2Fe₂O₃ + 8SO₂.
Добывают оксиды также разложением нерастворимых оснований, некоторых кислот и солей при нагревании.

1. Добывание оксидов разложением нерастворимых оснований.

Нерастворимые в воде основания разлагаются при нагревании с образованием оксидов и воды, например:

Реакцию разложения гидроксида меди (II) легко наблюдать по изменению окраски реагента и образованнию оксида меди (II). В пробирку нальем раствор хлорида меди (II) и осторожно дольем раствор гидроксида натрия. Наблюдается выпадение синего осадка гидроксида меди (II). Закрепим пробирку со свежеосажденным гидроксидом меди (II) в лапке штатива или в держателе. Сначала прогреем всю пробирку по длине, а затем в месте, где находится гидроксид меди (II). При нагревании происходит обесцвечивание синего осадка и образование черного порошка. Черную окраску имеет оксид меди (II). Итак, нерастворимое в воде основание разлагается на оксид и воду.

2. Разложение некоторых кислот.

Учитывая то, что кислоты также гидраты оксидов, они разлагаются с образованием оксидов и воды при нормальных условиях или нагревании. Например, угольная, сернистая кислота разлагаются при нормальных условиях. Кремниевая кислота при этих условиях разлагается очень медленно, поэтому, как правило, реакцию проводят при нагревании:

 

3. Разложение солей при нагревании.

Соли неустойчивых кислот разлагаются при нагревании с образованием оксидов, например

Напишите самостоятельно уравнения реакции разложения карбоната магния и назовите продукты реакции.

Итак, существует много способов добывания оксидов. В их основе лежат химические реакции, которые заключаются в преобразованиях одних веществ в другие.

Вывод:

Итоги этого урока представим в форме схемы (рис. 63)

Расчеты по химическим уравнениям массы, объема, количества вещества, реагентов и продуктов реакции

Умение выполнять химические вычисления имеет большое практическое значение, ведь знания по химии являются действенными и крайне необходимыми для производственных процессов. Вам уже известно об изготовлении растворов с определенной массовой долей растворенного вещества. И для того, чтобы изготовить такой раствор правильно, необходимо уметь вычислить массу вещества и воды для определенной массы раствора.

В процессе становления химии как науки, открытия закона сохранения массы вещества ученые доказали, что во время химических реакций вещества используются в определенных количественных соотношениях. Соответственно образуются продукты реакций.

Обладая умениями составлять уравнения химических реакций, можно осуществить расчеты так, чтобы реагенты или продукты реакций использовались полностью. В промышленных масштабах это создает условия для безотходных технологий, избегание потерь веществ, вступающих в реакцию или образующихся в ее результате.

По уравнениям химических реакций в химии осуществляют вычисления массы, объема, количества вещества реагентов или ее продуктов. Рассмотрим это на примерах.

Вычисление массы реагента по массе другого реагента

Задача №90

Вычислить массу оксида кальция, вступившего в реакцию с водой массой 72 г.
Известно:
m (H₂O) = 72 г

m (СаO) — ?
Решение
1 способ
1. Напишем уравнение реакции оксида кальция с водой:
СаО + H₂O = Са (ОН)₂.
2. Вычислим значение молярных масс веществ, вступающих в реакцию:
М (СаО) = 40 + 16 = 56 г/моль;
М (Н₂О) = 1 · 2 + 16 = 18 г/моль.
3. Запишем массы и известные данные, используя уравнение реакции:

 4. Подписав значения масс под формулами веществ, по которым будем выполнять вычисления, а неизвестные - над формулами, получим пропорцию. Согласно пропорции
х : 56 = 72 : 18.
5. Вычислим неизвестное, обозначенное х:

Ответ: В реакцию вступит СаО массой 224 г.
 

Второй  способ:

1. Вычислим, что количеству вещества соответствует масса воды 72 г:

2. Записываем уравнение реакции:

3. Массу определяем по формуле:
m = М · ν.
4. Вычисляем массу оксида кальция:
m (СаО) = 56 г/моль · 4 моль = 224 г.
Ответ: в реакцию вступит СаО массой 224 г.

Вычисление масс реагентов по массе продукта реакции

Задача №91

Рассчитайте, какие массы оксида фосфора (V) и воды нужно взять, чтобы получить ортофосфорную кислоту массой 68,6 г.
Известно:
m (H₃PO₄) = 68,6г

m (P₂O₅) -?
m (H₂O) -?
Решение
1 способ
1. Вычисляем молярные массы реагентов и продукта реакции:

2. Записываем уравнение реакции так, как в предыдущей задаче, то есть подписываем известные данные в формулами веществ, а неизвестные - над формулами:

3. Вычисляем массы реагентов по известной массе ортофосфорной кислоты:


Ответ: для получения 68,6 г ортофосфорной кислоты надо взять 49,7 г Р₂О₅ и 18,9 г Н₂О.

Второй способ:

1. Вычисляем количество вещества ортофосфорной кислоты в массе 68,6 г:
68,6 г: 98 г/моль = 0,7 моль.
2. Вычисляем массы исходных веществ:
m (Р₂О₅) = 49,7 г

m (H₂О) = 18,9 г.
Ответ: для получения 68,6 г ортофосфорной кислоты нужно взять 49,7 г Р₂О₅ и 18,9 г Н₂О.

Расчет объема реагента по массе другого реагента

Задача №92

Железо массой 3,92 г полностью прореагировало с хлором с образованием хлорида железа (III) . Вычислите объем хлора (н.у.), вступившего в реакцию.
Известно:
m (Fe) = 3,92 г

V (Cl₂) -?
Решение
1. Записываем уравнение реакции:
2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃.
2. Вычисляем молярную массу железа:
М (Fe) = 56 г/моль.
3. Вычисляем количество вещества железа в порции массой 3,92 г:
ν = 3,92 г: 56 г/моль = 0,07 моль.
4. На основе уравнения составляем пропорцию:

 

Итак 
5. Вычисляем объем 0,105 моль хлора, зная, что молярный объем составляет 22,4 л/моль:
V (Cl₂) = 22,4 л/моль · 0,105 моль = 2,352 л.
Ответ: с железом массой 3,92 г прореагирует хлор объемом 2,352 л (н. у.).

Вычисление количества вещества реагента и продукта реакции с известным количеством вещества другого реагента

Задача №93

Вычислите количество вещества азота, который вступил в реакцию, и количество вещества аммиака, образовавшегося впоследствии реакции, если прореагировал водород количеством вещества 9 моль. Какой объем аммиака (н. у.) соответствует такому количеству вещества?
Известно:
ν (Н₂) = 9 моль

ν (N₂) -?
V (NН₃) -?
Решение
1. Записываем уравнение реакции и подписываем и надписываем данные:

2. Вычисляем количества вещества азота и аммиака:

3. Вычисляем объем аммиака:
V (NH₃) = 22,4 л/моль · 6 моль = 134,4 л.
Ответ: в реакцию с водородом количеством вещества 9 моль вступит азот количеством вещества 3 моль и образуется аммиак - 6 моль. Объем такого количества вещества аммиака - 134,4 л (н. у.).

Вывод:

• При участии уравнений реакций осуществляют химические вычисления: массы, объема, количества вещества реагентов и продуктов реакции.
• Чтобы правильно осуществить решение задачи, необходимо помнить алгоритм (порядок решения), знать понятие «молярная масса», «молярный объем» и формулы для их расчета с производными, уметь вычислять молярную массу по формуле вещества.
• Необходимо помнить и использовать физические величины, в которых измеряются молярная масса, молярный объем, количество вещества, масса и объем, плотность.

Физические и химические свойства кислот 

Кислоты - это неорганические вещества, которые при нормальных условиях почти все являются жидкостями (Н₂SO₄, HNO₃) или твердыми веществами (H₃PO₄, H₂SiO₃). Некоторые из них - летучие (HCl, HNO₃). Кислоты преимущественно тяжелее воды, бесцветные. Летучие имеют запах. Характерным их свойством является способность растворяться в воде (исключение - H₂SiO₃). Поскольку общими в составе кислот являются атомы Водорода, то они обусловливают кислую среду их растворов. Некоторые из них, как: соляная, серная, азотная, являются токсичными и опасными для жизни и функционирования живых организмов. Они разъедают органические вещества, вызывают ожоги. При работе с кислотами необходимо соблюдать правила безопасности.

Рассмотрим более подробно физические свойства распространенных в производстве кислот.

Соляная кислота - это водный раствор хлорида водорода. Прозрачная жидкость, на воздухе «дымит». В концентрированном растворе этой кислоты массовая доля хлорида водорода составляет 36-40%. Тяжелее воды. Имеет характерный резкий запах. Вдыхание паров концентрированной соляной кислоты вызывает раздражение и ожоги дыхательных путей. При работе с соляной кислотой нужно соблюдать правила техники безопасности.

В лаборатории соляную кислоту добывают растворением хлорида водорода в воде. Хлорид водорода (хлороводород - традиционное название) добывают путем взаимодействия хлорида натрия (NaCl) с концентрированной серной кислотой при нагревании:

 

Серная кислота - бесцветная жидкость, нелетучая, вязкая. Плотность - 1,84 г/см³. Во время растворения в воде сильно разогревается, до закипания раствора, что в свою очередь, приводит к его разбрызгиванию. Чтобы избежать этого, нужно
кислоту вливать в воду, а не наоборот. Характерным свойством концентрированной серной кислоты является способность легко впитывать влагу (гигроскопичность). Это свойство часто используют в промышленности для осушки газов. Модель молекулы серной кислоты изображено на рисунке 64.

Азотная кислота - бесцветная жидкость с резким, удушливым запахом, летучая. Концентрированная - имеет желтую окраску, которую приобретает за счет растворения в ней оксида азота (IV) . Массовая доля кислоты в концентрированном растворе достигает 98%. Разрушает белок. В случае попадания на кожу вызывает пожелтение, ожоги. Модель молекулы азотной кислоты показано на рисунке 65.

Ортофосфорная кислота - бесцветное, твердое кристаллическое вещество. Хорошо растворимое в воде, тяжелее воды. При температуре выше 40 ° С превращается в вязкую бесцветную жидкость. В отличие от других кислот - не ядовита. Модель молекулы показано на рисунке 66.

Химические свойства кислот

Вам известно, что в состав неорганических кислот входят атомы Водорода, что является общим для этого класса соединений, и кислотные остатки.
Наличие в молекулах кислот атомов Водорода приводит подобные химические свойства. Исследуем их, используя химический эксперимент.

1. Изменение окраски индикаторов.

В химии для определения кислой или щелочной среды растворов применяют растворы индикаторов (рис. 67), с которыми вы уже ознакомлены. В школьных лабораториях преимущественно используют такие: лакмус, метиловый оранжевый, фенолфталеин, универсальный индикатор.

Действие растворов кислот на индикаторы будем наблюдать, выполняя лабораторные опыты.

Видно, что фенолфталеин не меняет окраски в кислой среде. Все остальные индикаторы (лакмус, метиловый оранжевый, универсальная индикаторная бумага), как вы наблюдали во время выполнения лабораторных опытов, приобретают красный цвет различных оттенков. Применив индикаторы, можно распознать кислоты среди других веществ.

2. Взаимодействие кислот с металлами.

Общим свойством кислот является их взаимодействие с металлами. Если к порошку магния долить соляной кислоты, происходит характерное «закипание» смеси из-за интенсивного выделения газа водорода, который выбивается
магнием из кислоты. Уравнение реакции:
Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑.

Аналогичное выделение водорода наблюдается, если к гранулам цинка долить раствор серной кислоты (рис. 69):
Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑. 

Напишите самостоятельно уравнения реакций взаимодействия серной кислоты с магнием и железом. Сверьте написанные вами уравнения реакций с нижеприведенными. 
Уравнения реакций:

Это исследование натолкнуло ученых на мысль о том, что химическая активность металлов неодинакова. Одни металлы проявляют большую, другие - меньшую активность во время химических превращений.
На основе экспериментальных исследований российский ученый Бекетов разместил металлы в вытеснительный ряд металлов.
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, H₂, Cu, Ag, Hg, Pt, Au
химическая активность ослабляется

Обнаружено, что металлы, расположенные в ряду до водорода, имеют способность вытеснять его из кислот, образуя простое вещество водород (исключение - азотная кислота). Пять металлов, которые размещены после водорода, с растворами кислот не реагируют. Каждый следующий металл в ряде менее химически активен, чем предыдущий. Сами же металлы замещают атомы Водорода в кислоте. Такой тип реакций называют реакциями замещения.

Реакции замещения - это реакции, происходящие между простым и сложным веществами, вследствие чего атомы простого вещества замещают атомы в сложном.

Кроме водорода, при реакции образуется соль соответствующего металла.

Приведите самостоятельно примеры реакций замещения и напишите их уравнения.

3. Взаимодействие кислот с основными оксидами.

В качестве примеров таких химических превращений можно привести уравнения реакций:

В отличие от предыдущего типа реакций, в процессе взаимодействия кислот с основными оксидами участвуют два сложных вещества.
Если внимательно рассмотреть уравнения, то можно увидеть, что под время этих преобразований происходит обмен между составляющими частицами веществ. Такой тип реакций называют реакциями обмена.

Реакции обмена - это реакции между двумя сложными веществами, во время которых они обмениваются составными частями.

Вспомните еще два типа химических реакций.
Сформулируйте их определения.

Вывод:

• Кислоты при нормальных условиях являются жидкостями или твердыми веществами. Тяжелее воды, бесцветные. Хорошо растворяются в воде. Водные растворы - кислые на вкус, разъедают органические вещества.
• Кислоты изменяют окраску индикаторов: лакмус - красный, метиловый оранжевый - розовый, универсальная индикаторная бумага приобретает красный цвет.
• Кислоты (за исключением азотной) взаимодействуют с металлами, в вытеснительном ряде расположены до водорода. Продуктами реакций являются соль соответствующего металла и водород.
• Реакции замещения - это реакции, происходящие между простым и сложным веществами, вследствие чего атомы простого вещества замещают атомы в сложном.
• Кислоты взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды.
• Реакции обмена - это реакции между двумя сложными веществами, во время которых они обмениваются составными частями.

Химические свойства кислот, их взаимодействие с щелочами и солями 

Исследуем эти свойства кислот с помощью приведенных ниже экспериментов.

1. Взаимодействие кислот с щелочами. 

Вспомните классификацию оснований. Из предыдущего пункта вы узнали, что кислоты можно выявить с помощью индикаторов. Если растворы реагентов и продуктов реакций являются прозрачными, то их ход практически не наблюдается. Поэтому реакции взаимодействия кислот с щелочами (растворимыми в воде основаниями) проводят с использованием индикаторов. По изменению окраски индикатора судят о том, что реакция состоялась. 

В соляной кислоте раствор изменил окраску на красный цвет. К этой же пробирки добавьте такой же объем раствора гидроксида натрия. Наблюдается обесцвечивание лакмуса. Итак, между кислотой и щелочью состоялось химическое взаимодействие. Запишем уравнение реакции:
HCl + NaOH = NaCl + H₂O.

Из уравнения видно, что среди продуктов реакции нет ни кислоты, ни основания.

Аналогично происходят реакции взаимодействия любых кислот со щелочами, например:
HNO₃ + KOH = KNO₃ + H₂O.

Продуктами рассмотренных реакций соли - хлорид натрия и нитрат калия - и вода.

Определите, к какому типу относятся реакции взаимодействия кислот с щелочами. Сформулируйте определение.

2. Взаимодействие кислот с солями.

Кислотам свойственно взаимодействовать с растворами солей. Реакции между ними происходят при условии, если наблюдается:
а) выделение газа;
б) выпадение осадка;
в) одним из продуктов реакции является вода.
Рассмотрим примеры этих реакций с помощью демонстрационных опытов.
Рассмотрите рис. 71.

Происходит бурное выделение пузырьков газа (рис. 71).
Уравнение реакции:

В результате реакции обмена между азотной кислотой и карбонатом натрия образуется новая соль и новая кислота - угольная H₂CO₃. Последняя относится к неустойчивыхм кислотам, поэтому сразу же разлагается на оксид углерода (IV) (углекислый газ), выделение которого наблюдается, и воду. Иначе эту реакцию можно записать так:

 

3. Распознавание соляной и серной кислот.

Некоторые кислоты реагируют с растворами солей с образованием характерных осадков, при наличии которых обнаруживают кислотный остаток. С реакциями, происходящими с выпадением осадка, ознакомимся, проведя опыты по распознаванию соляной и серной кислот. Знание таких реакций позволяет провести качественное определение веществ.
В обоих колбах наблюдается выпадение белого осадка.

Определите, пользуясь таблицей растворимости , какие вещества выпали в осадок.

Внимательно рассмотрев оба осадка, видим, что они разные.
Осадок хлорида серебра - творожистый (подобный створаживающемуся молоку), а сульфат бария - интенсивно белый.
Если к обеим пробиркам с образованными осадками осторожно долить раствор азотной кислоты и перемешать их содержимое, то изменений не наблюдается. Это означает, что осадки - нерастворимые в нитратной кислоте.

Напишите самостоятельно уравнения обеих реакций. Укажите, к какому типу они принадлежат.

Итак, с помощью упомянутых выше солей можно распознать соляную и серную кислоты. В частности, реактивом на соляную кислоту является нитрат серебра (I), а на серную - хлорид бария.

Вывод:

• Кислоты взаимодействуют с растворимыми в воде основаниями (щелочами), вследствие чего образуются соль и вода. Реакция наблюдается при наличии индикатора.
• Кислоты реагируют с растворами солей с образованием новой соли и новой кислоты.
• Реакции между кислотами и солями происходят, если: а) выделяется газ; б) выпадает осадок; в) одним из продуктов реакции является вода.
• Соляную и серную кислоты можно распознать по определенным реакциям: соляную - при взаимодействии с нитратом серебра (I) (выпадает белый творожистый осадок), серную - с раствором хлорида бария (выпадает интенсивный белый осадок). Оба осадка нерастворимы в кислотах.

Распространение кислот в природе. Способы добывания кислот 

Вам известно, что название «кислоты» связано с тем, что эти вещества имеют характерный кислый вкус. В природе они распространены в организмах растений, животных и человека, входящих в состав почв, образуют термальные кислотные озера, выпадают на землю в виде кислотных дождей,
являются компонентами нашей пищи.
Вспомните и назовите продукты, которым присущ кислый вкус.

Все неспелые фрукты, в частности яблоки, сливы, вишни, черешни, алыча и др., как правило, очень кислые. Кислого вкуса им придают органические кислоты, содержащиеся в соках этих фруктов. Так, кислый вкус лимонам придает лимонная кислота, щавелю - щавелевая, яблокам - яблочная.

Некоторые продукты, скисая, тоже становятся кислыми благодаря образованию в них кислот. В частности, в кислом молоке под действием молочнокислых бактерий образуется молочная кислота. Она присутствует во всех молочнокислых продуктах. В крапиве, ягодах смородины, листьях и коре ивы много салициловой кислоты.

Кислоты имеются и в организмах некоторых представителей животного мира. Кто из вас не чувствовал укус муравья? Это действие муравьиной кислоты, которую насекомое производит для собственной защиты. Все, что говорилось о распространении этих веществ, касается органических кислот. Однако природа наделила живые организмы и неорганическими кислотами, как в растительном, так и в животном мире. Например, в ядрах косточек абрикосов, слив, вишен в небольшом количестве содержится очень ядовитая синильная кислота.

Некоторые жуки для защиты выделяют серную кислоту.

Соляная кислота вырабатывается организмом человека и содержится в желудочном соке. С ее участием происходит процесс пищеварения. Как антисептик, она обезвреживает в желудке бактерии, которые попадают туда с пищей.

Во многих природных источниках Трускавца и  Немирова минеральные воды насыщенные сероводородной кислотой, благодаря чему они имеют характерный запах. В других источниках Трускавца, Свалявы, Миргорода в воде растворена угольная кислота, распадаясь, выделяет пузырьки углекислого газа.

В районах, где развито производство и переработка серы в атмосфере накапливаются оксиды серы (IV) и серы (VI) , которые, соединяясь с дождевой водой, образуют кислоты. Аналогичный процесс наблюдается при производстве азотной кислоты.

Способы добывания кислот

Кислоты являются важными веществами, которые играют большую роль в жизнедеятельности человека. Как уже отмечалось, они способствуют процессу пищеварения, являются действенными антисептиками.

Широкое применение эти вещества получили в химической промышленности. С участием кислот добывают соли, в частности: хлориды, сульфаты, нитраты, сульфиды, ортофосфаты и др. Кислоты используют в фармацевтической, металлургической, аграрной (производство минеральных удобрений) промышленностях, для получения взрывчатых веществ, красителей и других кислот и тому подобное.
Поэтому очень важно знать способы их добывания.

1. Добывание кислородосодержащих кислот.

• Взаимодействие кислотных оксидов с водой. Неоднократно обращалось внимание на природное явление выпадения кислотных дождей. Попадая в атмосферу, кислотные оксиды проявляют способность соединяться с водой с образованием молекул кислоты. Примеры уравнений реакций взаимодействия оксидов серы приведены ниже. Оксид фосфора (V), соединяясь с водой, может образовывать две кислоты: метафосфорную и ортофосфорную, взаимодействуя с холодной и горячей водой соответственно. Уравнения реакций:

Ортофосфорная кислота относится к трехосновным неорганическим кислотам.

• Взаимодействие солей с кислотами. Если кислотный оксид не взаимодействует с водой, то кислоту добывают взаимодействием соответствующей соли с кислотой, например, добывание кремниевой кислоты - взаимодействием силиката натрия с серной кислотой. Уравнение реакции:

2. Добыча бескислородных кислот.

Бескислородные кислоты добывают, используя две стадии: а) синтез летучих соединений неметаллических элементов с водородом;
б) растворения этих соединений в воде:

Для получения соляной кислоты используют хлорид натрия (поваренную соль) и концентрированную серную кислоту. Во время нагрева образуется средняя соль - сульфат натрия:

Полученный хлорид водорода растворяют в воде.

Вывод:

• Кислоты - распространены в природе вещества, входящие в состав соков овощей и фруктов, желудочного сока, минеральных вод и тому подобное.
• Кислородосодержащие кислоты добывают: а) взаимодействием кислотных оксидов с водой; б) взаимодействием солей соответствующей кислоты с другими кислотами.
• Бескислородные кислоты добывают, используя две стадии: а) синтезируют летучие соединения неметаллических элементов с водородом - H₂S, НСl, HBr и т. д; б) растворяют эти соединения в воде.

Использование кислот 

Изучая химические свойства кислот, вы убедились в том, что им свойственно вступать в химическое взаимодействие со многими веществами. Все реакции кислот с металлами, основными оксидами, основаниями (растворимыми в воде и нерастворимыми), солями связанные с образованием целого ряда других веществ, в основном солей, люди используют в хозяйственных целях. Однако широкое применение получили соляная, серная, азотная и ортофосфорная кислота. Лидерами среди них являются соляная и серная кислоты, которые широко применяются в различных отраслях промышленности. Рассмотрим более подробно способы использования каждой из этих кислот в различных отраслях хозяйства (рис. 73-76).

Вывод:

• Кислоты широко используют в химической, металлургической, текстильной, фармацевтической, пищевой, лако-красочной, нефтеперерабатывающей, аграрной промышленностях; производстве синтетических моющих средств, как электролит и тому подобное. Больше всего на производствах используют соляную, серную, нитратную и ортофосфорную кислоту.
• Информация об использовании кислот в различных отраслях хозяйства представлена ​​в схемах (рис. 73-76)

Физические свойства оснований. Химические свойства растворимых и нерастворимых оснований. Реакции нейтрализации

При нормальных условиях растворимые в воде основания - щелочи - твердые кристаллические, белого цвета вещества. Преимущественно все они растворяются в воде в любых отношениях, образуя прозрачные растворы, мыльные на ощупь. Для них свойственно явление гигроскопичности (впитывание водяного пара из воздуха), поэтому их хранят в закрытых емкостях. Гидроксид кальция - растворим. Во время растворения щелочей в воде выделяется тепло. Основания, образованные щелочными и щелочно-земельными металлами, разъедают органические вещества (целлюлозу, белок). Отсюда пошли названия гидроксидов натрия и калия, соответственно: едкий натр и едкое кали. В связи с этим при работе со щелочами необходимо соблюдать представленные ниже правила безопасности (с. 173-174).

Нерастворимые основания - твердые вещества с различной окраской: гидроксид железа (II) Fe (OH) ₂  - зеленовато-белый; гидроксид железа (III) Fe (OH) ₃  - бурый; гидроксид цинка Zn (OH) ₂ - белый, гидроксид меди (II) - синий.

Вспомните признаки, по которым классифицируют основы, и назовите известные вам группы этих веществ.

Меры безопасности при работе со щелочами. Известно, что с растворами щелочей необходимо обращаться очень осторожно, поскольку они разъедают кожу, слизистую оболочку глаз, бумагу, ткань. Твердые щелочи еще интенсивнее действуют на органические вещества.

Итак, при работе с твердыми щелочами и их растворами нужно соблюдать правила безопасности, в частности:

• - твердые основания (гранулы) держать в закрытом сосуде, чтобы изолировать их от влаги и углекислого газа, который есть в воздухе;
• - не брать вещества руками, не разбрызгивать;
• - работая с растворами, надо вести себя очень аккуратно, следить, чтобы щелочь не попадала на одежду, тетради и книги, не разливать его на рабочем месте;
• - надеть халат или фартук, резиновые перчатки и защитные очки, если опыты выполняются с концентрированными щелочами.

Если щелочь попала на кожу, необходимо немедленно промыть это место большим количеством проточной воды и нейтрализовать раствором борной или лимонной кислоты. Если ожоги сильные, нужно обязательно обратиться к врачу.

Если щелочь попала в глаза, необходимо их тщательно промыть раствором борной кислоты и также обратиться к врачу.

Химические свойства растворимых в воде оснований

Вам известно, что существуют растворимые в воде основания (щелочи) и нерастворимые. Рассмотрим химические свойства этих двух групп оснований.

Вспомните состав оснований и объясните, что влияет на общие свойства этих соединений.

В состав оснований входят катионы металлических элементов и гидроксид-анионы (гидроксильные группы). Поскольку катионы металлов в составе щелочей разные, то общие свойства этого состава веществ обусловленные наличием гидроксид-анионов.

Охарактеризуем химические свойства оснований.

1. Действие щелочей на индикаторы.

Как и кислоты, щелочи проявляют способность менять окраску индикаторов. Исследуем изменение окраски индикаторов в щелочной среде, выполнив лабораторный опыт. Как вы убедились из лабораторного опыта, в растворах щелочей лакмус меняет свою окраску на синий цвет, метиловый оранжевый - на желтый, а фенолфталеин - на малиновый. Универсальная индикаторная бумага в щелочной среде становится синей.

2. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами.

При изучении кислотных оксидов вы уже ознакомились этим свойством растворимых в воде оснований.
Приведем другие примеры взаимодействия щелочей с кислотными оксидами:

Проанализировав уравнения реакций, вы убедились, что во время реакции щелочей с кислотными оксидами образуется новый класс веществ - соли и вода.

Объясните, к какому типу относятся представленные выше химические реакции. Сформулируйте их определения.

3. Взаимодействие щелочей с солями.

Растворимые в воде основания взаимодействуют с растворами солей. Докажем это экспериментально, выполнив следующий лабораторный опыт. Вспомните условия протекания реакций.

В результате реакции наблюдается выпадение синего осадка гидроксида меди (II):

4. Взаимодействие щелочей с кислотами.

Это свойство щелочей вам уже известно. Для лучшего усвоения материала проведем следующий лабораторный опыт. Чтобы наблюдать протекание химических реакций, воспользуемся индикаторами. Напишите самостоятельно уравнения реакций между щелочами и кислотами, которые вы использовали в опыте. Как вы убедились, продуктами реакций являются соль соответствующей кислоты и вода.

Вспомните, свойства каких еще веществ характеризуют следующие реакции. Почему, на ваш взгляд, именно так называют эту реакцию?
Реакции нейтрализации имеют практическое применение. В быту, когда на кожу попадает кислота, пораженное место промывают проточной водой и нейтрализуют слабым раствором основания.

Химические свойства нерастворимых оснований

1. Взаимодействие нерастворимых оснований с кислотами.

Возникает вопрос: взаимодействуют нерастворимые в воде основания с кислотами, и если да, то что является продуктами реакций?
Обратимся к опыту.

Реакции между основанием и кислотой с образованием соли и воды называются реакциями нейтрализации.

Осадок растворяется, и образуется голубой раствор соли хлорида меди (II):
Продуктами реакции являются, опять же, соль и вода.

Рис. 79. Взаимодействие гидроксида меди (II) с соляной кислотой

Учитывая то, что реакция нейтрализации характерна для кислот и оснований, стоит отметить: все основания (растворимые и нерастворимые в воде) взаимодействуют с растворами кислот, а все кислоты (растворимые и нерастворимые) - только с щелочами.

2. Разложение нерастворимых оснований при нагревании.

Исследованиями доказано, что нерастворимые в воде основания при нагревании легко разлагаются на соответствующий оксид и воду. Это еще раз подтверждает, что эти соединения являются гидроксидами.
Проведем опыт.

Свежеосажденный осадок на дне пробирки нагревают.
Через несколько минут наблюдается изменение синего осадка на черный
(Рис. 80). Образовался оксид меди (II).

 

Рис. 79. Разложение гидроксида меди (II)
Итак, по нагрева нерастворимые в воде основания разлагаются на соответствующий оксид и воду H₂O.

Вывод:

• Общие свойства оснований обусловлены наличием в их составе гидроксид-ионов.
• Все основания - твердые вещества. Щелочи - белого цвета, хорошо растворимые в воде. Нерастворимые основания имеют различную окраску.
• Основания меняют окраску индикаторов, вступают в химическую взаимодействие с кислотными оксидами, кислотами (реакция нейтрализации), растворами солей.
• Реакции нейтрализации - это реакции между основанием и кислотой с образованием соли и воды.
• Нерастворимые основания взаимодействуют с кислотами и разлагаются при нагревании на соответствующий оксид и воду.
• При работе с щелочами и кислотами необходимо соблюдать правила безопасности.

Физические и химические свойства амфотерного гидроксида

С явлением амфотерности вы ознакомились при изучении амфотерных оксидов. Для гидроксидов оно также свойственно. Эту группу веществ изображают общей формулой, которая присуща основаниям:

Однако, в отличие от оснований, они проявляют двойственную химическую природу: при взаимодействии с кислотами ведут себя как основания, а при взаимодействии со щелочами - как кислоты.

К амфотерным принадлежат гидроксиды, образованные элементами
Бериллия, Алюминия, Цинка. Среди элементов, проявляющих переменную валентность, - Железо, Хром, Свинец.

Каждому амфотерному гидроксиду соответствует амфотерный оксид. Например: Zn(OH)₂ - ZnO; Al(OH)₃ - Al₂O₃; Be (OH)₂ - BeO; Fe(OH)₃ - Fe₂O₃; Sn(OH)₂ - SnO.

Физические свойства амфотерных гидроксидов. Амфотерные гидроксиды - это твердые вещества немолекулярного строения. Нерастворимые в воде. Имеют различную окраску: гидроксиды цинка и алюминия - белого цвета, гидроксид железа (III) - бурого.

Химические свойства амфотерных гидроксидов

Ознакомимся с химическими свойствами амфотерных гидроксидов, например гидроксидов цинка и алюминия . Реакция взаимодействия амфотерных гидроксидов с кислотами происходит как взаимодействие типичного нерастворимого основания с кислотой. Результатом этой реакции является соль и вода.

Проведем опыты, подтверждающие двойственные химические свойства амфотерных гидроксидов.

Опыт 1. Добывание гидроксида цинка. В пробирку нальем раствор хлорида цинка объемом 1-1,5 мл и каплями, слегка встряхивая пробирку, добавим раствор гидроксида натрия. На дне пробирки образуется белый студенистый осадок. Это и есть гидроксид цинка (рис. 81 а).

Рис. 81. Выпадение осадка:
а - гидроксида цинка;     б - гидроксида железа
ZnCl₂ + 2NaOH = Zn (OH)₂↓ + 2NaCl.

Для того чтобы исследовать амфотерность добытого вещества, разделим свежеприготовленный осадок на две части, перелив половину в другую пробирку. Затем продолжим исследования.
Опыт 2. Взаимодействие гидроксида цинка с кислотой. К одной пробирке с осадком гидроксида цинка долейте раствор серной кислоты. Осадок растворяется. Это свидетельствует о том, что произошла химическая реакция.

Запишите самостоятельно уравнения реакций взаимодействия гидроксидов цинка и алюминия с серной кислотой, назовите образованные продукты.

Опыт 3. Взаимодействие гидроксида цинка со щелочью. Ко второй пробирке с гидроксидом цинка добавьте каплями раствор основания. Осадок тоже растворился. Как и в предыдущем опыте, образуются соль и вода. Итак, гидроксид цинка проявляет свойства кислоты. Чтобы лучше понять суть реакции, формулу гидроксида цинка видоизменим. На первом месте расположим атомы Водорода, а группу атомов ZnO₂ поставим за Водородом. формула будет иметь вид - H₂ZnO_2.
Реакция наблюдается лучше, если к определенной порции раствора основания приливать гидроксид цинка .

Такая же реакция происходит и между твердыми веществами при
высоких температурах. К примеру:

Напишем уравнение реакции взаимодействия гидроксида алюминия с гидроксидом калия в растворе и во время сплавления:

Назовите образованные вещества.
Итак, гидроксид цинка и гидроксид алюминия - амфотерные. Они вступают в химическое взаимодействие с кислотами, проявляя свойства оснований, и со щелочами, проявляя свойства кислот.

Способность веществ проявлять двойственные химические способности (оснований и кислот) называют амфотерностью.

Чем объяснить явление амфотерности? Рассмотрим строение гидроксида цинка.

Из графической формулы видно, что химические связи образуются между атомами Цинка и атомами Кислорода и между атомами Кислорода и Водорода. Учеными доказано, что сила этих связей примерно одинакова. Поэтому при взаимодействии с кислотами разрыв связи происходит по линии а со щелочами - по линии б. Это подтверждение того, что свойства веществ зависят не только от их состава, но и от строения.

Вывод:

• Амфотерность - это способность веществ проявлять двойственные химические свойства (основных и кислотных оксидов, оснований и кислот). 
• Амфотерные гидроксиды - твердые вещества немолекулярного строения. Нерастворимые в воде. Имеют различную окраску.
• Амфотерные гидроксиды проявляют двойственную химическую природу: во время реакций с кислотами реагируют как основания, а с щелочами - как кислоты.
• Амфотерные гидроксиды реагируют с кислотами и щелочами в растворах и при спекании. Продуктами реакций являются соли.

Способы добывания щелочей, нерастворимых оснований и амфотерных гидроксидов

Основания - это вещества, которые имеют широкое использование, хотя в природе не распространены. Поэтому их добывают в промышленности, поскольку они имеют большое практическое применение. Основания необходимы во время строительных работ, производства лекарств, моющих средств. Их используют как добавку к электролитам в аккумуляторах, при производстве красок, как компонент ракетного топлива. Гидроксид калия применяют для производства жидкого стекла. Гидроксиды калия и натрия как гигроскопические вещества используют для очистки газов от влаги и углекислого газа. Они незаменимы в производстве жидкого мыла. Это далеко не полный перечень использования оснований.
Поэтому важно знать способы их добывания.

Способы добывания щелочей

Известно много веществ, из которых добывают щелочи. Это щелочные и щелочноземельные металлы, их оксиды.
Рассмотрим, как происходят эти реакции.

1. Взаимодействие щелочных металлов с водой.

Опыт 1. Если срезать кусок натрия, промокнуть промокательной бумагой и положить в сосуд с водой, то он начинает интенсивно «бегать» по поверхности воды и постепенно растворяется в ней (рис. 82 а). Быстрое перемещение кусочка натрия происходит за счет выделения водорода. При добавлении к образованному раствору нескольких капель фенолфталеина наблюдается изменение окраски. Раствор становится малиновым, что и доказывает наличие в нем основания.
Уравнение реакции:
2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑.
Все щелочные металлы с водой образуют растворимые в воде основания. Напишите самостоятельно уравнение реакции взаимодействия лития с водой.

2. Взаимодействие щелочно-земельных металлов с водой.

Щелочноземельные металлы реагируют с водой подобно щелочным . Реакции происходят менее активно, но их продуктами являются также растворимая в воде щелочь (щелочь) и водород:
СаО + 2H₂O = Сa(OH)₂ + H2↑.

Напишите самостоятельно уравнение реакции взаимодействия бария с водой.

3. Взаимодействие оксидов щелочных элементов с водой.

Изучая химические свойства основных оксидов, вы уже ознакомились с тем, как эти вещества взаимодействуют с водой.
Именно эти реакции и лежат в основе добывания щелочей:
К₂О + H₂O = 2КOH.
Напишите самостоятельно уравнение реакции взаимодействия оксида натрия с
водой.

4. Взаимодействие оксидов щелочноземельных элементов с водой.

Как вам известно, к щелочно-земельным металлам относят кальций, барий, стронций. Их оксиды легко реагируют с водой с образованием соответствующих гидроксидов, например
ВаО + H₂O = Ва(OH)₂.

Способы добывания нерастворимых щелочей

При изучении химических свойств щелочей вы ознакомились с реакциями добывания нерастворимых в воде оснований. Они образуются в результате реакций обмена солей со щелочами в водных растворах. К примеру:
Fe(NO₃)₂+ 2NaOH = Fe (OH)₂↓ + 2NaNO₃.

Нерастворимое в воде основание выпадает в осадок. Аналогично можно получить и щелочь:
Ba (OH)₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaOH.
Приведите примеры уравнений реакций получения других нерастворимых оснований.

Способы добывания амфотерных гидроксидов

Подобно добыванию нерастворимых оснований, амфотерные гидроксиды добывают путем взаимодействия растворимой соли соответствующего металлического элемента растворами щелочей (рис. 81 а, б ). К примеру:
ZnCl₂ + 2NaOH = 2NaCl + Zn (OH) ₂↓;
FeCl₃ + 3KOH = 3KCl + Fe (OH) ₃↓.
Итак, изучив материал лекции, вы убедились в том, что существует много способов добывания щелочей, нерастворимых оснований и амфотерных гидроксидов.

Вывод:

• Растворимые в воде основания (щелочи) добывают взаимодействием: а) щелочных металлов с водой; б) щелочно-земельных металлов с водой; в) оксидов щелочных элементов с водой; г) оксидов щелочноземельных элементов с водой.
• Нерастворимые основания и амфотерные гидроксиды добывают взаимодействием растворов солей с щелочами.

Физические и химические свойства солей 

Соли - твердые кристаллические вещества, относящиеся к ионным соединеням. По таблице растворимости кислот, оснований, солей и амфотерных гидроксидов в воде нетрудно выяснить, что эти соединения по-разному растворяются в воде. Среди солей есть растворимые, малорастворимые, нерастворимые в воде. Их растворы имеют разные окраски (рис. 83). Так, соли Меди (CuSO₄ · 5H₂O) - синие, Железа (III) (FeCl₃) - желтые, бихроматы (K₂Cr₂O₇) - оранжевые. Температуры плавления и кипения солей очень высоки.

Подумайте и скажите, к каким солям  по растворимости в воде принадлежит поваренная соль.

Химические свойства средних солей

Соли, как и другие классы неорганических соединений, обладают способностью вступать в химическое взаимодействие с простыми и сложными веществами. Рассмотрим свойства средних солей.

1. Взаимодействие растворов солей с металлами.

Трудами Н. Бекетова доказано, что металлы проявляют разную химическую активность. Поэтому в реакциях между металлом и солью только активный металл вытеснит менее активный. Например, если медную монету положить в раствор нитрата ртути (II), она постепенно покрывается слоем ртути, а медь переходит в раствор:

В первом случае на поверхности железного гвоздя появляется красный налет. Это выделилась медь. Во втором случае с медной пластиной не происходят какие изменения. А во время погружения такой же медной пластины в раствор нитрата серебра (I) на ее поверхности оседает серебро. Итак, в первой и третьей стаканах состоялись реакции, а во второй - нет.

Сравнив активность металлов, вступающих в реакцию, и тех, которые входят в состав солей, можно сделать вывод: реакция происходит тогда, когда металл является более активным, чем тот, что входит в состав соли, как и определил Н. Бекетов (с. 159).
Уравнения реакций:

2. Взаимодействие солей с кислотами.

Водные растворы солей реагируют с кислотами, вследствие чего образуется новая соль и новая кислота. Если к раствору карбоната натрия долить соляную кислоту, то происходит бурное выделение газа. Это свидетельствует о том, что реакция произошла.

Образованная угольная кислота является неустойчивой и разлагается на углекислый газ и воду. Однако не только карбонаты взаимодействуют с кислотами с выделением газа. Во время доливания в раствор калий сульфита азотной кислоты тоже наблюдается выделение газа. Это оксид серы (IV). Уравнения реакции:
 
Как вам известно, реакции происходят, когда во время их протекания выпадает осадок. Возьмем раствор хлорида бария и подействуем раствором серной кислоты. Наблюдается выпадение белого осадка.
Напишите самостоятельно уравнение этой реакции.
Вам уже известна реакция между нитратом серебра (I) и соляной кислотой. Во время этой реакции выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра (I).

Итак, сделаем вывод о взаимодействии растворов солей с кислотами. Реакции между солями и кислотами в растворах происходят при условии, если:
1) образуются новая соль и новая кислота. Новая кислота
является неустойчивой и разлагается на соответствующий ей оксид и воду.
В результате реакции выделяется газ;
2) выпадает нерастворимый в кислотах осадок.

3. Взаимодействие солей с щелочами.

Напишите самостоятельно уравнения реакций взаимодействия сульфата цинка, хлорида свинца (II), нитрата железа (III) с гидроксидом натрия.

 

появляется белый осадок сульфата бария.

Опять же выпал осадок, который при добавлении кислоты растворится.

С помощью реакций солей со щелочами можно распознавать наличие в составе соли ионов металла. Например, вы уже наблюдали взаимодействие хлорида меди (II) с гидроксидом натрия, следствием которой является образование синего осадка гидроксида меди (II). Такой осадок выпадает, если к любой растворимой соли меди долить раствор основания:
 
Итак, обнаружить в растворе наличие солей меди (ионов Сu²⁺) можно по реакции взаимодействия с основанием.

4. Взаимодействие растворов солей между собой.

Растворимые в воде соли вступают в реакции обмена.

Как видим, в результате обеих реакций произошло образование солей с выпадением осадка, который не растворяется в избытке азотной кислоты. Такой же осадок образуется при реакции соляной кислоты с нитратом серебра. Итак, нитрат серебра является реактивом на соляную кислоту и ее соли.

Итак, как показали результаты исследований, хлорид бария является реактивом на серную кислоту и ее соли.
Обратите внимание на то, что соли вступают в реакции обмена между собой только в растворах.

Экспериментальный метод в химии

При изучении свойств веществ вам неоднократно приходилось выполнять лабораторные опыты или наблюдать демонстрационные. Лабораторные опыты и практические работы проводят обязательно с участием экспериментальных задач.

Экспериментальные задачи отличаются от расчетных тем, что их решение сопровождается проведением опытов (экспериментов). Такой метод получения знаний называют экспериментальным.

Какие же экспериментальные задачи вы изучили в теме «Основные классы неорганических соединений»?

Среди известных типов экспериментальных задач можно выделить предусматривающие ознакомление и распознавание химических веществ, добывание веществ, осуществление цепочек преобразований, объяснение наблюдаемых явлений.

Использование экспериментального метода изучения веществ способствует применению теоретических знаний на практике, формирует умение и навыки правильного обращения с веществами не только в химической лаборатории, но и в бытовых, производственных и других условиях.

Вывод:

• Растворы солей взаимодействуют с металлами, если металл, входящий в состав соли, менее химически активен.
• Растворы солей реагируют с кислотами. Реакции между солями и кислотами в растворах происходят при следующих условиях:
  1) выделяется газ;
  2) выпадает осадок; 
  3) образуется вода.
• При взаимодействии растворов солей с щелочами образуются новая соль и новая щелочь.
• Растворы солей взаимодействуют между собой. Реакции происходят до конца, если один из продуктов реакции выпадает в осадок. Нитрат серебра (I) является реактивом на соляную кислоту и ее соли, а хлорид бария является реактивом на серную кислоту и ее соли.
• Решение экспериментальных задач базируется на использовании качественных реакций.
• Метод получения знаний с помощью эксперимента называют экспериментальным. Его применяют для решения экспериментальных задач.

Распространение солей с природе и их практическое использование

Соли - вещества, широко распространенные в природе. Их много содержится в почвах, грунтовых и минеральных водах, водах морей и океанов. Кроме этого, они входят в состав горных пород, минералов, руд. Рассмотрим самые распространенные группы солей, имеющих важное значение в жизни человека.

Распространение солей в природе и их практическое использование:

Хлориды - соли соляной кислоты. Встречаются в виде минерала сильвинита, что представляет собой сросшиеся кристаллы хлоридов натрия и калия: NaCl · KCl. Хлорид натрия образует не только соляные залежи, известные под названием минерал галит, но и пещеры. В больших количествах эта соль присутствует в морской воде. Широчайшее использование среди хлоридов имеет хлорид натрия. Это - неизменный пищевой продукт. В быту и пищевой промышленности - консервирующее средство. В медицине при тяжелых заболеваниях используют физиологический раствор. На высокотемпературных производствах питьевую воду подсаливают, чтобы не обезвоживались организмы работников. Хлорид натрия является сырьем химической промышленности. В частности, методом электролиза добывают гидроксид натрия, водород, хлор. В лабораториях и промышленности - соляную кислоту, соду. Хлорид калия применяют как минеральное калийное удобрение. Из хлорида калия путем электролиза добывают гидроксид калия, металлический калий, хлор.

Карбонаты - соли, достаточно часто распространенные в природе в виде мела, мрамора, известняка. Настоящим чудом природы является образование сталактитов (рис. 86) и сталагмитов в пещерах, что сопровождается взаимопревращением карбонатов в гидрокарбонаты и наоборот. Карбонаты используют в строительном деле для производства негашеной СаО и гашеной Са(ОН)₂ извести. Мрамор получил широкое использование в архитектуре и строительстве в качестве облицовочного, а в искусстве - как скульптурный материал. В сельском хозяйстве карбонаты используют для известкования почв.

Карбонат натрия в промышленных масштабах применяют для получения мыла, стекла, синтетических моющих средств, эмалей, а в быту - для умягчения воды. Основной составляющей известняка, мрамора, мела является карбонат кальция СаСО₃ . Сросшиеся кристаллы карбонатов кальция и магния СаСО₃ · MgCO₃ - составляющие доломита; карбонат железа - составляющие сидерита; цинк карбонат - смитсонит.

Силикаты - соли кремниевой кислоты - в природе представлены слюдой, глиной, сланцами. Горючие сланцы является высококалорийным и дешевым топливом. Силикаты натрия, калия и кальция используют для выплавки стекла, производства цемента, керамики.

Сульфаты в природе распространены в виде гипса (кристаллогидрат - вещество, в составе которой содержится вода, сульфат кальция (СаSO₄ · 2H₂O) и глауберовой соли Nа₂SO₄ · 10H₂O, медного купороса - CuSO₄ · 5H₂O. Сульфаты используют в медицине (гипсовые повязки), скульптурном деле (изделия из гипса, барельефы, горельефы, статуэтки, статуи, наглядные экспонаты), производстве стекла (оконного и цветного), на стройке.

Нитраты в природных условиях - редкие соединения. Нитрат натрия известный как натриевая, или чилийская селитра, нитрат калия - индийская селитра, нитрат кальция - норвежская селитра. Нитраты используют как минеральные удобрения, в производстве спичек, взрывчатых веществ и черного пороха, а нитрат натрия - в качестве консерванта. Нитрат серебра (I) наносят тонким слоем на фото и рентгеновские пленки, благодаря чему происходит фотографирование, а в медицине - диагностика заболеваний внутренних органов. Серебрение металлических изделий также происходит с участием
нитрата серебра (I).

Ортофосфаты представлены в природе в виде залежей фосфоритов и апатитов. В их состав входит ортофосфат кальция Са₃(РО₄)₂. В промышленности используют преимущественно для производства фосфорных удобрений и ортофосфорной кислоты.

В земной коре много солей сероводородной кислоты - сульфидов, в частности сульфид цинка ZnS - цинковая обманка; сульфид молибдена (IV) MoS₂ - молибденит; сульфид железа (II) FeS - пирит; сульфид свинца (II) PbS - свинцовый блеск и др. Все это - руды, из которых выплавляют соответствующие металлы.

Воды многих источников имеют специфический вкус благодаря тому, что в них имеются растворенные соли. Вам известно, что при продолжительном кипячении воды образуется накипь. Это соли угольной кислоты: карбонаты кальция и магния, которые при кипячении выпадают в осадок. Поскольку они растворимы в кислотах, то удалить из посуды накипь в бытовых условиях можно с помощью уксуса или лимонного сока.

В морской воде в больших количествах растворены хлорид натрия, хлорид магния, сульфат натрия, бромид натрия и другие соли (Рис. 87).

Благодаря большому содержанию солей морская вода имеет лечебные свойства. Соли нужны не только человеку. Они входят в состав клеточного сока всех растений, тканей организмов людей и животных.

Вывод:

• Соли - очень распространенные вещества в природе. Самые распространенные из них хлориды, карбонаты, силикаты, сульфаты, сульфиды, нитраты, ортофосфаты.
• Многие солей в растворенном виде содержатся в составе пресной, морской и минеральных вод, придает им специфические вкусовые свойства.
• Все упомянутые выше соли имеют большое практическое значение для человека и всех живых организмов.

Способы получения солей

Вы уже убедились в том, что среди неорганических веществ соли являются довольно распространенными в природе. Однако не все известные соли могут иметь естественное происхождение. Много солей добывают в промышленности и лабораториях научно-исследова�